PROBLEMAS DE QUIMICA ACIDO-BASE

1. Hallar el pH y el pOH de una solución 1.0x10-3M de hidróxido de barioBa(OH)2 + H2O ⇄ Ba+2 + 2OH- + H2O

[ ][ ]( )[ ]2

22

OHBa

OHBaKb

−+

=

2 H2O ⇄H3O + OH -

[ ][ ] 143 10*1 −−+ == OHOHKw

Balance de masa:( )[ ] [ ]

[ ] 3

22

10*22

22

−−

+

===

+=→=

−

++

OHCC

BaOHBaCCC

OHT

BaTBaTT

Balance de Carga:[ ] [ ] [ ]−+ =+ OHBaOH 2

3 2

Considerando:* El Ba(OH)2 es una base fuerte, luego en disolución acuosa disocia ≈ 100%

( )[ ] [ ]22+⟨⟨ BaOHBa

[ ] 32 10*1 −+ =Ba* Medio Básico

[ ] [ ]−+ ⟨⟨ OHOH 3

2[Ba+2]= [OH-] = 2X10-3MpOH = -log [OH-] = -log (2x10-3) = 2.7

pOH + pH = 14pH = 14 – 2.7 = 11.3

2. Hallar el pH de una solución 1.0x10-7M de HCl HCL + H2O ⇄H3O + CL-

[ ][ ][ ]HCl

ClOHKa

−+

= 3

2 H2O ⇄H3O + OH -

[ ] [ ] 143 10*1 −−+ =+= OHOHKw

Balance de masa:[ ] [ ] 710*1 −− =+= ClHClC aT

Balance de Carga:[ ] [ ] [ ]−− += OHClOH 3

Considerando:* El HCl es un ácido fuerte, luego en disolución acuosa, disocia ≈ 100%

[ ] [ ]ClHCl ⟨⟨

[ ] 710*1 −− =Cl* Medio Acido

[ ] [ ]−+ ⟩ ⟩OHOH 3

[ H3O +] = [ CL-] = 1x10-7

pH = -log [ H3O +] = -log(1x10-7) = 7

3. Hallar el pH de una solución que contiene 0.02 moles de Ba(NO3)2 por litro

0.02 moles Ba(NO3)2 por litro → Ba(NO3)2 0.02 M.

Este tipo de sales producen disoluciones neutras. Las sales que contienen un Ion de un metal alcalino o alcalinotérreo (excepto Be+2) y la base conjugada de un ácido fuerte (por Ej.: Cl-, Br-, NO3

-) no se hidrolizan en una medida apreciable y sus disoluciones son consideradas neutras.

Para el caso del ión Ba+2 hidratado no dona ni acepta iones H+. El ión NO3

- es la base conjugada del ácido fuerte HNO3, por tanto es una base débil y no tiene afinidad por los iones H+. En consecuencia, una solución que tenga iones Ba+ y NO3

- es neutra y su pH es casi 7.

4. Ciertos investigadores midieron la constante de ionización del agua a diversas temperaturas encontraron que a 0ºC, Kw1 = 1.5x10-15, a 60ºC, Kw2 = 9.60x10-14. Calcule el pH de una solución neutra a cada una de estas temperaturas.

Si las soluciones son neutras [H+] = [OH-]

Kw1 = 1.15x10-15 = [H+] [OH-] = [H+] [H+] = [H+]2

[ ] 815 104.31015.1 −−+ ×=×=H

( ) 47.7104.3log 8 =×−= −pH

[ ]2142 1060.9 +− =×= HKw

[ ] 714 101.3106.9 −−+ ×=×=H

( ) 50.6101.3log 7 =×−= −pH

5. Calcule el pH y el pOH de las siguientes soluciones a 25ºC. Compruebe que todas las aproximaciones que se hagan tienen justificación.1. solución 0.030 M de hidróxido de potasio

KOH ⇄ K + OH –

[ ][ ][ ]KOH

OHKKb

−

=

2 H2O ⇄H3O + OH -

[ ] [ ] 143 10*1 −−+ =+= OHOHKw

Balance de masa:

[ ] [ ] 030.0=+= +KKOHC aT

Como KOH es una base fuerte [ ] 030.0=⇒ +K

Balance de Carga:[ ] [ ] [ ]−+ =+ OHKOH 3

El medio es básico [ ] [ ] 030.0==⇒ −+ OHK

pOH = -log [OH-] = -log (0.030) = 1.52pOH + pH = 14

pH = 14 – 1.52 = 12.48

2. solución 1.4x10-7M de Ba(OH)2

Ba(OH)2 + H2O ⇄ Ba+2 + 2OH- + H2O

[ ][ ]( )[ ]2

22

OHBa

OHBaKb

−+

=

2 H2O ⇄H3O + OH -

[ ] [ ] 143 10*1 −−+ =+= OHOHKw

Balance de masa:

[ ]−

+

==

=

− OHCC

BaCC

OHT

TT

2

2

Balance de Carga:[ ] [ ] [ ]−+ =+ OHBaOH 2

3 2

Considerando:* El Ba(OH)2 es una base fuerte [ ] 72 10*4.1 −+ =⇒ Ba

* Medio Básico [ ] [ ]+− ⟩ ⟩⇒ OHOH 3

2[Ba+2]= [OH-] = 2*1.4*10-7MpOH = -log [OH-] = -log (2.8*10-7) = 6.55

pOH + pH = 14pH = 14 – 6.55 = 7.45

6. Encontrar las concentraciones de todas las especies contenidas en una solución de HCN 1.0x10-4M. Cuya constante de disociación es 4.8x10-10

HCN + H2O →H3O + CN- [ ][ ]

[ ]103 10*8.4 −

−+

==HCN

CNOHKa

2 H2O ⇄H3O + OH -

[ ] [ ] 143 10*1 −−+ =+= OHOHKw

Balance de masa:[ ] [ ] 410*1 −− =+= CNHCNC aT

Balance de Carga:[ ] [ ] [ ]−− += OHCNOH 3

Considerando:* El HCN es un ácido débil: [ ] [ ] [ ] 410*1 −− =⇒⟨⟨ HCNHCNCN

* Medio Acido[ ] [ ]+− ⟨⟨ OHOH 3

[ H3O +] = [ CN-] [ ][ ]

10

2

10*8.4 −−

==⇒HCN

CNKa

[ ] ( ) ( ) 7410 10*19.210*1*10*8.4 −−−− ==CN

7. Encontrar las concentraciones de todas las especies contenidas en una solución 0.010M de amoniaco, kb = 1.78x10-5

El NH3 es una base débil

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

Inicio: 0.01M 0 0

Cambio: -X X X -----------------------------------------

Equilibrio: 0.4 – X X X

0.01

[ ][ ][ ] X

X

NH

OHNHKb

−==×=

−+−

01.01078.1

2

3

45

Como NH3 es una base débil y las bases débiles ionizan muy poco, se puede suponer que X es mucho menor que 0.4 por tanto se puede hacer la siguiente aproximación: 0.01 – X = 0.01

( ) 452

5 102.401.01078.101.0

1078.1: −−− ×=××=⇒=× XX

Luego

Entonces en el equilibrio:

[NH3] = 0.01 – 4.2x10-4 =5.8x10-3

[NH4] = 4.2x10-4

[OH-] = 4.2x10-4

pOH = -log (4.2x10-4) = 3.37 y pH = 14 – 3.37 = 10.62

Se debe probar ahora que la aproximación asumida es válida si la relación de X al valor de la concentración inicial es menor a 5%

%2.410001.0

102.4 4

=×× −

Como la relación es < 5% las [ ] halladas son una buena aproximación a lo real.

8. Encuentre las concentraciones de todas las especies y el pH de las

soluciones siguientes:

- Ácido acético 5.3x10-3M, Ka = 1.75X10-5

HAc + H2O ⇄ H3O + Ac-

[ ][ ][ ]

53 10*75.1 −−+

==HAc

AcOHKa

2 H2O ⇄H3O + OH -

[ ] [ ] 143 10*1 −−+ =+= OHOHKw

Balance de masa:[ ] [ ] 310*3.5 −− =+= AcHAcC aT

Balance de Carga:[ ] [ ] [ ]−− += OHAcOH 3

Considerando:* El HAc es un ácido débil: [ ] [ ] [ ] 310*3.5 −− =⇒⟩ ⟩ HAcAcHAc

* Medio Acido[ ] [ ]+− ⟨⟨ OHOH 3

[ H3O +] = [ Ac-] [ ][ ]

5

2

10*75.1 −−

==⇒HAc

AcKa

[ ] ( ) ( ) 435 10*045.310*3.5*10*75.1 −−−− ==Ac

pH = -log [ H3O +] = -log(3.045x10-4) = 3.52

- Ácido acético 0.40M[ ] 40.0=HAc [ ] [ ]−+ = AcOH 3

[ ][ ][ ]

53 10*75.1 −−+

==HAc

AcOHKa

[ ] ( ) ( ) [ ]+−−− === OHAc 335 10*64.240.0*10*75.1

pH = -log [ H3O +] = -log (2.64*10-3) = 2.58

- Ácido cianhídrico (HCN) 0.10M , Ka = 4.8x10-10

HCN + H2O ⇄H3O+ + CN- [ ][ ]

[ ]103 10*8.4 −

−+

==HCN

CNOHKa

2 H2O ⇄H3O + OH -

[ ] [ ] 143 10*1 −−+ =+= OHOHKw

Balance de masa:[ ] [ ] 10.0=+= −CNHCNC aT

Balance de Carga:[ ] [ ] [ ]−− += OHCNOH 3

Considerando:* El HCN es un ácido débil: [ ] [ ] [ ] 10.0=⇒⟨⟨− HCNHCNCN

* Medio Acido[ ] [ ]+− ⟨⟨ OHOH 3

[ H3O +] = [ CN-] [ ][ ]

10

2

10*8.4 −−

==⇒HCN

CNKa

[ ] ( ) [ ]+−−− === OHCN 3610 10*93.610.0*10*8.4

pH = -log (6.93*10-6) = 5.16

- HF 1.0x10-6M, pKa = 3.17HF + H2O ⇄H3O+ + F-

[ ][ ][ ]HF

FOHKa

−+

= 3 ( )KapKa log17.3 −== 610*76.6 −=⇒ Ka

2 H2O ⇄H3O + OH -

[ ] [ ] 143 10*1 −−+ =+= OHOHKw

Balance de masa:[ ] [ ]−+= FHFC NDHFT

Balance de Carga:[ ] [ ] [ ]−− += OHCNOH 3

Considerando:* El HF es un ácido débil: [ ] [ ] [ ] MHFHFF 610*1 −− =⇒⟨⟨

* Medio Acido[ ] [ ]+− ⟨⟨ OHOH 3

[ H3O +] = [ F-] [ ] 4

6

2

10*76.610*1

−−

−

==⇒ FKa

[ ] ( ) [ ]+−−−− === OHF 3564 10*6.210*1*10*76.6

pH = -log (2.6*10-5) = 4.58PoH = 9.42

9. Calcule el pH de 43PONa 0.10 molar

10. Calcule el pH de una solución que es 0.010 molar en HAc y 0.010 molar en NaAc.

Se trata de una solución amortiguadora formada por un ácido débil y su salRxs de equilibrio.

COOHCH 3 ⇄ +− + HCOOCH 3

COONaCH 3 ⇄ +− + NaCOOCH 3

[ ][ ]

[ ]5

3

3 108.1 −+−

×==COOHCH

HCOOCHKa (1)

El acetato de sodio es un electrolito fuerte, luego disocia o ioniza ≈ 100%, se puede suponer con base en el efecto del ión común que las [ ]s en equilibrio del ácido y de la base conjugada son iguales a las [ ]s iniciales.

Luego:

COONaCH 3 ⇄ +− + NaCOOCH 3

Equilibrio: 0.01 M 0.01 M[ ] MCOOHCH 01.03 =

Reemplazando en (1) [ ]01.0

01.0108.1 5

+− ×=× H

74.4108.1log 5 =×−= −pH

O utilizando la ecuación de Henderson – Hasselbach:

[ ][ ]ácido

onjugadabapKapH

seclog+=

( ) [ ][ ]COOHCH

COOCHpH

3

35 log108.1log−

− +×−=

01.0

01.0log74.4 +=pH

74.4=pH

TALLER SOBRE SISTEMA CARBONATO

a. Una corriente tiene un pH = 8.3 y una CTCO3 de 3x10-3M. Un agua residual que contiene 1x10-2M H2SO4 va a ser descargada a la corriente. Cual es la máxima cantidad de desecho que puede ser descargada por litro de agua natural, si el pH no puede bajar de 6.7 unidades?

b. Una muestra de agua tiene un pH de 9.0 unidades; si 200 ml de muestra requieren 1.1 ml de H2SO4 0.02N para titular hasta el punto de la fenolftaleína y 22.9 ml adicionales de ácido para titular al punto de naranja de metilo. Cuales son la alcalinidad total y la alcalinidad al carbonato en meq/L y mg/L CaCO3?

0.9=pH

mlVMUESTRA 200=NSOmlHVFF 02.01.1 42=NSOmlHVNM 02.09.22 42=

a) Alcalinidad total = ? en meq/L y mg/Lb) AlC. carbonatados? molgFCaCOP /100. 3 =

a) volumen total = 22.9 + 1.1 = 24 ml H2SO4 0.02 N

L

meqH

eq

meq

L

eq

ml

Leqml

V

NVAlC

M

HHT

+−

+

=××=×=×

=+

4.21

1000104.2

200

/02.024 3

33 120

2

1004.2 CaCO

L

mg

meqH

mgCaCO

L

meqH =× +

+

b) 1º forma

Alcalinidad carbonatos =

3

4

5.52

10011.0

11.01000101.1200

02.01.1

CaCOL

mg

L

meqH

VV

L

meqH

L

meqHml

V

NV

ffH

M

HH

=×

=

=××=×=×

+

+

++−++

c. 250 ml de una muestra de agua de pH= 6.7 unidades requieren la adición de 5.8 ml de NaOH 0.1M para llevar su pH a 8.3; la misma cantidad de muestra requiere la adición de 12.2 ml de HCl 0.1N para bajar su pH a 4.3.

a. Determine la alcalinidad total y la acidez total.b. La acidez al CO2.

c. Las concentraciones de las especies carbonatadas.

pH = 6.7VM =250 mlpH 6.7 a 8.3 requiere 5.8 ml NaOH 0.1MpH 6.7 a 4.3 requiere 12.2 ml de HCl 0.1N

a. AlcT y acidez total?b. Acidez al CO2

c. [ ] especies carbonatadas

a. Sí pH = 6.7, Vf = 0 →alcT sera por HCO3-

[ ] [ ] [ ]3

3

323

4881

1001000109,4

250

1,02,12CaCO

L

mq

L

eq

mL

LeqmLALc

HCOCOOHALc

T

T

=∗∗×=+=

++=

−

−−−

Si PH=6.7 no hay acidez mineral, no se da la Rx −+ +OHH ⇄ OH 2

Se dan entonces las Rx: −+OHCOH 32 ⇄ OHHCO 23 +− (1)

−+OHHCO3 ⇄ OHCO 223 +− (2)

NaOHNaOHNaOHTNaOH VRxVRxVgastadosV ++= 21 al ácido gastado titulando la

alcalinidad por −3HCO existente en la muestra.

mLmLmLmLVTNaOH 8.232.128.58.5 =++=

Acidez total L

meq

L

eqNaOH

mL

LcqmL5.91000105.9

250

1.08.23 3 =∗×=∗= −

L

mgCO

meqNaOH

mgCO

L

meqNaOH 22 481

445.9 =∗=

b. Acidez L

mgCOCO 2

20 32.244*1000*250

1.0*8.5 ==

c. Como PH=6.7 ⇒ alc es debida a −3HCO

⇒ acidez es debida a 32COH

[ ]L

mmolHCO

meq

mmolHCO

eq

meq

mL

LeqmLHCO

333 8.4

1

1*1000*

250

1.0*2.12 −

==

[ ]L

COmmolH

meq

mmolCOH 32

32 32.21

11000

250

1.08.5 =×××=

4. Un agua tiene un pH de 8.5 y una alcalinidad total de 1.8 meq/L. Cúal es su CT, CO3? Exprésela en eq/L y mq/L CaCO3.

PH = 8.5 CaCO3 ⇄Ca+ +CO2-3

Equilibrio: 1.8 1.8 1.8

AlCT =1.8 meq/LCTCO3 = ?

L

molCO

mmolCO

molCO

meqCaCO

meqCO

L

meqCaCO 233

323

23

3

32

3 108.110

1

1

18.1 −−

−

−−

×=××

5. Un agua natural tiene el siguiente análisis fisicoquímico parcial:

pH = 8.3[ ] MCa 42 105 −+ ×=

[ ] MHCO 33 103 −− ×= [ ] MMg 42 101 −+ ×=

( )[ ] MCO ac5

2 103 −×= [ ] MSO 44 101 −= ×=

a. Cual volumen de H2SO4 0.02 N se requiere para titular 100 ml de muestra hasta el punto final de la alcalinidad total?

b. Cual es la alcalinidad total en eq/L y en mg/L CaCO3?c. Un desecho que contiene 10-2 mol/L de NaOH va a ser descargado el agua. El

pH no puede ser descargados por cada litro de agua natural?

PH =8.3[ ] MCa 42 105 −+ ×=

[ ] MHCO 33 103 −− ×= [ ] MMg 42 101 −+ ×=

( )[ ] MCO ac5

2 103 −×= [ ] MSO 44 101 −= ×=

a. volumen H2SO4 0.02 N se requieren para titular 100 ml de muestra hasta el punto final de alcalinidad total?

b. AlCTOTA en meq/L y mg/L CaCO3?c. Un agua de desecho que contiene 10-2 mol/L NaOH va a descargarse en esta

agua. El pH no se puede elevar a mas de 9.5 ¿cuál es el máximo en litros que se puede agregar a cada litro de agua natural?

b. como pH = 8.3 toda la alcalinidad está como HCO3-

⇒AlCTOTAL = L

meqCaCO

eqCaCO

meqCaCO

molCaCO

eqCaCOCaCO

L

mol 3

3

3

3

33

3 31

1000

1

1103 =××× −

33

33

42

3423 1501

10

2

100103 mgCaCO

gCaCO

mgCaCO

SOeqH

gCaCO

L

SOeqH=××× −

a.ml

LSOeqHV

L

SOeqH H

100

/02.0103 42423 ×

=×+

−

LNSOmlHVH 015.002.015 42 ==+

6. Un análisis fisicoquímico parcial de un agua de los siguientes resultados:

CO2 = 44 mg/L [ ] MSO 442 101 −− ×=

[ ] MHCO 33 102 −− ×= MCl 3101 −− ×=

a. Cual es el pH de la solución y la concentración de CO-23?

b. Cual es la acidez total, cáustica y carbonatada? (En eq/L y en mg/L CaCO3)c. Cual es la acidez total, mineral y del CO2?

7. A 25ºC una muestra de agua requiere 10 ml de H2SO4 0.02 N para bajar el pH de 100 ml a pH 4.3. El mismo volumen de muestra de agua requiere 4 ml de NaOH 0.02 N para elevar el pH a 8.3. Calcule la alcalinidad total y la acidez al CO2 expresada en mg/L CaCO3.

V H2SO4 0.02 N = 10 ml para pH a 4.3VM = 100 mlV NaOH 0.02 N = 4 ml para pH a 8.3AlCTOTAL =?Acidez CO2 =?

Sí pH baja 4.3

L

mgCaCO

meqH

mgCaCO

eqH

meqH

ml

LeqHmlAlCT

33 1002

1001000

100

/02.010 =×××= ++

++

L

mgCO

meqOH

mgCOLeqOHmlAcidezCO 22

2 2.351

441000

100

/02.04 =×××= −

−