RECOPILACIÓN DE EJERCICIOS RESUELTOS

U.D. 7: “ÁCIDOS Y BASES” – EJERCICIOS Y CUESTIONES DE SELECTIVIDAD

QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 1

QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 7: ÁCIDOS Y BASES

SELECTIVIDAD

RECOPILACIÓN DE EJERCICIOS RESUELTOS

Se prepara una disolución añadiendo 4,88 g de ácido benzoico, C6H5COOH, a la cantidad de agua necesaria para obtener 500 mL de disolución. En dicha disolución el ácido está disociado en un 2,8%.Calcula:

a) La constante de acidez del ácido benzoico, expresada como pKa.

b) El pH de la disolución y la concentración de OH–.

c) La concentración que debe tener una disolución de ácido hipocloroso para que tenga el mismo grado de disociación que la de ácido benzoico del enunciado.

Datos. pKa(ácido hipocloroso) = 7,54. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16. (PAU. Comunidad de Madrid. 2015 Modelo)

a) Masa molecular del ác. benzoico: 7C = 7 · 12 = 84

2O = 2 · 16 = 32 P.m. = 84 + 32 + 6 = 122

6H = 6 · 1 = 6

nº de moles de ácido benzoico: m(g) 4,88

n 0,04 molesP.m. 122

La concentración del ácido benzoico que se ha preparado es:

6 5

n 0,04 molC H COOH 0,08M

V 0,5 L

Teniendo en cuenta que el ácido benzoico está disociado el 2,8% (0,028 por cada unidad), determinamos la concentración de las distintas especies en el equilibrio:

C6H5COOH + H2O C6H5COO– + H3O+

Concentración Inicial 0,08M — —

Cambios – 0,08·0,028 +0,08·0,028 +0,08·0,028

Concentración Equilibrio 0,08·(1 – 0,028) 0,08·0,028 0,08·0,028

Calculamos con estos valores la constante de equilibrio Ka:

–63 5

a

5

2

6 5

H O 0,08 0,028C H CK 6,45 10 M

0,08 1 0,028

OO

C H COOH

Y de aquí calculamos el valor de pKa:

pKa= – log Ka = – log (6,45·10–5) = 4,20

b) La concentración de H3O+ es: H3O+ = 0,08 · 0,028 = 2,24·10–3 M

pH = –log H3O+ = –log (2,24·10–3) = 2,65

OH– = 10–14/2,24·10–3 = 4,46·10–12 M



c) La constante de acidez del ácido hipocloroso es:

Ka = 10–pKa = 10–7,54 = 2,88 · 10–8

Teniendo en cuenta que el grado de disociación tiene que ser el mismo que el de la disolución de ácido benzoico (2,8% o 0,028 por unidad), hacemos la tabla de valores llamando c0 a la concentración inicial del ácido hipocloroso:

HClO + H2O HCl– + H3O+

Concentración Inicial c0 — —

Cambios – c0·0,028 + c0·0,028 + c0·0,028

Concentración Equilibrio c0·(1 – 0,028) c0·0,028 c0·0,028

2 2–3 0 80

a

0

8

50 2

H O ClO c 0,028 c 0,028K 2,88 10 M

c 1 0,028 1 0,028

2,88 10 1 0,028c 3,57 10 M

0,02

H

8

ClO

Se preparan 250 mL de una disolución acuosa de ácido acético cuyo pH es 2,9. a) Calcula la concentración inicial del ácido acético.

b) Obtén el grado de disociación del ácido acético.

c) Determina el volumen de ácido acético de densidad 1,15 g· mL–1 que se han necesitado para preparar 250 mL de la disolución inicial.

d) Si a la disolución inicialmente preparada se adicionan otros 250 mL de agua, calcula el nuevo valor de pH. Supón volúmenes aditivos.

Datos. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; Ka (CH3COOH) = 1,8×10–5.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Julio 2019)

a) Si el pH de la disolución es 2,9, [H3O+] es:

[H3O+] = 10–pH = 10–2,9 = 1,26 · 10–3 M.

Hacemos la tabla de valores llamando C0 a la concentración inicial del ácido:

HAc (aq) + H2O (l) Ac– (aq) + H3O+ (aq)

Concentración Inicial C0 — —

Cambios – 1,26 · 10–3 +1,26 · 10–3 +1,26 · 10–3

Concentración Equilibrio C0– 1,26 · 10–3 1,26 · 10–3 1,26 · 10–3

Con estos valores y conociendo el valor de Ka calculamos la concentración inicial del ácido C0:

2335

a 30

23

30 5

23

30 5

0

3

1,26 10H O AcK HAc 1,8 10

HAc C 1,26 10

1,26 10C 1,26 10

1,8 10

1,26 10C 1,26 10

1,8 10

C 0,09M

CH COOH 0,09M



b) La concentración de los iones [H3O+] y Ac– en el equilibrio, son el producto de la concentración inicial del ácido por el grado de ionización, es decir, [H3O+] = Co · α, de donde despejando α, sustituyendo valores y operando se tiene su valor:

33

0

H O 1,26 100,014 1,4%

C 0,09

c) Los moles de ácido acético contenidos en la disolución preparada son:

n mol

M n M V 0,09 0,25L 0,0225molesV L

Como la masa molecular del ácido acético (C2H4O2) es: 2·12 + 4·1 + 2·16 = 60

La masa de acético puro que hay en la disolución preparada es:

m = n · P.m. = 0,0225 · 60 = 1,35g

Según esto el volumen de acético puro que hemos de utilizar es:

1

m m 1,35gV 1,17mL

V 1,15g mL

d) Si la disolución preparada se diluye con 250 mL de agua, tendremos el mismo número de moles de ácido acético y 0,5 litros de disolución, por lo que su nueva concentración molar es:

n 0,0225moles

M 0,045MV 0,5L

Llamando x a la concentración de ácido que se ioniza, podemos hacer la nueva tabla de equilibrio:



Cambios – x +x +x

Concentración Equilibrio 0,045– x x x

y llevando estos valores de concentración a la constante ácida del acético y operando, se tiene para x el valor:

23 5

a

H O Ac x x xK 1,8 10

HAc 0,045 x 0,045 x

Podemos hacer 0,45 – x 0,45, por tanto:

25 2 5 5 4x

1,8 10 x 1,8 10 0,045 x 1,8 10 0,045 9 10 M0,045

Por lo que:

[H3O+] = 9·10–4M

–43pH – log H O – log x –log 9 10 3,05



Responde a las siguientes cuestiones: a) Escribe los equilibrios de disociación en agua de HNO2, NH3 y HSO4

− e indica si actúan como ácido o como base.

b) Se dispone de una disolución de ácido acético 0,2 M y otra de igual concentración de ácido salicílico. Justifica cuál de las dos tiene menor pH.

c) Calcula el pH de una disolución de amoniaco 0,45 M.

Datos: Ka (HNO2) = 5,6·10−4 ; Ka (HSO4−) = 1,0·10−2 ; Ka (ácido acético) = 1,8·10−5 ; Ka (ácido

salicílico) = 1,1·10−3 ; Kb (amoniaco) = 1,8·10−5.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Junio 2018)

a) HNO2 (aq) + H2O(l) NO2–

(aq) + H3O+ (aq) Comportamiento ácido

NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) + OH– (aq) Comportamiento básico

HSO4– (aq) + H2O(l) SO4

= (aq) + H3O+ (aq) Comportamiento ácido

HSO4– (aq) + H2O(l) H2SO4 (aq) + OH– (aq) Comportamiento básico

El HNO2 tiene comportamiento ácido, el NH3 tiene comportamiento básico y el HSO4– es una

especie anfótera, aunque por tener una constante de acidez elevada su comportamiento es fundamentalmente ácido.

b) Ambos son ácidos débiles. Al ser mayor la Ka del ácido salicílico que la del ácido acético, a igualdad de concentración inicial, estará más disociado el ácido salicílico, por lo que este tendrá mayor concentración de H3O+, y su pH será menor (el pH más bajo implica ser más ácido). Por lo tanto tendrá menor pH la disolución de ácido salicílico 0,2 M.

Lo podemos hacer mediante cálculos numéricos:

HA (aq) + H2O (l) A– (aq) + H3O+ (aq)


Cambios – x +x +x

Concentración Equilibrio 0,2– x x x

Para el ácido acético:

2

3 5 3a

H O A x x xK HAc 1,8 10 x 1,91 10 M pH HAc 2,72

HA 0,2 x 0,2 x

Para el ácido salicílico:

23 3 3

a

H O A x x xK (HSa) 1,1 10 x 1,43 10 M pH HSa 1,84

HA 0,2 x 0,2 x

c) Para el equilibrio construimos una tabla de valores con las concentraciones de las distintas especies presentes:

NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) + OH– (aq)


Cambios – x +x +x

Concentración Final 0,45 – x x x

Sustituyendo en la constante de equilibrio:



2eq eq 5 3

b

3 eq

3

14 1414 12

3 3

–

–

–

12

4

3

–

x x xK 1,8 10 x 2,84 10

0,45 x 0,45 x

2,84 10 M

10 10H O 10 H O 3,52 10 M

2,84 10

pH log 3,52 10 11

NH OH

NH

O

,45

H

OHOH

Si el pOH de la disolución es:

pOH = 14 – pH = 14 – 11.12 = 2,88

Por tanto la concentración de iones hidróxido en la disolución es:

[OH-] = 10–pOH = 10–2,88 = 1,32 · 10–3 M

Que sustituido en la ecuación de la constante de equilibrio:

232

5b 3

1,32 10 MxK 1,74 10 M

0,1 x 0,1M 1,32 10 M

Para una base y su ácido conjugado. disueltos en agua. se cumple: pKb + pKa = 14

Sustituyendo:

–log 1,74·10–5 – log Ka(NH4+) = 14 Ka(NH4

+) = 5,75·10–10M

Se disuelven 0,675 gramos de ácido cianhídrico en agua hasta completar 500 mL de disolución. a) Determina su concentración molar.

b) Calcula su pH.

c) Calcula la concentración que debe tener una disolución de ácido clorhídrico para que tenga el mismo pH que la disolución de ácido cianhídrico.

Datos: pKa (ácido cianhídrico) = 9,2. Masas atómicas: H = 1; C = 12; N = 14.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Julio 2018)

a) Para conocer la molaridad del HCN necesitamos conocer el número de moles:

P.m. = 1 + 12 + 14 = 27

HCN

m(g) 0,675n 0,025

P.m. 27

Y la concentración del HCN es: n 0,025

HCN 0,05MV(L) 0,5

b) El HCN es un ácido débil. Hacemos la tabla de valores:

HCN (aq) + H2O (l) CN– (aq) + H3O+ (aq)

Concentración Inicial 0,05 M — —

Se disocian/se forman – x + x + x


Aplicando la ley del equilibrio químico:



a

23

a

pK 9,2 10a

H O CN x x xK

HCN 0,05 x 0,05 x

K 10 10 6,31 10

Luego: 2

10 63

x6,31 10 x H O 5,62 10

0,05 x

Y por tanto el pH es:

63pH log H O log 5,62 10 5,25

c) Al ser un ácido fuerte, el HCl se disocia por completo, por lo que su concentración debe ser la misma que la concentración de protones del apartado b, por lo tanto su valor tiene que ser 5’62 · 10–6M

Calcula el pOH de las siguientes disoluciones 0,20 M. a) CH3COOH; pKa = 5.

b) Ca(OH)2.

c) NH3; pKb = 5.

(PAU. Comunidad de Madrid. Junio 2017)

a) Disolución 0,20M de ácido acético:



Cambios – x +x +x

Concentración Equilibrio 0,20 – x x x

a

23

a

pK 5a

25 5 3

33

3

H O Ac x x xK

HAc 0,20 x 0,20

K 10 10

x10 x 0,20 10 1,41 10

0,20

H O 1,41 10

pH log 1,41 10 2,85

pOH 14 pH 14 2,85 11,15

b) Disolución 0,20M de hidróxido de calcio:

El hidróxido de calcio es una base fuerte y se disocia por completo:

Ca(OH)2 Ca2+ + 2(OH–)


Concentración Final 0 0,20M 2·0,20M

OH 0,4M

pOH log OH log0,4 0,40



c) Disolución 0,20M de amoniaco:

El equilibrio que mantiene el amoníaco en agua es:

NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) + OH– (aq)




Como su constante de basicidad es:

b

2

b

3

pK 5b

–4

–

–

25 5 3

3

3

x x xK

0,2 x 0,2

K 10 10

x10 x 0,2 10 1,41 10 M

0

NH OH

NH

O

,2

1,41 10 M

pOH log log 1,41 10 2 8

H

O , 5H

Una disolución acuosa 0,2 M de metilamina tiene pH = 12. a) Escribe la reacción de disociación en agua de la metilamina.

b) Calcula el grado de disociación de la metilamina en la disolución.

c) Calcula el pH de una disolución acuosa de hidróxido de potasio 0,2 M.

d) A partir de los resultados anteriores, justifica si la metilamina es una base fuerte o débil.

(PAU. Comunidad de Madrid. Junio 2015)

a) El pH > 7 indica que la metilamina es una base, por tanto:

CH3NH2 + H2O CH3NH3+ + OH−

b) Tenemos:

CH3NH2 (aq) + H2O (l) CH3NH3+ (aq) + OH− (aq)


Se disocian/se forman – 0,2 + 0,2 + 0,2

Concentración Final 0,2 (1 – ) 0,2 0,2

Como conocemos el pH podemos calcular la concentración de hidróxido

pOH = 14 – pH pOH = 14 – 12 = 2 [OH−] = 10−2 M

Por tanto

[OH−] = 0,2 10−2 = 0,2 = 0,05

c) El hidróxido de potasio KOH, es una base fuerte por tanto se disocia al 100% ( = 1)

El hidróxido de calcio es una base fuerte y se disocia por completo:

KOH K+ + OH–


Concentración Final 0 0,2M 0,2M



OH 0,2M

pOH log OH log 0,2 0,7

pH 14 pOH 14 0,7 13,3

d) La metilamina es una base débil, tiene un grado de disociación bajo, mucho menor que la unidad. A igual concentración que la disolución de KOH, la de metilam¡na tiene un pH menor, es menos básica.

Considera los siguientes ácidos y sus valores de pKa indicados: HCOOH pKa = 3,74 ; HClO2 pKa = 1,96; HCN pKa = 9,21

a) Justifica cuál es el ácido más débil.

b) Calcula Kb para la base conjugada de mayor fortaleza.

c) Si se preparan disoluciones de igual concentración de estos ácidos, justifica, sin hacer cálculos, cuál de ellas será la de menor pH.

d) Escribe la reacción entre NaOH y HCN. Nombre el producto formado.

(PAU. Comunidad de Madrid. Septiembre 2014)

a) La fortaleza de los ácidos está directamente relacionada con su constante de acidez, cuanto mayor es la constante de acidez, más disociado se encuentra el ácido y por tanto tiene mayor fuerza. El pKₐ es el menos logaritmo del valor de la constante (pKₐ = -logKₐ), por lo que cuanto mayor sea el valor de pKₐ, menor será el valor de la constante y menor fortaleza tendrá el ácido, por lo tanto el ácido más débil será el de menor pKₐ, el ácido cianhídrico.

b) La base conjugada de mayor fuerza será la base conjugada del ácido más débil, por lo tanto será la base conjugada del ácido cianhídrico (HCN). La constante de basicidad se obtiene mediante la relación entre la constante de un ácido y la de su base conjugada.

Ka · Kb = Kw = 10–14

Ka (HCN) = 10–pKa = 10–9,21 = 6,17 · 10–10

145W

b 10a

K 10K 1,62 10

K 6,17 10

c) El pH de una disolución es el menos logaritmo de la concentración de iones H3O+ (pH= –log [H₃O⁺]), y por tanto, el valor del pH es inversamente proporcional a la fortaleza del ácido, siendo la disolución del ácido más fuerte (menor pKₐ) la de menor pH, en este caso el ácido cloroso (HClO₂).

d) Se trata de una reacción de neutralización entre un ácido muy débil (HCN) y una base fuerte (NaOH):

NaOH + HCN → NaCN + H₂O



Se tienen dos disoluciones acuosas, una de ácido salicílico HA (Ka = 1·10–3) y otra de ácido benzoico HB (Ka = 6,6·10–5). Si la concentración de los dos ácidos es la misma, contesta razonadamente a las siguientes preguntas: a) ¿Cuál de los dos ácidos es más débil?

b) ¿Cuál de los dos ácidos tiene un grado de disociación mayor?

c) ¿Cuál de las dos disoluciones da un valor menor de pH?

d) ¿Cuál de las dos bases conjugadas es más débil?

(PAU Aragón 2005)

a) El ácido más débil es el que deja menos protones en disolución acuosa y por lo tanto el de menor valor de Ka por lo que será el ácido benzoico.

b) Por la misma razón expuesta antes el más disociado será el ácido más fuerte, puesto que deja mayor número de protones [H3O+] en disolución acuosa; en este caso será el ácido salicílico.

c) Un menor valor de pH corresponde a una mayor concentración de H3O+ en disolución por lo que vuelve a ser el ácido salicílico.

d) La base conjugada más débil es la que corresponde al ácido más fuerte; por lo tanto será el salicilato.

Se preparan 500 mL de una disolución que contiene 0,2 moles de un ácido orgánico monoprótico cuyo pH es 5,7. Calcula: a) La constante de disociación del ácido.

b) El grado de disociación del ácido en la disolución.

c) La constante Kb de la base conjugada. (PAU Comunidad de Madrid 2002)

DATOS CONOCIDOS:

V = 500ml = 0,5L; nHA = 0,2; [HA] = 0,2moles/0,5litros = 0,4M; pH = 5,7

a) Cálculo de la constante de disociación Ka:

HA (aq) + H2O (l) A– (aq) + H3O+ (aq)

Concent. inicial 0,4 – –

Cambios –x +x +x

Concent. en el equilibrio 0,4 – x x x

pH 5.7 63x H O x 10 10 2 10


262 2

3 11a

2 10H O A x x x xK 10

HA 0,4 x 0,4 x 0,4 0,4

b) Cálculo del grado de disociación :

66

0

concentración disociada x 2 105 10

concentración inicial c 0,4

c) Cálculo de Kb:

1414 3W

a b W b 11a

K 10K K K 10 K 10

K 10



Sabiendo que la constante de ionización del ácido cianhídrico es Ka(HCN) = 6,2 · 10–10 mol/L, calcula el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de cianuro de sodio 0,01 M. (EvAU. Murcia. Junio 2018)

La disolución del NaCN en agua proporciona cationes sodio Na+ que no reaccionan con el agua y aniones cianuro CN– que al ser una base más fuerte que el agua reacciona con ésta.

CN– + H2O HCN + OH– Con:

145W

h 10a

HCN OH K 1,0 10K CN 1,6 10 M

K HCN 6,2 10CN

Si despreciamos la contribución de la autoprotólisis del agua a la presencia de iones hidróxido en el equilibrio, Kh(CN-) >> KW, la concentración de las distintas especies son:

CN– (aq) + H2O (l) HCN (aq) + OH– (aq)


Cambios – x + x + x


Sustituyendo:

5h

x xK CN 1,6 10 M

0,01 x

Como [CN–]0 >> Kh(CN–) podemos realizar la aproximación 0,01 M — x 0,01 M

2

5 5 4h

xK CN 1,6 10 M x 0,01 1,6 10 x 4,0 10 M

0,01

Despejando [H3O+]:

14 1411W

3 4

KH = 2

xO

1,0 10 1,0 10O ,5 10 M

4,0 10H

Con lo que el pH de la disolución es: pH = —log [H3O+] = —log (2,5 · 10–11) = 10,60

EI grado de hidrólisis es:

4nº de moles de CN hidrolizados 4,0 10 M0,04

nº de moles iniciales de CN 0,01M

Si queremos dar el grado de disociación en tanto por ciento habría que multiplicar por 100: = 4%

Se preparan disoluciones acuosas de los siguientes compuestos: yoduro de potasio, nitrito de sodio, bromuro de amonio y fluoruro de sodio. a) Escribe los correspondientes equilibrios de disociación y los posibles equilibrios de

hidrólisis resultantes para los cuatro compuestos en disolución acuosa. b) Justifica el carácter ácido, básico o neutro de cada una.

Datos: Ka ácido nitroso = 7,2·104; Ka = ácido fluorhídrico = 6,6·104; Kb amoniaco = 1,8·105. (PAU. Comunidad de Madrid. Junio 2011)

a) El yoduro de potasio (KI) se disocia en agua

KI K+ + I.

El catión K+, proviene de una base fuerte (KOH) por tanto, no produce hidrólisis.

El anión I, es la base conjugada de un ácido fuerte (HI) por tanto, no reacciona con el agua de la disolución, no produce hidrólisis.



El nitrito de sodio (NaNO2) se disocia en agua

NaNO2 Na+ + NO2

El catión Na+, proviene de una base fuerte (NaOH) por tanto, no reacciona con el agua de la disolución (no se produce hidrólisis).

El anión NO2, es la base conjugada de un ácido débil (HNO2) por tanto, reacciona con el agua

(se produce hidrólisis)

NO2 + H2O HNO2 + OH

El bromuro de amonio (NH4Br) se disocia en agua

NH4Br NH4+ + Br

El anión Br, es la base conjugada de un ácido fuerte (HBr) por tanto, no produce hidrólisis.

El catión NH4+, es el ácido conjugado de una base débil (NH3) por tanto, produce hidrólisis.

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

El fluoruro de sodio (NaF) se disocia en agua

NaF Na+ + F.

El catión Na+, proviene de una base fuerte (NaOH) por tanto, no produce hidrólisis.

El anión F, es la base conjugada de un ácido débil (HF) por tanto, produce hidrólisis.

F + H2O HF + OH

b) La disolución de yoduro de potasio es neutra al proceder las dos especies de ácido y base fuertes.

La disolución de nitrito de sodio es básica ya que la hidrólisis del anión nitrito está

produciendo OH.

La disolución de bromuro de amonio es ácida ya que la hidrólisis del catión amonio está produciendo H3O+.

La disolución de fluoruro de sodio es básica ya que la hidrólisis del anión fluoruro está

produciendo OH.

Calcula el pH de una disolución acuosa de fluoruro de potasio 1,0 M. Ka (ácido fluorhídrico) = 7,2 ⋅ 10–4.

(PAU.C. F. Navarra, 2007)

El fluoruro de potasio (KF) es la sal de un ácido débil y una base fuerte:

KF K++ F–

K+: ácido conjugado muy débil de una base fuerte (KOH) que no tiene tendencia a reaccionar con el agua.

F–: base conjugada débil de un ácido débil (HF); sí se hidroliza según la reacción:

F + H2O HF + OH

Para calcular su pH tendremos en cuenta el equilibrio de hidrólisis del ion fluoruro.

Hallamos Kh:

1411W

h 4a

K 10K 1,4 10

K 7,2 10

La concentración inicial de la base es:

KF K++ F–



Planteamos el equilibrio de hidrólisis:

F + H2O HF + OH

Concentración Inicial 1 M — —


Concentración Final 1 – x x x

Como conocemos Kh = 1,4 ⋅ 10–11, despejamos x y calculamos el pH:

2

11 6h

HF OH x x xK F 1,4 10 M x 3,74 10

1 x 1 xF

Como [OH—] =x= 3,74 ⋅ 10–6 M:

pOH =–log [OH–] = –log (3,74 ⋅ 10–6) pOH = 5,43

pH = 14 – 5,43 = 8,57

Nombra los siguientes compuestos e indica si disoluciones acuosas de los mismos serían ácidas, básicas o neutras. Justifica las respuestas mediante las ecuaciones iónicas que corresponden en cada caso: a) KBr; b) Li2CO3; c) Na2S; d) NH4NO3

(PAU. Comunidad de Madrid. Septiembre 2010)

a) KBr: Bromuro de potasio.

Es una sal que procede de un ácido fuerte, HBr (ácido bromhídrico), y una base fuerte, KOH (Hidróxido de potasio) que al disolverse en agua se ioniza:

KBr K+ + Br

El catión K+ será el ácido conjugado de la base fuerte, KOH, por tanto, será débil y no reacciona con el

agua. El Br es la base conjugada del ácido fuerte, HBr, por tanto será débil y tampoco reaccionará con el agua. La disolución tendrá CARÁCTER NEUTRO.

b) Li2CO3: Carbonato de litio.

Es una sal que procede de un ácido débil, H2CO3 (ácido carbónico, trioxocarbonato de dihidrogeno o trioxocarbonato (IV) de hidrógeno) y una base fuerte, LiOH (hidróxido de litio) que al disolverse en agua se ioniza:

Li2CO3 2 Li+ + CO32

El Li+ será el ácido conjugado de la base fuerte, LiOH, por tanto, será débil y no reacciona con el agua.

El CO32 es la base conjugada del ácido débil, H2CO3, por tanto será lo suficientemente fuerte como

para reaccionar con el agua produciendo hidrólisis.

CO32 + H2O HCO3

+ OH

La hidrólisis del carbonato provoca la aparicion de iones OH, por tanto la disolución tendrá CARÁCTER BÁSICO.

c) Na2S: Sulfuro de sodio

Es una sal que procede de un ácido débil, H2S (ácido sulfhídrico) y una base fuerte, NaOH (hidróxido de sodio) que al disolverse en agua se ioniza

Na2S 2 Na+ + S2

El Na+ será el ácido conjugado de la base fuerte, NaOH, por tanto, será débil y no reacciona con el

agua. El S2 es la base conjugada del ácido débil, H2S, por tanto será lo suficientemente fuerte como para reaccionar con el agua produciendo hidrólisis.

S2 + H2O HS + OH

La hidrólisis del sulfuro produce iones OH, por tanto la disolución tendrá CARÁCTER BÁSICO.



d) NH4NO3: Nitrato de amonio.

Es una sal que procede de un ácido fuerte, HNO3 (ácido nítrico o trioxonitrato (V) de hidrógeno) y una base débil, NH3 (amoniaco) que al disolverse en agua se ioniza

NH4NO3 NH4+ + NO3

El NO3 es la base conjugada de un ácido fuerte, HNO3, por tanto, será débil y no reacciona con el

agua. El NH4+ es el ácido conjugado de una base débil, NH3 por tanto será lo suficientemente fuerte

como reaccionar con el agua produciendo hidrólisis.

NH4+ + H2O NH4OH + H+

La hidrólisis del amonio produce iones H+, por tanto la disolución tendrá CARÁCTER ÁCIDO.

Completa y ajusta las siguientes ecuaciones ácido-base:

a) HNO3 + Mg(OH)2

b) NH3 + H2SO4

c) HCO3– + NaOH

d) CH3–COOH + KOH

(PAU. Comunidad de Madrid 2005)

a) 2 HNO3 + Mg(OH)2 Mg(NO3)2+ 2 H2O

Ácido nítrico + hidróxido de magnesio nitrato de magnesio + agua

b) 2 NH3 + H2SO4 (NH4)2(SO4)

Amoniaco + ácido sulfúrico sulfato de amonio

c) HCO3– + NaOH NaCO3

– + H2O

Anión hidrogenocarbonato + hidróxido de sodio anión carbonato de sodio + agua

d) CH3–COOH + KOH → CH3–COOK + H2O

Ácido acético (o etanoico) + hidróxido de potasio acetato de potasio (o etanoato de potasio) + agua

Un ácido monoprótico presenta una constante de acidez Ka = 2,5·10–5.

a) Calcula la concentración inicial de este ácido necesaria para obtener una disolución cuyo pH sea igual a su pKa – 2.

b) Calcule la masa de KOH necesaria para neutralizar 100 mL de la disolución del ácido del apartado a).

c) Razone si el pH resultante de la neutralización del apartado b) es ácido, básico o neutro.

Datos. Masas atómicas: H = 1,0; O = 16,0; K = 39,1.

(PAU Comunidad de Madrid. Septiembre 2015)

a) Llamemos c0 a la concentración inicial del ácido y x a los moles/litro de ácido que se disocian:

HA (aq) + H2O (l) A– (aq) + H3O+ (aq)

Concentración Inicial c0 — —


Concentración Final c0 – x x x


Por definición pH = – log [H3O+] y además el valor de [H3O+] es x.

El enunciado nos dice que pH = pKa – 2 = – log(2,5·10–5) – 2 = 4,60 – 2 = 2,60



Luego: pH = – log [H3O+] = –log x = 2,60

x = 2,5 · 10–3


3

a

2523 1

5 5 5a

H O AK

HA

2,5 10H O A x x xHA 2,5 10 0,25M

K 2,5 10 2,5 10 2,5 10

b) La reacción de neutralización es:

REACCIÓN AJUSTADA: HA + KOH KA + H2O

DATOS: 100mL ¿? 0,25M

RELACIÓN ENTRE MOLES

Se consume 1 mol de hidróxido de potasio por cada mol del ácido monoprótico.

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (HA)

HA

molesn = 0,25 0,1litros 0,025 moles de HA

litro

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (KOH)

KOHn = 0,025 moles

CÁLCULO EN GRAMOS de la sustancia problema

KOH: 1 K = 39,1

1 O = 16,0 P.m. KOH = 56,1 1 mol de KOH = 56,1 gramos 1 H = 1,0

1 mol KOH 56,1 gramos KOHy 1,40 gramos KOH

0,025 moles KOH y gramos KOH

SOLUCIÓN: 1,40 gramos de KOH

c) Tras la neutralización, los aniones del ácido (A–) producirán hidrólisis puesto que el ácido HA es un ácido débil (su Ka lo confirma), mientras que los cationes K+ no producirán hidrólisis por ser KOH una base fuerte:

A– + H2O HA + OH– Por tanto el pH será básico

Se dispone de una disolución de ácido metanoico 0,5 M. Calcule:

a) El pH de la disolución.

b) El grado de disociación de la base BOH 0,3 M que presenta un pOH igual que el pH de la disolución de ácido metanoico.

c) El volumen de base BOH 0,3 M necesario para neutralizar una disolución de ácido metanoico obtenida al mezclar 50 mL de la disolución del enunciado con 150 mL de agua.

Dato. Ka = 1,85·10−5.

(PAU. Comunidad de Madrid. Modelo 2018)

a) El ácido metanoico es un ácido débil que se disocia parcialmente en agua:

HCOOH (aq) + H2O (l) HCOO– (aq) + H3O+ (aq)







2 23 5

a

5 3

3 33 3

H O x x x xK 1,85 10

0,5 x 0,5 x 0,5

x 0,5 1,85

H

10 3,04 10

H O 3,04 10 pH log H O log 3,04 10 2

COO

HCOOH

,52

b) La base BOH es una base débil que se disocia parcialmente en agua:

BOH (aq) + H2O (l) B+ (aq) + OH− (aq)

Concentración Inicial 0,3 — —

Cambios – 0,3· +0,3· +0,3·

Concentración Equilibrio 0,3·(1–) 0,3· 0,3·

Como el pH (HCOOH) = pOH (BOH) ⇒ [H3O+] = [OH−] ⇒ [OH−] = 3,04 · 10–3 0,3· = 3,04 · 10–3

–33,04 · 100,010

0,3 Que si lo queremos expresar en % sería: = 0,010·100 = 1%

c) La reacción de neutralización es:

REACCIÓN AJUSTADA: HCOOH + BOH BaHCOO + H2O

DATOS 50mL(0,5M) + 150mL H2O V (0,3M)


1 mol de HCOOH 1 mol de BOH

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (HCOOH)

dH OO

d

C H

n molM n M V (L) 0,5 0,05L 0,025 mol HCes de

V (L) LOOH

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (BOH)

nBOH = 0,025 moles de BOH

CÁLCULO EN LITROS de la sustancia problema (BOH)

d

d

molesn n 0,025M V (L) 0,0833L 83,3mL

V (L) M 0,3mol L

SOLUCIÓN: 83,3 mL de BaOH

Determine: a) La concentración de una disolución de ácido benzoico, ácido monoprótico de fórmula C6H5COOH, sabiendo que para neutralizar 20 mL de la misma se han utilizado 15,2 mL de disolución de hidróxido de bario 0,5 M.

b) Sabiendo que el hidróxido de bario es una base fuerte, determine el valor del pH en el punto de equivalencia. Ka (C6H5COOH) = 6,5 ⋅ 10–5.

(PAU Aragón. 2007)

a) Escribimos la reacción de neutralización: 2 C6H5COOH + Ba (OH)2 (C6H5COO)2Ba + 2 H2O

C6H5COOH + Ba (OH)2

Va = 20mL Vb = 15,2mL

Ma = x Mb = 0,5

na = n(H3O+) = 1 nb = n(OH–) = 2

b bb

a a b ba b aa a

n M V 2 0,5M 15,2mLn M V n M V M 0,76M

n V 1 20mL



SOLUCIÓN: La concentración de la disolución de C6H5COOH es 0,76M

b) Tras la neutralización, los aniones del ácido (C6H5COO–) producirán hidrólisis puesto que el ácido C6H5COOH es un ácido débil (su Ka lo confirma), mientras que los cationes Ba2+ no producirán hidrólisis por ser Ba (OH)2 una base fuerte:

(C6H5COO)2Ba 2 C6H5COO– + Ba2+

C6H5COO– + H2O C6H5COOH + OH–

Hay que calcular la concentración de sal para poder calcular la parte que se hidroliza:

6 5 2C H COO Ba

6 5 2d

nC H COO

VBa

(L)

El número de moles de la sal formados es igual al número de moles de la base utilizados en la neutralización puesto que en dicha reacción por cada mol de base se produce un mol de sal.

2 26 25

3

Ba OHC H COO Ba OHBan M V(L) 0,5 0,0152 7,6 10

El volumen total (Vd) es la suma de los volúmenes de ambas disoluciones: 2

d a bV (L) V V 20mL 15,2mL 35,2mL 3,52 10 L

Por lo que:

6 5 2C H COO

3

2d

Ba

6 5 2

n 7,6 100,216M

V (L) 3,52 10C H COO Ba

Para calcular el pH de la disolución en el punto de equivalencia vamos a utilizar el equilibrio establecido anteriormente en la hidrólisis del anión benzoato.

La concentración de ion benzoato es el doble que la de la sal, puesto que por cada mol de sal se forman dos moles de benzoato.

Por tanto [C6H5COO–]0 es 0,432 M

Y:

1–

6 5

6

410

h 55

W

a

K 1,0 10K 1,54 10 M

K 6,5 10C H COO

C H COOH

Si despreciamos la contribución de la autoprotólisis del agua a la presencia de iones hidróxido en el equilibrio, Kh(C6H5COO–) >> KW, la concentración de las distintas especies son:

C6H5COO– + H2O C6H5COOH + OH–




Sustituyendo:

– 1h 6

05

x xK 1,54 10 M

0,43 xC

2C H OO

Como [C6H5COO–]0 >> Kh(C6H5COO–) podemos realizar la aproximación 0,432 M — x 0,432M

–2

10h 5

1 66

0xK 1,54 10 M x 0,432 1,54 10 x 8,16 10 M

0,432C H COO

Despejando [H3O+]:

14 149

6W

9

3

3

1,0 10 1,0 10O 1,225 10 M

KH =

8,16 10

pH log O log 1,225 10

xOH

1H 8,9

SOLUCIÓN: El pH en el punto de equivalencia es 8,91



Se preparan dos disoluciones, una con 1,61 g de ácido metanoico en agua hasta un volumen de 100 cm3 y otra de HCl, de igual volumen y concentración. Calcule: a) El grado de disociación del ácido metanoico.

b) El pH de las dos disoluciones.

c) El volumen de hidróxido potásico 0,15 M necesario para alcanzar el punto de equivalencia, en una neutralización ácido-base, de la disolución del ácido metanoico.

(Datos: Ka (metanoico) = 1,8 ⋅ 10–4)

(PAU Comunidad de Madrid. 2006)

a) Calculamos la concentración de ácido metanoico y, con el equilibrio y la expresión de la constante, el grado de disociación y el pH.

El p. molecular del ác. metanoico es: HCOOH: 2 H = 1·2 = 2

1 C = 12 P.m. HCOOH = 46 1 mol HCOOH = 46g 2 O = 16·2 = 32

Y por tanto el nº de moles: HCOOHHCOOH

HCOOH

m(g) 1,61n 0,035 moles de HCOOH

P.m. 46

HCOOH

d

n 0,035HCOOH 0,35M

V (L) 0,1



Cambios – 0,35 +0,35 +0,35

Concentración Equilibrio 0,35–0,35=0,35(1–) 0,35 0,35

Sustituyendo en la expresión de Ka, y teniendo en cuenta que << 1:

23 2

a

42a

H O HCOO 0,35 0,35 0,35K 0,35

HCOOH 0,35 1 1

K 1,8 102,27 10

0,35 0,35

Si lo damos en tanto por ciento: (%) = 2,27·10–2·100 = 2,27%

SOLUCIÓN: El grado de disociación es 2,27·10–2 (en tanto por uno) o 2,27%

b) Primero calculamos el pH del ácido metanoico:

A partir de la definición de pH: 32pH –log H O –log 0,35 –log 0,35 2,2 7 0 2,1 1

Como el HCl es un ácido fuerte, está completamente disociado y [HCl] = [H3O+]. Como [HCl] = 0,35M

pH = – log [H3O+] = – log 0,35 = 0,46

SOLUCIÓN: El pH de la disolución de HCOOH es 2,1 y el pH de la disolución de HCl es 0,46

c) Escribimos la reacción de neutralización: HCOOH + KOH HCOOK + H2O

Calculamos el volumen de KOH 0,15M HCOOH + KOH

Va = 100mL Vb = x

Ma = 0,35 Mb = 0,15

na = n(H3O+) = 1 nb = n(OH–) = 1

a aa

a a b b ba bb b

n M V 1 0,35M 100mLn M V n M V V 233mL de KOH 0,15M

n M 1 0,15M

SOLUCIÓN: Se necesitan 233mL de una disolución 0,15M de KOH.



Se preparan 250 mL de una disolución de HCl a partir de 2 mL de un ácido clorhídrico comercial de 36,2% de riqueza en masa y densidad 1,18 g·mL–1. Calcule: a) La concentración de la disolución preparada y su pH.

b) El pH de la disolución resultante de mezclar 75 mL de la disolución final de HCl con 75 mL de una disolución de NaOH 0,1 M.

c) El volumen de disolución de NaOH 0,1 M necesario para neutralizar 10 mL de la disolución preparada de HCl.

Datos. Masas atómicas: H = 1,0; Cl = 35,5.

(PAU Comunidad de Madrid. Junio 2017)

a) Cálculo de moles de HCl de los que se parte:

Datos de la disolución: V = 2mL; d = 1,18g/mL; Riqueza: 36,2%

Pm HCl = 1 + 35,5 = 36,5

Masa de la disolución de HCl de 36,2% de riqueza:

m gd m(disolución HCl) d V 1,18 2mL 2,36g disolución 36,2% de HCl

V mL

Masa de HCl puro:

36,2m(HCl puro)=2,36 0,85g de HCl puro

100

Moles de HCl:

m(g) 0,85n 0,023 moles de HCl

Pm 36,5

Concentración de la disolución preparada:

d

n 0,023M 0,092M

V (L) 0,250

pH de la disolución preparada

Al ser el HCI un ácido fuerte el proceso de su ionización se produce completamente y al final no queda prácticamente ácido clorhídrico sin ionizar.

HCl (aq) + H2O(l) Cl– (aq) + H3O+ (aq)


Concentración Final — 0,092 M 0,092 M

Por tanto:

[H3O+] = 0,092 M.

Por consiguiente, el pH = – log [H3O+] = – log 0,092 = 1,04

b) Se trata de una mezcla entre un ácido fuerte y una base fuerte.

1º Escribimos la reacción de neutralización ajustada.

HCl + NaOH NaCl + H2O

2º Establecemos la relación entre moles que hay entre el ácido y la base.

1 mol de HCl reacciona con 1 mol de NaOH

3º Deducimos cuál es el reactivo en exceso.

Moles de HCl: nHCl = [HCl]·Vd(L) = 0,092·0,075=0,0069moles

Moles de NaOH: nNaOH = [NaOH]·Vd(L) = 0,1·0,075=0,0075moles

El NaOH está en exceso.



4º Calculamos la cantidad de sal que se produce y la cantidad de reactivo que queda en exceso.

Reaccionan 0,0069 moles de HCl con 0,0069 moles de NaOH y producen 0,0069 moles de NaCl.

La cantidad de NaOH en exceso es:

0,0075 – 0,0069 = 0,0006 moles

Tenemos pues una disolución formada por 0,0069 moles de NaCl y 0,0006 moles de NaOH. Será una disolución con pH básico.

5º calculamos el pH tal y como lo hicimos en ese apartado

La sal estará totalmente disociada: NaCl (aq) Na+ (aq) + Cl– (aq)

El ion Cl– proviene de un ácido fuerte y el Na+ de una base fuerte por lo que no darán reacción con el agua.

Calculamos la concentración inicial de NaOH

NaOH

d

n 0,0006 0,0006NaOH 0,004M

V (L) 0,075 0,075 0,150

El NaOH estará completamente disociado, por lo que [OH–]=0,004

pOH = –log[OH–]= –log 0,004 = 2,40

pH = 14 – 2,40 = 11,60

c) HCl + NaOH

HCl + NaOH

Va = 10mL Vb = x

Ma = 0,092 Mb = 0,1

na = n(H3O+) = 1 nb = n(OH–) = 1

a aa

a a b b ba bb b

n M V 1 0,092 10mLn M V n M V V 9,2mL

n M 1 0,1

SOLUCIÓN: 9,2mL de hidróxido de sodio 0,1M

Se preparan 500 mL de disolución disolviendo en agua 61 gramos de ácido benzoico (disolución I). Una vez preparada la disolución, se toman 5 mL de la misma y se diluyen hasta un volumen de 100 mL (disolución II). a) Calcula el pH de la disolución I. b) Calcula el grado de disociación de la disolución I. c) Calcula el volumen de disolución II necesario para neutralizar 50 mL de una disolución de

NaOH de pH = 10. d) Calcula los gramos de HCl que hay que disolver en 2 L de agua para obtener una

disolución con la misma concentración de protones que la disolución I. Datos. Ka (C6H5COOH) = 6,7×10–5. Masas atómicas: C = 12,0; H = 1,0; O = 16,0 y Cl = 35,5. (PAU Comunidad de Madrid. Junio 2013. Coincidentes)

a) Pm(C6H5COOH) = 7·12,0 + 6·1,0 + 2·16,0 = 122 g · mol−1.

Calculamos primero la concentración de la disolución I de ácido benzoico:

d d

61g

m(g) Pmn 0,5mol122g / molHBz 1M

V V 0,5L 0,5L



Llamemos x a los moles/litro de Bz que se disocian:

HBz (aq) + H2O (l) Bz– (aq) + H3O+ (aq)

Concentración inicial 1 – –

Se disocian/se forman –x +x +x

Concentración equilibrio 1 – x x x


23 5

a

H O Bz x x xK 6,7 10

HBz 1 x 1 x

Dado que Ka es muy pequeña, el HBz está muy poco disociado, y x debe ser muy pequeña comparada con la concentración inicial.

Podemos aproximar 1 – x 1 , y la expresión queda:

2 25 3x x

6,7 10 x 8,19 10 M1 x 1

pH = –log [H3O+] = –log (8,1910–3) = –(–2,09) = 2,09

b)

3d

d

3

x Vnº moles disociados xx 8,19 10

nº moles totales 1M V 1

Y en tanto por ciento:

% 8,19 10 100 0,819%

c) Calculamos el nº de moles de HBz que tenemos en 5mL de la disolución I

n = [HBz]·Vd(L) = 1 · 0,005 = 0,005 mol HBz.

Calculamos la concentración de la disolución II de ácido:

d

n 0,005molHBz 0,05M

V 0,1L

Calculamos la concentración de la disolución de NaOH.

En una disolución de NaOH con pH=10, pOH=14–10 = 4, y la [OH–]=10–4 M.

Como el NaOH es una base fuerte y está totalmente disociada [NaOH]=10–4 M

Escribimos la reacción de neutralización: HBz + NaOH KBz + H2O

Calculamos el volumen de la disolución II (0,05M)

HBz + NaOH

Va = x Vb = 50mL

Ma = 0,05 Mb = 10–4

na = n(H3O+) = 1 nb = n(OH–) = 1

4b bb

a a b b aa ba a

n M V 1 10 M 50mLn M V n M V V 0,1mL de HBz 0,05M

n M 1 0,05M

d) Se nos pide que preparemos 2L de una disolución de HCl del mismo pH que disolución I: 2,09.

Al ser el HCl un ácido fuerte:

[HCl] = [H3O+] = 10–2,09 = 8,13·10–3.



Calculamos el número de moles de HCl necesarios para preparar los 2 litros de disolución y de ahí los gramos correspondientes:

3 2d

d

2HCl HCl

nHCl n HCl V 8,13 10 2L 1,626 10 moles de HCl

V

m(HCl)=n Pm 1,626 10 36,5 0,59g de HCl

Se tiene una disolución acuosa de ácido acético (etanoico) 0,025 M. Calcule: a) El pH de la disolución y el grado de disociación del ácido.

b) El volumen de ácido acético puro de densidad 1,04 g·cm–3 necesario para preparar 200 mL de la disolución del enunciado.

c) El pH de la disolución resultante de añadir 0,5 g de NaOH a los 200 mL de disolución de ácido acético 0,025 M.

Datos. Ka (ácido acético) = 1,8·10−5. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; Na = 23.

(PAU Comunidad de Madrid. Junio 2014. Coincidentes)

a) El ácido acético es un ácido débil que se disocia parcialmente en agua:

CH3COOH (aq) + H2O (l) CH3COO– (aq) + H3O+ (aq)

Llamemos x a los moles/litro de HAc que se disocian:






23 5

a

H O Ac x x xK 1,8 10

HAc 0,025 x 0,025 x

Dado que Ka es muy pequeña, el HAc está muy poco disociado, y x debe ser muy pequeña comparada con la concentración inicial.

Podemos aproximar 0,025 – x 0,025, y la expresión queda:

2 25 4x x

1,8 10 x 6,7 10 M0,025 x 0,025

pH = –log [H3O+] = –log (6,710–4) = –(–3,17) = 3,17

Para calcular el grado de disociación utilizamos la fórmula

moles disociados

moles iniciales

De donde:

4moles disociados moles disociados/L x 6,7 100,0268

moles iniciales moles iniciales/L 0,025 0,025

Este valor de está expresado en tanto por uno, para expresarlo en tanto por ciento lo multiplicamos por 100:

= 0,0268·100 = 2,68%

b) Calculamos el número de moles que hay en 200 mL de ácido acético 0,025M

HAc dn HAc V (L) 0,025 0,2 0,005



Calculamos los gramos de acético que se corresponden con los 0,005 moles.

Átomos en la molécula de HAc = 2C + 4H + 2O

1mol HAc = 2(AC) + 4(AH) + 2(AO) = 2·12 + 4·1 + 2·16 = 60g

0,005moles HAc = 0,005·60 = 0,3g

Calculamos ahora el volumen de acético puro cuya masa son 0,3 gramos:

3

3

m m 0,3gV 0,288cm 0,288mL

V 1,04g cm

c) El NaOH es una base fuerte y el ácido acético un ácido débil.


HAc + NaOH NaAc + H2O


1 mol de HAc reacciona con 1 mol de NaOH


Moles de HAc: nHAc = [HAc]·Vd(L) = 0,025·0,2 = 0,005 moles

NaOHNaOH

NaOH

m(g) 0,5 0,5Moles de NaOH: n 0,0125

Pm 23 16 1 40

El NaOH (la base fuerte) está en exceso.


Reaccionan 0,005 moles de HAc con 0,005 moles de NaOH y producen 0,005 moles de NaAc


0,0125 – 0,005 = 0,0075 moles

Tenemos pues una disolución formada por 0,005 moles de NaAc y 0,0075 moles de NaOH. Será una disolución de pH básico.

5º Calculamos el pH escribiendo el equilibrio de la hidrólisis del ion Ac– teniendo en cuenta los OH– aportados por el exceso de OH–.

Calculamos primero la concentración inicial de la base NaOH:

Na

d

OHn 0,00750,0375M

V (L) 0,NaOH

200

Al ser una base fuerte estará disociada por completo por lo que:

Na

OH

0,0375M

0,0375M

Calculamos a continuación la concentración inicial de la sal NaAc:

N

d

aAcn 0,0050,025M

V (L) 0,A

00Na

2c

La disociación de la sal será completa:

NaAc (aq) Na+ (aq) + Ac– (aq)

Concentración Inicial 0,025 0,025 —

Concentración Final — 0,025+0,0375=

= 0,0625

0,025

El ion Na+ proviene de un ácido fuerte, no dará reacción con el agua.



La hidrólisis del ion acetato es:

Ac– + H2O HAc + OH–

Concentración Inicial 0,025 M — 0,0375 M


Concentración Final 0,025 – x x 0,0375 + x

El valor de Kh del Ac es:

1410W

h 5a

HAc OH K 1,0 10K Ac 5,6 10 M

K HAc 1,8 10Ac

Sustituyendo:

– 10

h

x 0,0375 xK Ac 5,6 10 M

0,025 x

Como [Ac–]0 >> Kh(Ac–) podemos realizar la aproximación 0,025 M — x 0,025M y también

0,0375 M + x 0,0375M

– 10 10h 2

0,025xK 5,6 10 M x 8,4 10 M

0,03NO

75

Como hemos comprobado que, efectivamente, el valor de x es muy pequeño, podemos determinar la [H3O+] a partir del exceso de moles de OH— aportados por la base fuerte:

W3

3

1413

13

1,0 10O 2,67 10 M

pH log O log 2,67 10 M 12

KH =

0,0375OH

H ,57

Se tiene una disolución de ácido nítrico de pH = 2,30. a) Determine el número de moles de ion nitrato en disolución sabiendo que el volumen de

la misma es de 250 mL.

b) Calcule la masa de hidróxido de sodio necesaria para neutralizar 25 mL de la disolución anterior.

c) Determine el pH de la disolución obtenida al añadir 25 mL de hidróxido sódico 0,001 M a 25 mL de la primera disolución de ácido nítrico, suponiendo que los volúmenes son aditivos.

(PAU. Comunidad de Madrid. 2008)

a) Como el ácido nítrico es fuerte, se disocia por completo:

HNO3 (aq) + H2O(l) NO3– (aq) + H3O+ (aq)

Concentración Inicial C0 M — —

Concentración Final — C0 M C0 M

La concentración de los iones presentes en la disolución es:

[NO3–] = C0M,

[H3O+] = C0M = 10–pH = 10–2,3 = 5,012·10–3M

Para calcular la cantidad de sustancia en 250mL, calculamos el nº de moles de ácido nítrico:

n = [HNO3]·Vd(L) = 5,012·10–3M · 0,250 = 1,253·10–3mol HNO3.



b) Se trata de una reacción de neutralización ácido fuerte-base fuerte:

REACCIÓN AJUSTADA : HNO3 + NaOH Na NO3 + H2O

DATOS 25mL, 5,012·10–3M ¿m?


1 mol de HNO3 1 mol de NaOH

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (HNO3)

n = [HNO3]·Vd(L) = 5,012·10–3M · 0,025 = 1,253·10–4mol HNO3.

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (NaOH)

nNaOH = 1,253·10–4mol de NaOH

CÁLCULO EN GRAMOS de la sustancia problema (NaOH)

4 3NaOH NaOHm(NaOH)=n Pm 1,253 10 40 5,012 10 g de NaOH

c) También es una neutralización, pero en este caso para saber el pH final necesitamos calcular la cantidad de sustancia de cada reactivo para comprobar si alguno está en exceso:


HNO3 + NaOH Na NO3 + H2O


1 mol de HNO3 reacciona con 1 mol de NaOH


Moles de HNO3: nHNO3= [HNO3]·Vd(L) = 5,012·10–3·0,025 = 1,25·10–4 moles iniciales

Moles de NaOH: nNaOH = [NaOH]·Vd(L) = 0,001·0,025 = 2,5·10–5 moles iniciales

El HNO3 está en exceso.

4º Calculamos la cantidad de reactivo que queda en exceso.

La cantidad de HNO3 en exceso es:

1,25·10–4– 2,5·10–5= 1·10–4moles

Será una disolución con pH ácido.


Para calcular el pH hallamos la concentración [H3O+] que hay en exceso.

Como el HNO3 es un ácido fuerte, se disocia totalmente y [HNO3] = [H3O+].

El volumen final se considera aditivo (50 mL; 0,05 L):

3

4HNO 3

3 3

d

33

n 1 10 molHNO H O 2 10 M

V (L) 0,05L

pH log H O log 2 10 2,7



Se desean preparar 200 mL de ácido clorhídrico 0,4 M a partir de un ácido comercial de 1,18 g/mL de densidad y una riqueza del 36,2 % en peso. Calcular: a) La molaridad del ácido comercial. b) ¿Cuántos mL de ácido comercial se necesitan? c) Calcular el pH obtenido al añadir 15 mL de hidróxido sódico 0,15 M a 5 mL de ácido

clorhídrico 0,4 M. d) ¿Cuántos mL de hidróxido sódico 0,15 M neutralizan a 5 mL de ácido clorhídrico 0,4 M? (PAU Canarias, 2006)

a) Calculamos la concentración molar del ácido comercial.

Para ello sabemos que en 1L de la disolución de HCl del 36,2% hay 1180 gramos, de los cuales de HCl puro son:

36,2m(HCl puro)=1180 427,16g

100

Calculamos a continuación los moles de HCl que se ccorresponden con los 427,16g (Pm HCl = 36,5)

HClHCl

HCl

m 427,16n 11,70moles de HCl

Pm 36,5

Por último calculamos la molaridad:

HCl

d

n 11,70HCl 11,70M

V (L) 1

b) Calculamos el nº de moles de HCl que se necesitan para preparar la nueva disolución:

HClHCl d

d

nHCl n HCl V (L) 0,4 0,2 0,08moles de HCl

V (L)

Vamos a calcular el volumen de la disolución comercial que contienen los 0,08 moles:

HCl HCld

d

n n 0,08HCl V (L) 0,00684L 6,84mL

V (L) HCl 11,70

c) Es una neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte. Para conocer el pH final necesitamos calcular la cantidad de sustancia de cada reactivo para comprobar si alguno está en exceso:






Moles de HCl: nHCl= [HCl]·Vd(L) = 0,4·5·10–3 = 2,0·10–3 moles iniciales de ácido

Moles de NaOH: nNaOH = [NaOH]·Vd(L) = 0,15·15·10–3 = 2,25·10–3 moles iniciales de base


4º Calculamos la cantidad de reactivo que queda en exceso.


2,25·10–3 – 2,0·10–3 = 0,25·10–3 moles = 2,5·10–4 moles

Será una disolución con pH básico.




Para calcular el pH hallamos la concentración [OH–] que hay en exceso.

Como el NaOH es una base fuerte, se disocia totalmente y [NaOH] = [OH–] = 2,5·10–4

moles.

El volumen final se considera aditivo (20 mL; 0,02 L):

42NaOH

d

2

n 2,5 10 molNaOH OH 1,25 10 M

V (L) 0,02L

pOH log OH log 1,25 10 1,90

pH 14 pOH 14 1,90 12,10

d) La neutralización completa tiene lugar cuando la reacción se lleva a cabo mol a mol según la estequiometría de la reacción:


HCl + NaOH

Va = 5mL Vb = x

Ma = 0,4 Mb = 0,15

na = n(H3O+) = 1 nb = n(OH–) = 1

a aa

a a b b ba bb b

n M V 1 0,4M 5mLn M V n M V V 13,33mL de NaOH 0,15M

n M 1 0,15M

10 mL de una disolución acuosa de hidróxido de sodio se mezclan con 20 mL de otra disolución de ácido clorhídrico 1 M. La mezcla obtenida tiene carácter ácido y necesita para su valoración 15 mL de hidróxido de sodio 0,5 M. Calcule: a) La concentración de la disolución inicial de hidróxido de sodio en g ⋅ L-1. b) El pH de la disolución ácida obtenida al mezclar las disoluciones iniciales de hidróxido de

sodio y ácido clorhídrico. (PAU. Comunidad de Madrid, 2004)

a) La reacción que ha tenido lugar es:


20mL, 1M 10mL ¿M? pH < 7

Si el pH es ácido significa que tenemos HCl en exceso.

Una vez producida la reacción tenemos una nueva reacción:

HCl (en exceso) + NaOH NaCl + H2O

x 15mL, 0,5M

A partir de estos datos podemos conocer los moles de HCl en exceso.


1 mol de HCl 1 mol de NaOH

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (NaOH)

d

d

n molM n M V 0,5 0,015L 0,0075moles

V L



CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (moles de HCl en exceso)

x = 0,0075 moles de HCl en exceso

Conociendo los moles de HCl en exceso podemos conocer los moles de HCl que reaccionaron en la primera reacción:

HCl dn HCl V 0,0075moles 1M 0,020 0,0075 0,0125moles de HCl reaccionaron con los

10mL iniciales de NaOH

CÁLCULO DE LA CONCENTRACIÓN DE LA DISOLUCIÓN INICIAL DE NaOH

Como reaccionan mol a mol habrán reaccionado también 0,0125 moles de NaOH, y como el volumen que empleamos de NaOH para hacer la mezcla fueron 10mL:

dis inicial

d

n 0,0125NaOH 1,25M

V 0,010

Para calcular la concentración en g ⋅ L–1 utilizamos la masa de un mol de NaOH que son 40 gramos:

dis inicial

g moles 40g gNaOH 1,25 50

L L 1mol L

b) Para calcular el pH (ácido) de la mezcla inicial utilizamos el número de moles de HCl no neutralizados al principio que calculamos en el apartado anterior, teniendo en cuenta que el volumen total es aditivo (10mL + 20mL) y que, como es un ácido fuerte, [HCl] = [H3O+]

HCl en exceso3

d

3

n 0,0075 0,0075HCl H O 0,25M

V (L) 0,010 0,020 0,030

pH log H O log0,25 0,60

Se determina el contenido de ácido acetilsalicílico (C8H7O2–COOH) en una aspirina (650 mg) mediante una valoración con NaOH 0,2 M. a) Calcule la masa de NaOH que debe pesarse para preparar 250 mL de disolución.

b) Escriba la reacción de neutralización.

c) Si se requieren 12,5 mL de disolución de NaOH para alcanzar el punto de equivalencia, determine el porcentaje en masa de ácido acetilsalicílico en la aspirina.

d) Determine el pH cuando se disuelve una aspirina en 250 mL de agua.

Datos. Ka (ácido acetilsalicílico) = 2,64·10–5.

Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16 y Na = 23.

(PAU Comunidad de Madrid. Septiembre 2013)

a) Necesitamos preparar 250mL de una disolución 0,2M de NaOH:

DATOS: Soluto: NaOH; Vd = 250mL = 0,25 L; [M] = 0,2M

ss d

d

nM n M V (L)

V (L)

ns = 0,2M · 0,25 L = 0,05 moles

Esto significa que debemos coger 0,05 moles de hidróxido de sodio.

Vamos a calcular cuántos gramos son esos 0,05 moles

P.m. NaOH: 1 Na + 1 O + 1 H = 23 + 16 + 1 =40 P.m.= 40 ; 1mol NaOH = 40g

ss s s

m (g)n m (g) n P.m.(g) , , g

P.m.(g)0 05 40 2 0



b) C8H7O2–COOH + NaOH C8H7O2–COONa + H2O

c) La reacción de neutralización transcurre mol a mol, luego:

n (C8H7O2–COOH) = n (NaOH)

n (NaOH) = [NaOH]·Vd(L) = 0,2M · 0,0125 = 0,0025 mol

n (C8H7O2–COOH) = 0,0025 mol

Vamos a calcular cuántos gramos son esos 0,0025 moles:

P.m. C8H7O2–COOH: 9 C + 4 O + 8 H = 9·12 + 4·16 + 8·1 = 180 P.m.= 180 ; 1mol = 180g

ss s s

m (g)n m (g) n P.m.(g) , , g

P.m.(g)0 0025 180 0 450

0,450Riqueza(%) 100 69,2%

0,650

d) El contenido en ácido acetilsalicílico de una aspirina hemos visto que son 0,0025 moles.

Luego la concentración inicial en ácido acetilsalicílico al disolverla en 250mL es:

8 2

d

7

n 0,00250,01M

V 0,250C H O – COOH

C8H7O2–COOH (aq) + H2O (l) C8H7O2–COO– (aq) + H3O+ (aq)

Llamemos x a los moles/litro de ácido acetilsalicílico que se disocian:

C8H7O2–COOH (aq) + H2O (l) C8H7O2–COO– (aq) + H3O+ (aq)





8 7 2

8

23 5

a

7 2

C H O – COOH

C H O –

H O x x xK 2,64 10

0,01 x 0COOH ,01 x

Dado que Ka es muy pequeña, el C8H7O2–COOH está muy poco disociado, y x debe ser muy pequeña comparada con la concentración inicial.

Podemos aproximar 0,01 – x 0,01, y la expresión queda:

2 25 2 5 7 4x x

2,64 10 x 0,01 2,64 10 x 2,64 10 x 5,14 10 M0,01 x 0,01

pH = – log [H3O+] = – log x = – log 5,1410–4 = –(–3,29) = 3,29

Una disolución saturada de hidróxido de calcio presenta una solubilidad de 0,96 g·L–1. a) Formula el equilibrio de solubilidad, indicando el estado de cada especie. b) Calcula el producto de solubilidad del hidróxido de calcio. c) Calcula el pH de la disolución. d) ¿Cómo afecta a la solubilidad del hidróxido de calcio un aumento de pH? DATOS: Ar (H) = 1,0 u; Ar (O) = 16,0 u; Ar (Ca) = 40,1 u (PAU Comunidad de Madrid. Julio 2020)

a) El equilibrio de solubilidad con el estado de cada especie es:

Ca(OH)2 (s) ⇆ Ca2+ (aq) + 2 OH– (aq)



b) La expresión del producto de solubilidad del hidróxido de calcio es:

Kps = [Ca2+]·[OH–]2

Si llamamos S a la solubilidad de la sal la disociación sería:

Ca(OH)2 (s) ⇆ Ca2+ (aq) + 2 OH– (aq)

Concentración inicial S – –

Concentración equilibrio – S 2S

Por tanto:

Kps = [Ca2+]·[OH–]2 = S · (2 · S)2 = 4 S3

Para dar el producto de solubilidad en unidades de molaridad convertimos los g/L de la solubilidad en moles/L.

1 mol Ca(OH)2 = 1·40,1 + 2·16,0 + 2·1,0 = 74,1

2g g 1mol0,96 0,96 1,3 10 M

L L 74,1g

Sustituyendo valores en la expresión y operando se tiene el valor del producto de solubilidad de la base:

33 2 6 3

ps 4 1,3 10 M 8,8K 10 M4 S

c) La concentración de iones hidróxidos en la disolución es:

– 2g g 1mol2S 2 0,96 2 0,96 2,6 10 M

L L 74,1OH

g

Por tanto para calcular el pH:

14

13W3 2

K 10pH log H O log log log 3,85 10 12,41

2,6 10OH

d) Aumentar el pH de la disolución significa que se incrementa la concentración de iones OH– por la adición, a la disolución, de una base. Ello provoca que el equilibrio, para mantener constante el producto de solubilidad, tenga que disminuir la concentración de iones Ca2+, consiguiéndolo al hacer que se desplace hacia la izquierda, provocando una disminución de la solubilidad de la base.

Se prepara una disolución saturada de hidróxido de bario en agua a 25 0C, alcanzándose un valor de pH = 11. a) Formule el equilibrio de solubilidad de la sal, indicando el estado de cada especie, y

determine su solubilidad en g/L.

b) Calcule Ks.

c) Obtenga la masa máxima, en g, de hidróxido de bario que se puede disolver en 2 L de agua. Justifíque cómo afecta a la solubilidad del hidróxido de bario una disminución del pH de la disolución.

Datos. Masas atómicas: H = 1,0; O = 16,0; Ba = 137,3.

(PAU Comunidad de Madrid. Julio 2020. Coincidentes)

a) En el hidróxido de bario se produce el equilibrio:

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH– (ac)

Cuando la disolución está saturada la concentración del ion bario será el valor de la solubilidad y la concentración del ion hidróxido será dos veces el valor de la solubilidad:



3

34

OH 2S

pOH 14 11 3 OH 10 2S

10S 5 10 M

2

pH 11

Expresamos la solubilidad en g/L:

2

4 2

137,3 2 16.0 2 1,0 171,3g1 mol Ba OH

mol 171,3g gS 5 10 8,565 10

L 1mol L

b)

2

34 1

2

22 3p

ps0

s

Ba

K Ba S 2S 4S

K

S

OH 2S

OH

10 104 5 5

c) La concentración máxima que podemos obtener sin que se forme precipitado es la solubilidad:

2 2

2

2 2 2

2

Ba OH Ba OH

Ba OH 2

2

B

4

4 4 3

d

a OH Ba OH Ba OH

3

Ba OH 5

5 5 Ba

S 10 M

n n10 M OH

Pm Ba OH 137,3 2 16.0

n 10 2 1 10 moles

2 1,0 17

de V (L) 2L

n 1

1,3

m(g) Pm 171,3 0,17131 g0

Al disminuir el pH, disminuye la [OH−], por lo que el equilibrio se desplaza hacia la formación de productos. En consecuencia, la solubilidad aumenta.

El producto de solubilidad del hidróxido de hierro (III) a 25 0C es Ks = 2,8·10−39. a) Calcule la solubilidad de este hidróxido, en g· L−1.

b) ¿Cuál será el pH de una disolución saturada de esta sal?

c) Calcule qué volumen de ácido clorhídrico comercial (densidad 1,13 g·cm–3, riqueza 36% en masa) es necesario para neutralizar una disolución saturada formada a partir de 10,7 g de hidróxido de hierro (III).

Datos. Masas atómicas: Fe = 55,8; O = 16,0; H = 1,0; Cl = 35,5.

(PAU Comunidad de Madrid. 2014. Modelo)

a) En el hidróxido de hierro(III) se produce el equilibrio:

Fe(OH)3 (s) Fe3+ (ac) + 3OH– (ac)

Cuando la disolución está saturada la concentración del ion hierro(III) será el valor de la solubilidad y la concentración del ion hidróxido será tres veces el valor de la solubilidad:



3 3 4

3

39 4

391

3s

s

04

K Fe S 3S 27S

K 27

Fe S

OH 3S

OH

2,8 10

2,8 10S 1,01 10 M

27

S

Expresamos la solubilidad en g/L:

3

10 8

55,8 3 16,0 3 1,0 1061 mol Fe OH

mol g gS 1,01 10 1,08

,8g

106,810

L 1mol L

b) En la disociación se liberan iones OH– por lo que tendríamos una disolución básica:

10 10OH 3S 3 1,01 10 3,03 10

Ahora bien, esta [OH–] es tan diluida que para calcular el pH habrá que tener en cuenta la autoionización del agua que produce una [OH–] = 10–7 y como 3,03·10–10<<10–7, a efectos prácticos podemos afirmar que el pH viene dado por la disociación del agua, y pH ≈ 7.

c) El ácido desplaza el equilibrio de solubilidad hacia la derecha según va reaccionando con los OH–, por lo que acaba reaccionando con todo el hidróxido de hierro (III).

Reacción de neutralización ajustada: Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O

Datos: masa(Fe(OH)3) = 10,7g

Disolución de HCl: = 1,13g/mL; Riqueza (% masa)=36%

Relación entre moles:

1 mol de Fe(OH)3 reacciona con 3 moles de HCl

Moles de la sustancia conocida (Fe(OH)3)

3

3

3

Fe OH

Fe OH 3Fe OH

m 10,7gn 0,1mol de

Pm 106,8g molFe OH

Moles de la sustancia problema (HCl):

3 · 0,1 = 0,3 moles de HCl

Masa en gramos de la sustancia problema (HCl):

1 mol HCl = 1,0 + 35,5 = 36,5g

0,3 moles de HCl = 0,3 · 36,5 = 10,95g de HCl

Masa de la disolución comercial de HCl:

HCl comercial

100m 10,95 30,42g

36

Volumen de la disolución comercial de HCl:

m m 30,42gV 26,92mL

V 1,13g mL



El ácido butanoico es un ácido débil de Ka = 1,8·105. Calcula: a) El grado de disociación de una disolución 0,02 M del ácido butanoico. b) El pH de la disolución 0,02 M. c) El pH de la disolución que resulta al añadir 0,05 moles de HCl a 250 mL de una

disolución 0,02 M de ácido butanoico. Suponer que no hay variación de volumen.

(PAU. Comunidad de Madrid. 2007)

a) El equilibrio de la disociación es

CH3 (CH2)2 COOH + H2O CH3 (CH2)2 COO + H3O+

Conc.inicial 0,02 0 0

Cambios 0,02 +0,02· +0,02·

Equilibrio 0,02(1 ) 0,02· 0,02· 2 2

5a

c 0,02K 1,8 10 0,03

1 1

b) La concentración de protones es: [H3O+] = c· = 0,02·0,03 = 6·104 M

Por tanto el pH será:

pH = log [H3O+] = log 6·104 = 3,22

c) Se trata de un problema de efecto ion común en equilibrio ácido-base. Se plantea la disociación del ácido butanoico y la del clorhídrico. Como el H3O+ es un ion común y el butanoico es un ácido débil, su equilibrio de disociación estará desplazado hacia el ácido y habrá menos protones en disolución de los que habría si estuviera él solo.

a

3 2 2 3 2 32

K

2

250mL, 0,02

CH CH COOH H O CH CH COO

M

H O

2 3 H O HCl HCl

0,05mol

O

El número de moles de cada sustancia es:

3HBu

HCl

n HBu V(L) 0,02 0,250 5 10 moles

n 0,05moles

Como el HCl es un ácido fuerte y se disocia totalmente,

3HCl H O

n n 0,05moles

El equilibrio ácido-base tras la adición del HCl, llamando x al número de moles de butanoico que se disocian, es:

CH3 (CH2)2 COOH + H2O CH3 (CH2)2 COO + H3O+

nº de moles en el equilibrio

0,005 – x x 0,05 + x

Como conocemos Ka= 1,85 ⋅ 10–5, podemos escribir la expresión:

3

3

H O Bu

3 H O Butotal totala

HBu total HBu

total

5

n n

n nH O Bu V VK

nHBu V n

V

0,05 x x1,85 10

0,250 0,005 x



Como x es despreciable frente a las concentraciones de HBu y H3O+, se puede simplificar la expresión:

5 70,05 x1,85 10 x 4,625 10

0,250 0,005

Hallamos el pH a partir de la concentración total de protones provenientes de los dos ácidos

HCl HBu HCl HBu3 3 3TOTAL HCl HBu

TOTAL TOTAL TOTAL

7

3

n n n nH O H O H O

V V V

0,05 4,625 10 0,05mol0,2M

0,25L 0,25L


Como se puede ver, la concentración de protones procedentes del ácido butanoico es despreciable frente a la de protones procedentes del ácido clorhídrico. Pero esto se sabe después de haber hecho todos los cálculos y no antes, ya que en otras situaciones sí podría ser importante la aportación de la especie débil

En este caso sin embargo al añadir un ácido fuerte a un ácido débil, en esta relación de concentraciones, el pH viene determinado por la aportación de protones del ácido fuerte:

3

3

0,05H O 0,2M

0,25


Calcule el pH de una disolución 0,2 M de ácido metanoico (Ka= 1,0 ⋅ 10—4). Calcule ahora el pH y el grado de disociación del ácido fórmico cuando a 40 mL de dicha disolución se le añaden 10 mL de HNO3 0,05 M.

(PAU. La Rioja, 2005)

Inicialmente existen en la disolución algunos iones H3O+ procedentes de la disociación del agua, pero pueden despreciarse frente a los que se forman en la disociación del ácido benzoico. Este es un ácido débil que se disocia parcialmente en agua:


Llamemos x a los moles/litro de HBz que se disocian:






23 4 3

a

H O HCOO x x xK 1,0 10 x 4,47 10

HCOOH 0,2 x 0,2 x

pH = –log [H3O+] = –log (4,4710–3) = –(–2,35) = 2,35

La segunda parte corresponde a una mezcla de ácido fuerte y débil, donde hay que tener en cuenta el efecto ion común en equilibrio ácido-base. Se plantea la disociación del ácido metanoico y la del clorhídrico. Al ser el H3O+ un ion común, el equilibrio del ácido metanoico está desplazado hacia la izquierda y habrá menos protones de los que había antes de añadir el ácido nítrico.



aK

2 3COOH H

O

C

H H

40mL,

OO H

0 M

O

,2

3 2 3 3 H O HNO NO

10mL,0,05

O

M

H

El número de moles de cada sustancia es:

3

3HCOOH

4HNO 3

n HCOOH V(L) 0,2 0,04 8 10 moles

n HNO V(L) 0,05 0,01 5 10 moles

Como el HNO3 es un ácido fuerte y se disocia totalmente,

3 3

4HNO H O

n n 5 10 moles

El equilibrio ácido-base tras la adición del HNO3, llamando x al número de moles de metanoico que se disocian, es:

HCOOH + H2O HCOO + H3O+

nº de moles en el equilibrio 0,008 –x x 0,0005 + x

23 4 3

a

H O HCOO x x xK 1,0 10 x 4,47 10

HCOOH 0,2 x 0,2 x

pH = –log [H3O+] = –log (4,4710–3) = –(–2,35) = 2,35

3

3

H O HCOO

3 H O HCOOtotal totala

HCOOH total HCOOH

total

4

n n

n nH O HCOO V VK

nHCOOH V n

V

0,0005 x x1,0 10

0,050 0,008 x

Como x es despreciable frente a las concentraciones de HCOOH y H3O+ se puede simplificar la expresión:

4 50,0005 x1,0 10 x 8,0 10

0,050 0,008

Hallamos el pH a partir de la concentración total de H3O+ provenientes de los dos ácidos:

33 3 3

3

HNOHNO H O H O

3 3 3TOTAL HNO HCOOHtotal total total

5

n n nn 0,0005 XH O H O H O

V V V 0,05L

0,0005 8 10 0,000580,0116M

0,05L 0,05

pH = –log [H3O+] = –log 0,0116 = –(–1,94) = 1,94

En este caso la concentración de protones no es tan despreciable como en ejercicios anteriores. El pH sin tener en cuenta el equilibrio del ácido metanoico sería 2, y aunque parezca una variación muy pequeña, en análisis químico sí sería significativo. El grado de disociación del ácido metanoico tras la adición de ácido nítrico será:

5

0

x 8,0 100,01

n 0,008

% 0,01 100 1%



Se disuelven 23,0 g de ácido metanoico en agua hasta obtener 10,0 L de disolución, cuyo pH es 2,52. Calcule:

a) El grado de disociación del ácido metanoico.

b) Ka del ácido metanoico.

c) Kb de la especie conjugada.

d) El volumen de una disolución de hidróxido de potasio 0,20 mol·L−1 necesario para neutralizar 10,0 mL de la disolución de ácido metanoico.

Datos. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.

(EvAU. Comunidad Madrid. Madrid. Modelo 2021)

a) El equilibrio que se produce es:

HCOOH + H2O HCOO— + H3O+

El peso molecular de HCOOH = 1C + 2O + 2H = 12 + 32 + 2 =46

El nº de moles iniciales de ácido metanoico es:

HCOOH0

HCOOH

m 23,0gn HCOOH 0,5mol

Pm 46

0

0d

n 0,5molHCOOH 0,050M

V (L) 10,0L

Teniendo en cuenta que el valor del pH es 2,52, podemos calcular la [H3O+]

2,52 33H O 10 3,02 10 M

A partir de la estequiometría de la reacción construimos Ia siguiente tabla de valores:

HCOOH + H2O HCOO— + H3O+


Cambios – 0,050· +0,050· +0,050·

Concentración Final 0,050 (1–) 0,050 0,050

33

3

3,02 10H O 0,050 3,02 10 M 0,060

0,050

Si queremos expresar el grado de disociación en tanto por ciento:

(%) = 0,060 · 100 = 6,0%

b) Teniendo en cuenta la tabla de valores del apartado anterior:

2 2 63 4

a 2

H O HCOO 0,050 0,050 0,060 9 10K HCOOH 1,91 10 M

HCOOH 0,050 1 0,050 1 0,060 4,7 10

c) Para determinar el valor de Kb: 14

11Wb 4

a

K 10K 5,24 10

K 1,91 10

d) La reacción de neutralización es: HCOOH + KOH → HCOOK + H2O

Se consume 1 mol de hidróxido de potasio por cada mol de ácido metanoico, por tanto:

HCOOH + KOH

Va = 10mL Vb = x

Ma = 0,05 Mb = 0,2

na = n(H3O+) = 1 nb = n(OH–) = 1

a aa

a a b b ba bb b

n M V 1 0,05 10mLn M V n M V V 2,5mL

n M 1 0,2



Justifique si el pH de las siguientes disoluciones acuosas es ácido, básico o neutro. Escríbalas reacciones correspondientes y realice cálculos sólo cuando lo considere necesario.

a) 100 mL de ácido acético 0,2 M + 200 mL de hidróxido de sodio 0,1 M.

b) Amoniaco.

c) 100 mL de ácido clorhídrico 0,2 M + 150 mL de hidróxido de sodio 0,2 M.

d) Hipobromito de sodio.

Datos: Ka (ácido acético) = 1,8·10–5; Ka (ácido hipobromoso) = 2,3·10–9;

Kb (amoniaco) = 1,8·10-–5.

(EvAU. Comunidad Madrid. Madrid Julio 2020)

a) Se trata de una mezcla entre un ácido débil y una base fuerte.


CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O


1 mol de CH3COOH reacciona con 1 mol de NaOH

3º Determinamos si hay algún reactivo en exceso.

Moles de HAc: nHAc = [HAc]·Vd(L) = 0,2·0,1 = 0,02 moles

Moles de NaOH: nNaOH = [NaOH]·Vd(L) = 0,1·0,2 = 0,02 moles

No hay ningún reactivo en exceso. La neutralización es completa. La sal formada se disociará en agua:

CH3COONa CH3COO– + Na+

El catión Na+ no se hidroliza.

El anión CH3COO– si producirá hidrólisis.

CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–

Aunque la neutralización es completa el pH no será neutro debido a que el anión del ácido débil producirá hidrólisis arrancará protones al agua y liberará OH–, por lo que el pH final será básico.

b) NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) + OH– (aq)

El amoniaco al disolverse, acepta un protón del agua, formándose el ion amonio, NH4+ y el ion

hidróxido OH– característico de las bases. pH básico.

c) Se trata de una mezcla entre un ácido fuerte y una base fuerte.






Moles de HCl: nHCl = [HCl]·Vd(L) = 0,2·0,100=0,020moles

Moles de NaOH: nNaOH = [NaOH]·Vd(L) = 0,2·0,150=0,030moles



Reaccionan 0,020 moles de HCl con 0,020 moles de NaOH y producen 0,020 moles de NaCl


0,030 – 0,020 = 0,010 moles



Tenemos pues una disolución formada por 0,020 moles de NaCl y 0,010 moles de NaOH. Será una disolución con pH básico.

d) El hipobromito e sodio es una sal que en agua se disocia en iones:

NaBrO Na+ + BrO–;

El ion Na+ procede de una base fuerte por lo que no se hidroliza;

El BrO– procede de un ácido débil por lo que sí produce hidrólisis:

BrO– + H2O HBrO + OH–;

Por lo que el pH es básico.

Se tiene una disolución de ácido peryódico 0,10 M.

a) Calcule el pH de la disolución.

b) Determine el volumen de la disolución del enunciado necesario para preparar 250 mL de disolución de ácido peryódico 0,02 M.

c) A 200 mL de la disolución del enunciado se le añaden 125 mL de hidróxido de sodio 0,16 M. Justifique si el pH resultante es ácido, básico o neutro.

Dato. Ka (ácido peryódico) = 2,3·10–2.

(EvAU. Comunidad Madrid. Madrid Julio 2020)

a) El ácido peryódico es un ácido débil que se disocia parcialmente en agua:

HIO4 (aq) + H2O (l) IO4– (aq) + H3O+ (aq)

Llamemos x a los moles/litro de HIO4 que se disocian:

HIO4 (aq) + H2O (l) IO4– (aq) + H3O+ (aq)





23 2

a

2 2 2 2

4

3

4

3

H O x x xK 2,3 10

0,1 x 0,1 x

x 2,3 10 0,1 x x 2,3 10 x 2,3 10 0

x 0,038M

pH log H O

IO

H

logx log0,038 1

IO

,42

b) nº de moles de HIO4 necesarios para preparar 250mL de una disolución 0,02M

n = [HIO4]·Vd(L) = 0,02·0,250=0,005moles

Volumen de la disolución del enunciado (0,10M) en el que hay 0,005 moles:

4I

d

H O

4

n 0,005V (L) 0,05L 50mL

0,I 1H O

c) Se trata de una mezcla entre un ácido débil y una base fuerte.


HIO4 + NaOH IO4Na + H2O


1 mol de HIO4 reacciona con 1 mol de NaOH




Moles de HIO4: nHIO4 = [HIO4]·Vd(L) = 0,1 · 0,2 = 0,02 moles

Moles de NaOH: nNaOH = [NaOH]·Vd(L) = 0,16 · 0,125 = 0,02 moles

No hay ningún reactivo en exceso. La neutralización es completa. La sal formada se disociará en agua:

IO4Na CH3COO– + Na+

El catión Na+ no se hidroliza pues procede de una base fuerte

El anión IO4– si producirá hidrólisis pues procede de un ácido débil:

IO4– + H2O HIO4 + OH–

Aunque la neutralización es completa el pH no será neutro debido a que el anión del ácido débil producirá hidrólisis arrancará protones al agua y liberará OH–, por lo que el pH final será básico.

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RECOPILACIÓN DE EJERCICIOS RESUELTOS