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Año 2018

Departamento de Electrónica y Automática

Facultad de Ingeniería

Universidad Nacional de San Juan

QUÍMICA

Departamento de Electrónica y Automática – Facultad de Ingeniería – UNSJ INGENIERÍA ELECTRÓNICA

ÁCIDOS Y BASES 1

EQUILIBRIO DE UN ÁCIDO FUERTE Un ácido fuerte se encuentra totalmente disociado, por ello consideramos:

aCH

Y el pH se calcula directamente:

pHCa log

Ejemplo práctico

El HCl es un ácido monoprótico (libera un solo H) y fuerte. Por esto último, se disociará totalmente: HCl H+ + Cl¯

0,01 M 0,01 M 0,01 M

Si la concentración inicial era 0,01 M y se disoció en su totalidad, tendremos entonces la misma concentración para el anión y el catión. Matemáticamente definimos pH de la siguiente manera:

Reemplazando:

EQUILIBRIO DE UN ÁCIDO DÉBIL

En este caso, el ácido se encuentra parcialmente disociado, en el equilibrio tendremos una concentración determinada de ácido sin disociar y otra concentración de ácido disociado.

Calcular el pH de una solución de HCl 0,01 M.

El pH de la solución es 2

[ ]


ÁCIDOS Y BASES 2

HA + H2O A- + H3O+

Conc. Inic. Ca 0 0

Cambios - x M + x M + x M

Equilibrio ( Ca – x ) M x M x M

Tendremos entonces:

OH

OHCKOH a

a

3

3

3

Reordenando: OHCKOH aa 3

2

3

03

2

3

aa CKOHOH

a X2 + b X + C = 0 Obtenemos entonces una ecuación de segundo grado la cual se resuelve con la siguiente fórmula:

y a partir de esta fórmula podemos calcular el valor de [H3O+].

Otro análisis también válido sería el siguiente: Tomando nuevamente la reacción de disociación y si consideramos la ionización del agua, tendremos entonces: HA + H2O A- + H3O+

2 H2O HO- + H3O+

la condición de equilibrio nos dice:

14

3 10 OHHOKw

El balance de cargas: debe existir la condición de electroneutralidad, esto es, la concentración total de cargas positivas debe ser igual a la concentración total de cargas negativas. Si un ión presenta una carga ± 2 indica que por cada mol de iones tenemos dos cargas, entonces en la ecuación deberemos multiplicar por dos.

[H3O+] = [A-] + [OH-]

√


ÁCIDOS Y BASES 3

El balance de masa: mediante el uso de una ecuación se expresa la suma de las concentraciones de todas las especies que surgen de la disociación o asociación que sufre una sustancia. De la concentración inicial (C0) solamente una fracción del ácido se ha disociado en su anión correspondiente y otro tanto se encuentra sin disociar.

C0 = [A-] + [HA]

Podemos realizar algunas aproximaciones y de esta manera simplificar el cálculo, por ejemplo:

Como se trata de una solución ácida suponemos que obtendremos un pH menor que 7, por lo tanto [H3O+] será mayor que [OH-] y esta última concentración podemos desestimarla y nuestro balance de cargas quedará entonces:

[H3O+] ≈ [A-] Despejando del balance de masa: C0 – [HA] = [A-] C0l – [HA] ≈ [H3O+] La fracción disociada entonces es:

[HA] = C0l – [H3O+] Nuestra Ka es:

HA

AOHKa

3

Reemplazando:

OHC

OHK a

30

2

3

Si la [H3O+] presenta un valor muy pequeño frente a C0, podemos entonces descartarlo del denominador:

0

2

3

C

OHK a

03 CKOH a


ÁCIDOS Y BASES 4

230

OHCKa Entonces

Ejemplo práctico

1.- planteamos la ecuación balanceada y elaboramos la tabla de reacción con los valores de concentraciones iniciales y concentraciones desconocidas (x)

H3C2HO2 + H2O H3C2O2- + H3O+

Conc. Inic. 0,1 M 0 0


Equilibrio ( 0,1 – x ) M x M x M

x representa la fracción disociada del ácido de la cual se desconoce su concentración. 2.- escribimos la expresión de la Ka y reemplazamos por los valores de la tabla.

5

223

2233 108,11,0

.

xx

xx

HOCH

OCHOHKa

52

108,11,0

xx

x (1)

xxx 1,0108,1 52

Igualando a cero y operando:

0108,1.108,1 652 xxxx

Nos queda así una ecuación de segundo grado. Pero para simplificar podemos pensar que x es demasiado pequeña y podría considerarse despreciable frente a 0,1: 1,01,0 x

Reemplazando en (1):

655

2

108,11,0.108,1108,11,0

xxxx

La Ka para el ácido acético es igual a 1,8 x 10-5. ¿Qué pH tendrá una solución 0,1 M

de ácido acético?


ÁCIDOS Y BASES 5

62 108,1 xx

Mxxx 36 103,1108,1

Este valor corresponde a [H3O+]: pH = - log [H3O+] = - log 1,3 x 10-3 = 2,88

Ejemplo práctico

Sabemos que: pH + pOH = 14

Entonces si el pH es 9,2: pOH = 14 – 9,2

pOH = 4,8

y como : pOH = - log [HO-]

antilog – 4,8 = [HO-]

[HO-] = 1,58 x 10-5

Cuando la sal se solubilice lo hará de la siguiente manera: NaA A- + Na+

0,5 M 0,5 M 0,5 M

A su vez, el anión reacciona con el agua comportándose como una base (acepta protones): A- + H2O HA + HO-

Conc. Inic. 0,5 M 0 0


Equilibrio ( 0,5 – x ) M x M x M

Podríamos aplicar la fórmula para una solución diluida aa CKH

)1,0(108,1 5 xH

6108,1 xH

Si el pH de una solución 0,5 M de una sal NaA es igual a 9,2. ¿Cuál será la Ka de su

ácido débil HA?


ÁCIDOS Y BASES 6

La constante de equilibrio queda expresada de la siguiente forma:

x

xx

A

HOHAKb

5,0

.

Y como [HO-] = 1,58 x 10-5 resulta:

10

5

25

1051058,15,0

1058,1

xx

x

A

HOHAKb

Sabemos que: 1410 baw KKK

a

b

w KK

K

5

10

14

102105

10

xx

Ka

Aplicando la fórmula bb CKHO se llega al mismo resultado

EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE DE UNA SAL

Las sales de ácidos y bases fuertes se disocian totalmente en solución y son neutras. No ocurre lo mismo con los iones de ácidos y bases débiles. Si se hidroliza un ácido débil ocurre lo siguiente: HA + H2O H3O

+ + A- (1)

Recordemos que si la base conjugada proviene de un ácido débil será fuerte. Entonces la base conjugada A- también sufre una reacción: A- + H2O HA + HO- (2)

La reacción 1 tiene una Ka que viene dada por la siguiente ecuación:

HA

AOHKa

3

Y la ecuación 2 presenta una Kb (también llamada por algunos autores como constante de hidrólisis Kh):

A

HOHAKb


ÁCIDOS Y BASES 7

baw KKK y en consecuencia

baw pKpKpK

Cuando se disuelve una sal, ésta se hidroliza y forma un ácido o una base. Tenemos que tener en cuenta lo siguiente; si la sal deriva de:

un ácido débil, su base conjugada será fuerte y la solución será alcalina. Por ejemplo acetato de sodio.

un ácido fuerte y base débil, por ejemplo cloruro de amonio; la base conjugada (Cl-) prácticamente no reaccionará con el agua y se hidrolizará el catión provocando una solución ácida.

un ácido y una base fuerte la solución será neutra. Por ejemplo cloruro de sodio.

un ácido y una base débil, ambos iones se hidrolizarán tendiendo a neutralizar la solución. Por ejemplo acetato de amonio.

Supongamos que tenemos cianuro de sodio (una sal que proviene de un ácido débil), los equilibrios que ocurren (incluyendo al agua) son los siguientes: NaCN Na+

+ CN-

CN- + H2O HCN + HO-

5106,1

xCN

HOHCNKb

2 H2O H3O+

+ HO- 14

3 10 OHHOKw

si realizamos un balance de materia y cargas:

Balance de materia:

a) si el NaCN se disocia totalmente, la concentración de Na+ será: [NaCN] = [Na+

]

b) por otro lado, el cianuro presentará también el siguiente equilibrio:

[NaCN] = [CN-] + [HCN]

Balance de cargas: [Na+] + [H3O+] = [CN-] + [HO-]

Para calcular el pH entonces procederemos de la siguiente manera:

Pondremos las concentraciones en función de HO- y la sal:

[Na+ ] = [NaCN] (1)

[H3O+] = Kw / [HO-] (2)

[CN-] = [Na+] + [H3O+] – [HO-] (3)

[HCN] = [NaCN] – [CN-] (4)


ÁCIDOS Y BASES 8

En 3 y 4 reemplazamos:

HOHO

KNaCNCN w

HO

HO

KHO

HO

KNaCNNaCNHCN ww

Sustituyendo en Kb:

HOHO

KNaCN

HOHOHO

K

Kw

w

b

Si consideramos que la [HO-] >>> [H3O+] = Kw / [HO-] podemos despreciarlo y obtendremos un resultado aproximado, entonces nuestra ecuación quedará: Ejemplo práctico

La ecuación de segundo grado quedará:

2 HOHONaCNKb

02

NaCNKHOKHO bb

√

√( ) ( )

2

1028,11056,2106,1 5105 xxx

0018,02

0036,0106,1 5

x

¿Cuál será el pH de una solución de NaCN 0,2 N?

HONaCN

HO

HONaCN

HOHOKb

2


ÁCIDOS Y BASES 9

pOH = - log 0,0018 = 2,74

pH = 14 – 2,74 = 11,26

si quisiéramos calcular el resto de las especies: [Na+

] = [NaCN] = 0,2

[H3O+] = Kw / [HO-] = 10-14 / 0,0018 = 5,55 x 10-12

[CN-] = 0,2 + 5,55 x 10-12 – 0,0018 = 0,1982

[HCN] = 0,2 – 0,1982 = 0,0018

EQUILIBRIO DE SALES DE ÁCIDOS Y BASES DÉBILES Como vimos anteriormente, las sales de ácidos y bases débiles se hidrolizan. En este caso la solución será ácida o básica dependiendo de la relación entre las Ka y Kb. Supongamos que tenemos cianuro de amonio: NH4CN NH4

+ + CN-

CN- + H2O HCN + HO-

5106,1

xCN

HOHCNKb

NH4+ + H2O NH3 + H3O

+

10

4

3 106,53

xNH

OHNHK a

2 H2O H3O+

+ HO- 14

3 10 OHHOKw

Podemos inferir claramente que debido a que Kb es mucho más grande que Ka, el pH deberá ser alcalino.

ba

w

hKK

KK

EQUILIBRIO DE UN SISTEMA ÁCIDO-BASE Supongamos que un ácido (HA) se encuentra disuelto junto con su sal sódica. HA H+

+ A-

Ca Cb

NaA Na+

+ A-


ÁCIDOS Y BASES 10

También existe el equilíbrio del agua: H2O H+ + OH-

HA

HAKa

A

HAKH a

(1)

aCHA

bCconjugadaBase

bCNa

Balance de cargas: HOAHNa

HOHNaA

HOHCA b (2)

Balance de concentraciones: ab CCHAA

ACCHA ab (3)

De (2) y (3) se obtiene:

ACHOHAHA a

HOHCHA a

Sustituyendo en (1): (4)

EQUILIBRIO DE UN PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO – SISTEMA BUFFER Si estamos en presencia de un ácido débil y su sal, ambos en concentraciones (Ca y Cb) elevadas (mayor o igual a 0,1 M), de la ecuación 4 se pueden despreciar las concentraciones de [H+] y [HO-] frente a las Ca y Cb:

HOHC

HOHCKH

b

a

a

(A-)


ÁCIDOS Y BASES 11

(5)

Teniendo en cuenta la ecuación (5):

b

a

aC

CKH

Base

ÁcidoKH a

¿cómo se prepara una solución buffer? 1. En primer lugar se debe escoger el par ácido-base conjugado que cumpla con las

características antes mencionadas:

pH deseado proporción de concentraciones de los componentes cercana a 1

para que sea más efectivo. En este caso el valor de pH = pKa Supongamos que necesitamos un buffer de pH = 3,9. Lo que debemos hacer entonces es buscar en las tablas un componente ácido que tenga un pKa igual o muy próximo a 3,9. El ácido fórmico presenta un pKa = 3,74. Entonces los componentes serán: ácido fórmico y el ion formiato proporcionado por una sal soluble, como por ejemplo el formiato de sodio. 2. Una vez elegidos nuestros componentes efectuamos los cálculos de la proporción de

cada uno de ellos aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

HAc

AcpKpH a

log

HAc

Ac

log74,39,3

b

a

aC

CKH

Ácido

BasepKpH a log

ecuación de Henderson-Hasselbalch


ÁCIDOS Y BASES 12

HAc

Ac

log16,0

4,1

HAc

Ac

3. Por último debemos decidir qué tan concentrado queremos que sea el buffer.

Recordemos que mientras más altas sean las concentraciones de los componentes, mayor capacidad amortiguadora tendrá nuestro buffer. En general son adecuadas aquellas soluciones cercanas a 0,5 M

EQUILIBRIO DE DOS PARES ÁCIDO-BASE CONJUGADOS

Si mezclamos dos pares ácido-base conjugados (Acído1 – Base1 y Acído2 – Base2) el equilibrio será el siguiente: Acído1 + Base2 Acído2 + Base1 Según la fórmula (5):

b

a

aC

CKH logloglog

a

b

aC

CpKpH log

Para cada una de las especies en equilibrio tendremos entonces:

1

1

11 loga

b

aC

CpKpH

2

2

22 loga

b

aC

CpKpH

El pH en el equilibrio será el mismo:

21

21

21 log2aa

bb

aaCC

CCpKpKpH

El Ácido1 se disocia en función de la Base2, por ello:

[ ] [ ] Y en consecuencia:

[ ] [ ]

Esto nos indica que por cada mol de HAc necesitamos 1,4 moles de Ac-


ÁCIDOS Y BASES 13

212 aa pKpKpH

(6) (7)

Si la solución está concentrada podemos considerar que el valor de Ca es más grande que [H+] y podemos despreciar este término en la ecuación: Por el contrario, si la solución es diluida calculamos el pH utilizando la ecuación (7)

GRADO DE DISOCIACIÓN DE UN ÁCIDO

Podemos establecer una relación entre la concentración, el grado de disociación α y la constante de equilibrio a partir de la ecuación de disociación en concentraciones: HA + H2O A- + H3O

+

Conc. Inicial C

Cambios α α α

Conc. Equilibrio C (1 – α) C.α C.α

Siendo α el grado de disociación. La constante de equilibrio es:

1

..3

C

CC

HA

OHAKa

El grado de disociación α es el número de moles de compuesto que se disocian por cada mol disuelto.

HCKH aa

aa CKH

)(2

121 aa pKpKpH


ÁCIDOS Y BASES 14

De lo expuesto anteriormente se deduce que para el cálculo de pH de soluciones de ácidos o bases débiles deberá emplearse una metodología distinta, ya que, no se encuentran totalmente disociados. Ejemplo práctico

1

..3

C

CC

HA

OHAKa

1) Si despreciamos α frente a 1

C

CCKa

..

C

Ka2

0,01M : C

K a 0,04201,0

108,1 5

x

α = 4,2 %

0,001M: α = 13 % 2) Si no despreciamos α frente a 1

0.. 2 aa KKC

0,01M: α = 4,2 %

0,001M: α = 13 %

Hay que tener en cuenta que mientras más diluido este el ácido, mas disociado se encontrará en la solución. Ejemplo práctico:

¿Cuál es el grado de disociación del ácido acético 0,01 M y 0,001 M?

El pH de una solución de un ácido monoprótico HA es 3,4 y su grado de disociación es 0,02. Calcular: a) La concentración inicial de ácido. b) Las concentraciones del ácido y de su base conjugada en el equilibrio. c) El valor de la constante de acidez, Ka.


ÁCIDOS Y BASES 15

HA + H2O A- + H3O+

Conc. Inicial C

Cambios α α α

Conc. Equilibrio C (1 – α) C.α C.α

a) La [H+] será igual a 10-3,4, o bien, 3,98 x 10-4 M. Entonces la concentración del ácido la calculamos de la siguiente expresión: C.α = 3,98 x 10-4 C = 3,98 x 10-4 / α C = 3,98 x 10-4 / 0,02 = 0,02 M b) En el equilibrio las concentraciones de HA y A- son las siguientes: [HA] = C (1 – α)

[HA] = 0,02 (1 – 0,02) = 0,196 M

[A-] = C.α = 3,98 x 10-4 M

c)

1

..3

C

CC

HA

OHAKa

196,0

1098,3

1

..24

x

C

CCKa

= 8,08 x 10-7

ACIDOS POLIPRÓTICOS Cuando estamos en presencia de un ácido poliprótico, debemos atender si se trata de un ácido débil o fuerte. Los ácidos polipróticos débiles solo tienen un hidrogeno ionizable; a pesar justamente, de su característica poliprótica.


ÁCIDOS Y BASES 16

Por ejemplo Ácido Sulfhídrico: H2S + H2O HS - + H3O

+ K1= 1 x 10-7 HS - + H2O S -2 + H3O

+ K2= 1 x 10-19

Ejemplo práctico: Como K1 es mucho mayor que K2 consideramos que toda [H+] proviene en su totalidad de la primer ionización. H3PO4 + H2O H2PO4

- + H3O+ K1= 7,1 x 10-3

Conc. Inic. 3 M 0 0


Equilibrio ( 3 – x ) M x M x M

3

2

43

23 101,733

.4

xx

x

xx

POH

POHOHKa

x2 = 0,021

x = [H+] = 0,14 M

pH = 0,85

También podemos deducir que: [H2PO4 -] = [H+] = 0,14 M. Todo ello teniendo en cuenta

que la primera ionización es la importante. Ahora bien, si quisiéramos conocer [HPO4

-2] deberíamos tener en cuenta la segunda ionización porque de lo contrario no tendríamos ninguna fuente de la especie en cuestión. Para ello razonamos de la siguiente manera:

1. Calculemos el pH de una solución de ácido fosfórico de concentración 3 M:


ÁCIDOS Y BASES 17

H2PO4 - + H2O HPO4

-2 + H3O+ K2= 6,3 x 10-8

Conc. Inic. 0,14 M 0 0,14 M


Equilibrio ( 0,14 – x ) M x M (0,14 + x) M

42

2

43

POH

HPOOHKa como [H2PO4

-] y [H+] son iguales, se simplifican

Ka = [HPO4 -2] = 6,3 x 10-8

Por último, si quisiéramos conocer [PO4

-3] solamente debemos aplicar la condición de equilibrio:

13

8

3

4

2

4

3

43 102,4103,6

.14,0

xx

PO

HPO

POOHKa

19813

3

4 1089,114,0

103,6.102,4

x

xxPO

Para el ácido sulfúrico ocurre un caso especial. Éste es un ácido sumamente fuerte en su primera ionización y un ácido débil en la segunda ionización. Por ello se ioniza totalmente en la primera etapa. Entonces es de suponer que si tenemos una solución de ácido sulfúrico 0,5 M, podemos tratarla como si [HSO4

-] = 0,5 M y [H+] = 0,5 M inicialmente.

El ácido sulfúrico es un ácido fuerte y diprótico. Su primer constante e ionización es sumamente alta y la segunda constante tiene un valor de 1,2 x 10-2. Podríamos pensar, ya que se trata de un ácido fuerte, que va a estar totalmente disociado: H2SO4 2 H+ + SO4

2¯ 0,01 M 2. 0,01 M 0,01 M Si aplicamos la fórmula de pH obtendremos lo siguiente:

[ ]

2. Calcular el pH de una solución de ácido sulfúrico 0,01 M.


ÁCIDOS Y BASES 18

Pero debido a su carácter diprótico tendremos que plantear los dos equilibrios posibles:

Primer equilibrio: H2SO4 H+ + HSO4¯

0,01 M 0,01 M 0,01 M

En esta primera ionización el ácido sulfúrico se comporta como un ácido fuerte, de hecho, la constante de equilibrio para esta reacción es excesivamente grande, se encuentra en el orden de 106:

[ ] [ ]

[ ]

Segundo equilibrio: HSO4¯ H+ + SO42¯

En este caso, el sulfato ácido se comporta como un ácido débil. Para nuestro segundo equilibrio debemos tener en cuenta las concentraciones que quedaron después de la primera ionización:

HSO4¯ H+ + SO42¯

Inicio de la reacción 0,01 M 0,01 M 0 M

Durante la reacción – x + x + x

En equilibrio (0,01 – x) (0,01 + x) + x

Se perdió una fracción X de sulfato ácido, la cual se transformó en protones y sulfatos. La constante de equilibrio para esta reacción tiene un valor de 1,1 x 10-2:

[ ] [ ]

[ ]

Reemplazando:

( )

( )

( ) ( )


ÁCIDOS Y BASES 19

Resolvemos la ecuación de segundo grado:

√

√ ( )

√

√

X1 = 0,0043 X2 = – 0,0254

El valor negativo no puede tomarse, entonces trabajamos con X1. La concentración de protones será la siguiente: [ ] ( )

[ ]

INDICADORES ÁCIDO-BASE Son ácidos orgánicos (o bases) débiles que varían su color de acuerdo al pH de la solución en donde se encuentran. Existe en equilibrio bajo dos formas: un ácido débil ( HIn ) y su base conjugada ( In - ). Ambas especies presentan un color definido y distinto entre sí, el cual cambia en un intervalo muy pequeño de pH:

HIn

HInKHIn

El pH de la solución es 1,84

HIn + H2O In - + H3O+

color del ácido color de la base


ÁCIDOS Y BASES 20

El cambio de color se debe a la pérdida o ganancia de un protón. De acuerdo al principio de Le Chatelier, un aumento de H3O+ provoca un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, y ello provoca un aumento de la concentración de HIn, entonces la solución toma el color correspondiente a la forma ácida. El color que tome la solución depende de la relación [ HIn ] / [ In - ]

TITULACIÓN ÁCIDO-BASE

En una titulación ácido-base se denomina punto de equivalencia al valor de pH en donde no existe en la solución ácido o álcali, por lo que se han consumido totalmente, el pH de la solución entonces debe ser igual a 7. Cuando se produce la neutralización, estaremos en presencia del punto final de la reacción. Este valor de punto final debe coincidir con el punto de equivalencia pero normalmente esto no ocurre. Ejemplo práctico: Trabajaremos en este caso con miliequivalentes: mEq = V M Entonces tenemos los siguientes valores:

mEqNaOH = VNaOH MNaOH mEqHA = VHA MHA

100 ml . 0,15 M = 15 meq 150 ml . x M = 15 meq

En el punto de equivalencia se igualan los mEq. Entonces la concentración del ácido será:

MM HA 1,0150

15

Para nuestro caso, planteamos la reacción de neutralización:

Se titulan 100 ml de una disolución de NaOH 0,15 M con una solución de un ácido débil monoprótico de concentración desconocida. En el punto de equivalencia, el volumen de ácido gastado es de 150 ml. Si a continuación se añaden 30 ml más de ácido el pH es de 4,4. Determinar el pH correspondiente al punto de equivalencia.


ÁCIDOS Y BASES 21

NaOH + HA NaA + H2O

100 ml . 0,15 M 150 ml . 0,1 M

15 meq 15 meq 15 meq

Si después del punto de equivalencia se agregaron 30 ml más de ácido, el volumen total del mismo fue entonces de 180 ml y en este caso decimos que se agregaron en total 18 meq (30 ml . 0,1 M): NaOH + HA NaA + H2O

100 ml . 0,15 M 180 ml . 0,1 M

15 meq 18 meq 15 meq

No reaccionan 3 meq

Podemos afirmar entonces que han quedado en la solución 15 meq de la sal formada y 3 meq del ácido débil sin reaccionar. Esto constituye un sistema buffer que tiene un pH igual a 4,4 y podemos expresarlo según la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

Ácido

BasepKpH a log

HA

NaApKa log4,4

¿Cuáles serán entonces las concentraciones de sal y ácido correspondiente?

El volumen final que tengo ahora es de 250 ml (100 + 150 + 30), entonces las concentraciones de la sal y el ácido serán iguales a:

Mml

meqM NaA 06,0

250

15

Mml

meqM HA 012,0

250

3

Reemplazando en la ecuación:

012,0

06,0log4,4 apK

apK012,0

06,0log4,4

701,3apK

4102 xKa


ÁCIDOS Y BASES 22

La sal se disocia en A- y Na+, y el anión formado (A-) a su vez se hidroliza de acuerdo a la siguiente reacción: A- + H2O HA + HO-

0,06 M

0,06 – x x x

ab CKHO

1410ba KK 11

4

14

105102

10

xx

Kb

MxxHO 611 1073,106,0105

76,51073,1log 6 xpOH

14 pOHpH 24,8pH


ÁCIDOS Y BASES 23

EJERCICIOS PROPUESTOS 01) Calcular el pH de una solución de hidróxido de bario 0,3 M. Rta: 13,8 02) ¿Cuál es el pH y la concentración de una solución de amoníaco en agua si el grado de

disociación es del 1%? Kb = 1,8 x 10-5

Rta: pH= 11,3 C= 0,18 M

03) Calcular [H+], [HCO3-] y [CO3

=] de una solución 0,01 M de ácido carbónico. K1= 4,2 x 10-7 y K2= 4,8 x 10-11

Rta: [H+] = [HCO3-] = 6,5 x 10-5 [CO3

=] = 4,8 x 10-11

04) Calcular la concentración de una solución de acetato de sodio. pH = 8,97 Ka = 1,8 x 10-5. Rta: 0,16 M

05) Calcular el pH de una solución formada por 100 ml de hidróxido de amonio 0,1 M y

5,35 g de cloruro de amonio. Kb = 1,8 x 10-5 Rta: 8,25

06) Calcular el pH de una solución que resulta de mezclar 90 ml de NH4OH 0,1 M con

10 ml de HCl 0,1 M. Rta: 10,15

07) A 25 ml de HCl 0,1 M se le agregan 50 ml de NaHO 0,1 M. ¿Cuál es el pH de la solución? Rta: 12,52

08) Se cuenta con 250 ml de un buffer formado por ácido acético 0,35 M y acetato de

sodio 0,35 M. Si se agregan 30 ml de HCl 0,1M a la solución amortiguadora, ¿cuál será su pH? Ka = 1,8 x 10-5 Rta: 4,72

09) Se tiene una muestra de hidróxido de sodio con un 45,6 % de pureza y otra de ácido

clorhídrico comercial de densidad 1,189 g/ml que contiene un 35 % en peso de ácido puro. Calcular el pH de la disolución formada al añadir 22 g de la muestra impura de hidróxido a 40 ml del clorhídrico comercial y diluir la mezcla hasta conseguir un volumen de 1 l. Rta: 0,68

10) Se desean preparar 150 ml de un buffer que tenga un pH = 5,20 a partir de una

solución 0,25 N de ácido acético y otra 0,25 N de acetato sódico. Calcular los volúmenes de las dos disoluciones que hemos de tomar. Ka (HAc) = 1,8 x 10-5

Rta: 111 ml de la sal y 39 ml de la solución de ácido

11) Si tenemos una muestra de hidróxido de sodio impura y un ácido clorhídrico

comercial de densidad 1,189 g/ml y 35 % P/P de concentración. Calcular: a) la


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molaridad del ácido; b) que pureza presenta el NaOH si 100 g de la misma se neutralizan con 100 ml del ácido comercial y c) si reaccionan 22 g del NaOH impura con 40 ml del ácido comercial y posteriormente se lleva a volumen final de 1 litro, ¿qué pH tendrá la solución resultante?

Rta: a) 11,4 M ; b) 45,6 % y c) pH = 0,68

12) Si se prepara un litro de solución buffer con ácido fulmínico (HCNO) 0,05 M y 0,025moles de NaCNO, ¿qué pH tendrá la solución inicialmente y después de haberla diluido 10 y 100 veces? Ka = 1,256 x 10-5 Rta: pH = 4,60

13) Una solución de 100 ml de fenol tiene 0,376 g del mismo. Considerando que se comporta como un ácido débil monoprótico calcular: a) las concentraciones de fenol y fenolato presentes en la solución, b) el pH y el porcentaje de ionización del fenol y c) el volumen de una solución de una base 0,2 M necesario para neutralizar 25 ml de la solución de fenol. Ka fenol = 10-10 Rta: a) [fenol] = 0,04 M [fenolato] = 2 x 10-6 M; b) pH = 5,7 % de ionización = 0,005% y c) 5 ml

14) Se preparan dos soluciones de 100 ml cada una con la misma concentración. Una de ellas contiene 1,61 g de ácido metanoico (HCOOH) y la otra ácido clorhídrico. Calcular: a) el grado de disociación del ácido metanoico; b) el pH de las dos soluciones; c) el volumen de KOH 0,15 M necesario para alcanzar el punto de equivalencia en una reacción con el ácido metanoico y d) los gramos de NaOH necesarios para que la solución de HCl alcance un pH = 1. Ka = 1,8 x 10 -4.

Rta: a) α = 0,023 b) pHHCOOH = 2,1 pHHCl = 0,46 c) 233 ml y d) 1 g

15) Si se tiene una solución 0,3 M de un ácido HA que se encuentra disociado en un 0,5%,

calcular: a) la constante de disociación del ácido; b) el pH de la solución y c) la concentración de HO-.

Rta: a) Ka = 7,54 x 10-6 b) pH = 2,82 y c) [HO-] = 6,66 x 10-12 16) A una piscina de 7,5 m de largo por 5 m de ancho y 2 m de profundidad se le agregan 150 g de hipoclorito de sodio. ¿Cuál es el pH del agua? La KaHClO = 3 x 10-8. Rta: 8,45

17) Si se mezclan volúmenes iguales de: a) HCI 0,2 M b) Una solución que contiene 6,4g/l

de NaOH y c) KOH 0,04 M. ¿Cuál será el pH de la solución? Rta: 7 18) Se prepara un buffer agregando 100 ml de una solución 3 M de acetato de sodio y

50 ml de una solución de ácido acético 3 M. ¿Si la Ka = 1,8 x10-5, cuál será el pH de la solución reguladora? Rta: 5,04


ÁCIDOS Y BASES 25

19) Se disuelven 0,8 g de NH4Cl y se lleva a volumen final igual a 50 ml, si la Kb = 1,8x10-5, ¿cuál es el pH de dicha solución? Rta: 4,88

20) Se disuelven en agua 11,2 litros de NH3(g) medidos a 1 atmósfera de presión y 25 ºC

obteniéndose 1 litro de solución. a) Hallar la concentración del NH3 en la solución; b) Determinar la concentración de NH4

+ y OH– en la solución y c) Calcular el pH de la solución resultante. Rta: a) 0,46 M b) 0,003 c) 11,47

21) Se disuelven en agua 2,5 g de un ácido "HA" hasta alcanzar un volumen de 250 ml, el

pH de la solución es igual a 4. Sabiendo que la masa molecular del ácido es 52,5 g/mol calcule la constante de disociación. Rta: 5,27 x 10-8

22) Se dispone de una disolución 0,25 M de ácido benzoico (C6H5COOH). La [H3O+]= 4x103 M. Calcular: a) La constante de acidez del ácido benzoico y b) El grado de disociación de la solución de ácido benzoico.

Rta: a) 6,5 x 10-5 b) 1,6 %

23) Se titula una solución problema de 25 ml de HCl 0,1 M con NaOH 0,1 M. Se añade la

base en porciones de 5 ml cada una. Calcular el pH hasta el punto de equivalencia después de cada porción añadida considerando los volúmenes aditivos.

Rta: a) 0 ml – pH = 1 b) 5 ml – pH = 1,18 c) 10 ml – pH = 1,37 d) 15 ml – pH = 1,6 e)

20 ml – pH = 1,95 24) Se dispone de una solución de ácido perclórico al 65 % P/P y densidad 1,6 g/ml.

Calcular: a) la cantidad de agua que hay que agregarle a 1,5 ml de dicho ácido para que el pH sea igual a 1 y b) el volumen de hidróxido de potasio 0,2 M necesario para neutralizar 50 ml de la solución anterior. Rta: a) 153,75 ml y b) 25 ml

25) Una solución de 1 litro de un buffer preparado con 0,5 moles de fosfato diácido y

0,5 moles de fosfato monoácido presenta un pH de 7,21. Si se le agrega 0,05 moles de hidróxido de potasio, ¿cuál será el pH final de la solución? Rta: 7,3

26) Una solución de ácido hipocloroso presenta una concentración de 0,685 g/l del ácido

y un pH = 4,70. Calcular la Ka del ácido. Rta: 3,08 x 10-8

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