¡Descarga Equilibrios ácido-base: completar ecuaciones y caracterizar pares ácido-base conjugados y más Ejercicios en PDF de Análisis Químico e Instrumental solo en Docsity!
ÁCIDO-BASE.
Concepto básicos.
1.- a) Aplicando la teoría de Brönsted-Lowry, explique razonadamente, utilizando las ecuaciones químicas necesarias, si las siguientes especies químicas se comportan como ácidos o como bases: NH 3 , CH 3 -COOH, CN–, HCO 3 –. b) Señale en cada caso la base o el ácido conjugado. (Cuestión Selectividad. Zaragoza. Junio 1997). ⌦
2.- Justifica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) “La velocidad de una reacción química conserva el mismo valor numérico durante todo el tiempo que dure la reacción”. b) “El HCl en disolución acuosa diluida es un ácido débil”. ⌦
3.- Indica cuales son las bases conjugadas de los ácidos así como los equilibrios entre la forma ácida y la básica: H 3 O+, HNO 2 , HCN. ⌦
4.- Demuestra la relación matemática existente entre la constante de un ácido y la de la base conjugada de dicho ácido. ⌦
5.- Completar los siguientes equilibrios entre pares de ácidos y bases conjugados, de tal forma que el primer compuestos de cada ecuación actúe como ácido: a) H 2 CO 3 +
H 2 O Á _______ + ________ b) ______ + HCO 3 – Á ______ + H 2 O; c) NH 4 +^ +
______ Á H 2 O + ______; d) H 2 O + CN– Á _______ + ________ ⌦
6.- Completar los siguientes equilibrios ácido-base de Brönsted-Lowry; caracterizando
los correspondientes pares ácido-base conjugado: a) ..... + H 2 O Á CO 3 2–^ + H 3 O+;
b) NH 4 +^ + OH– Á H 2 O + ..... ; c) ..... + H 2 O Á H 3 O+^ + SO 4 2–; (Selectividad COU.
Galicia. 1998). ⌦
7.- Cuando a una disolución de amoniaco se le añade cloruro de amonio: Decide si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones justificando las respuestas. a) Aumenta el grado de disociación del amoniaco; b) El grado de disociación del amoniaco no varía; c) el pH disminuye; d) aumenta el pH. ⌦
Cálculo del pH y constantes de acidez y basicidad.
8.- En un laboratorio se dispone de cinco matraces que contiene cada uno de ellos disoluciones de las que se tiene la siguiente información: 1º) pH = 7; 2º) [H 3 O+] = 10 –3; 3º) pOH = 2; 4º) [OH–] = 10–6; 5º) pH = 1. Ordena dichos matraces de mayor a menor acidez. (Cuestión Selectividad COU. Andalucía. 1998). ⌦
9.- Calcula el pH de las siguientes disoluciones. a) 250 ml de HCl 0,1 M; b) 250 ml de HOCl 0,1 M si su Ka = 3,2 · 10–8^ M. ⌦
10.- Calcular el pH de una disolución 0,1 M de NH 3 , sabiendo que Kb = 1,8 · 10–5. ⌦
11.- Calcula el pH y la concentración de todas las especies presentes en una disolución 10 –2^ M de hidróxido de calcio. ⌦
12.- A 25ºC una disolución 0,1 M de amoniaco tiene un pH de 11,12. Determina la constante de basicidad del amoniaco y la de acidez del ion amonio. ⌦
13.- a) A un estudiante de química le piden la concentración de ácido láctico, HC 3 H 5 O 3 , en un vaso de leche. Para ello determina la concentración de iones hidronio obteniendo como resultado 3,09 · 10–3^ M. ¿Qué valor debería dar? b) Le dicen que
el pH de una taza de café (a 25 ºC) es 5,12. ¿Cuál será la concentración de iones hidronio en el café? c) Si se mezclan 125 ml del café anterior con un volumen igual de leche, ¿cuál será el pH del café con leche obt enido? Datos (25 ºC): Considera que la leche es una disolución acuosa y que toda su acidez se debe al ácido láctico y que éste es un ácido monoprótico. Ka (ácido láctico) = 1,40 · 10 –4. Supón volúmenes aditivos. (Problema Selectividad COU. Oviedo. Septiembre 1997). ⌦
Cálculo de grado de disociación, concentraciones...
14.- En 500 ml de agua se disuelven 3 g de ácido acético. Calcula: a) el pH de la disolución resultante; b) el porcentaje de ácido acético disociado. Mat: C=12; O=16; H=1. Ka = 1,8 · 10–5. ⌦
15.- La constante del ácido cianhídrico (HCN) es 4,9·10-10^ a 25 °C; a) ¿cuál es la concentración de H 3 O+^ de una disolución acuosa 1,2·10-2^ M del ácido a dicha temperatura; b) su grado de ionización. ⌦
16.- Se sabe que 100 ml de una disolución de ácido oxoclorico (I) (hipocloroso) que contiene 1,05 gramos, tiene un pH de 4,1. Calcula: a) La constante de disociación del ácido. b) El grado de disociación. Masas atómicas: Cl: 35,5; O: 16; H: 1. (Problema Selectividad COU. Madrid Alcalá Junio 1998). ⌦
17.- El pH de una disolución acuosa de ácido acético es 2,9. Calcular la molaridad y el grado de disociación del ácido acético en dicha disolución. pKa = 4,74. ⌦
18.- Una disolución 10–2^ M de ácido benzoico presenta un grado de disociación del 8, %. Determina: la constante de ionización del ácido, el pH de la disolución y la concentración del ácido benzoico sin ionizar en el equilibrio. ⌦
19.- Calcula el pH y la molaridad de cada especie química presente en el equilibrio de
ionización del amoniaco 0,15 M: NH 3 (ac) + H 2 O (l) → NH 4 + (ac) + OH–. Kb(:NH 3 ) =
1,8 x 10 –5. ⌦
Hidrólisis de sales.
20.- Discute, razonadamente, las siguientes afirmaciones: a) Si se añade agua destilada a una disolución de pH = 4, aumenta la concentración de protones. b) Si se añade cloruro amónico a una disolución de pH = 7, disminuye el pH. (Cuestión Selectividad COU. Andalucía. Junio 1998). ⌦
21.- a) Cómo será el pH de una disolución de 150 ml de NaClO 0,1 M. b) .¿Cuánto
valdrá? Ka (HClO) 3,2·10–8 ⌦
22.- Indica cómo será el pH de una disolución 1 M de: a) NaCl; b) CH 3 –COONa; c) NH 4 Cl; d) CH 3 –COONH 4. [Kb(NH 3 ) = Ka(CH 3 –COOH) = 1,8 ·10–5^ M]. ⌦
23.- a) Calcula el pH de una disolución 0,7 M de KCN sabiendo que Ka de HCN es de
7,2·10–10^ M. b) ¿Cual será el nuevo pH si a ½ litro de la disolución anterior le añadimos ¼ de litro de una disolución 3 Molar de HCN? ⌦
24.- En cada una de las disoluciones acuosas de los siguientes compuestos: a) carbonato de sodio, b) hidróxido de calcio, c) cloruro de amonio, d) dióxido de carbono, indique justificadamente si el pH será 7, mayor que 7 o menor que 7. (Cuestión Selectividad COU. Zaragoza. Junio 1997) ⌦
35.- Determina el volumen expresado en ml, que se precisan de una disolución 0,21 M de NaOH para que reaccionen completamente 10 ml de ácido (orto)fosfórico 0,1 M. ⌦
36.- Se mezclan 25 ml de HCI 0,3 M y 35 ml de NaOH 0,4 M. a) ¿Cuál es el pH de la mezcla resultante? b) ¿Qué volumen de HCl necesitaríamos para que el pH de la mezcla resultante fuese igual a 7? (Problema Selectividad La Laguna. Junio 1997. ⌦
37.- Calcula el pH de la disolución que resuelta de añadir a 25,0 ml de HCl 0,1 M: a) 5 ml de NaOH 0,2 M; b) 20 ml de NaOH 0,2 M. ⌦
38.- Se disuelven 6,8 g de amoniaco en la cantidad de agua necesaria para obtener 500 ml de disolución. Calcule: a) El pH de la disolución. b) Qué volumen de ácido sulfúrico 0,10 M se necesitará para neutralizar 20 ml de la disolución anterior. Kb (amoniaco) = 1,8 10 –5. Masas atómicas: N: 14; H: 1. (Problema Selectividad Zaragoza. Junio 1998). ⌦
39.- ¿Cuál será el pH de una disolución formada por 100 ml de acetato sódico 0,250 M, 25 ml de HCl del 12 % y densidad 1,06 g/ml, y cantidad suficiente de agua para completar 250 ml? Masas atómicas: Cl: 35,5; C: 12; 0:16; H: 1; Ka (CH 3 COOH) = 1,8· 10 –5. (Problema Selectividad La Rioja. Junio 1998). ⌦
SOLUCIONES DE EJERCICIOS
EJERCICIO 6: Solución: a) HCO 3 2–; b) NH 3 ; c) HSO 4 –
EJERCICIO 7: Sol: c)
EJERCICIO 8: Solución: 5º > 2º > 1º > 4º > 3º.
EJERCICIO 12: Sol Kb = 1,74·10–5^ M; Ka = 5,68·10–10^ M..
EJERCICIO 17: Sol: c = 0’088 M; a = 0,014 M
EJERCICIO 25: Solución: pH = 1,
EJERCICIO 29: Solución: 28,3 ml.
EJERCICIO 30: Solución: pH = 13,
EJERCICIO 31: Solución: a) 0,8 ml; b) 16 mg.
EJERCICIO 32: Soluc: a) 6,84 ml disolución HCl; b) 11,7M; c) pH = 12,1; d) 13,33 ml.
EJERCICIO 34: Solución: pH = 1,
EJERCICIO 37: Solución: 1,30; 12,52.
SOLUCIONES (ÁCIDO-BASE)
a) NH 3 (g) + H 2 O (l) Á NH 4 +^ + OH–; Base pues captura H+. CH 3 -COOH + H 2 O (l) Á CH 3 -COO–^ + OH–; Ácido pues cede H+. CN–^ + H 2 O (l) Á HCN + OH–; Base pues captura H+. HCO 3 – + H 2 O (l) Á H 2 CO 3 + OH–; Base pues captura H+. HCO 3 – + H 2 O (l) Á CO 3 2–^ + H 3 O+; Ácido pues cede H+. b) NH 4 +: Ácido conjugado. CH 3 -COO–^ : Base conjugada HCN: Ácido conjugado. H 2 CO 3 : Ácido conjugado. CO 3 2–: Base conjugada.
2.- ⌫ a) FALSO , pues ésta va disminuyendo hasta valer 0 en el equilibrio en donde ya no varían las concentraciones de reactivos y productos a lo largo del tiempo. b) FALSO , pues el ácido clorhídrico es un ácido fuerte y está totalmente disociado independientemente de que se trate de una disolución diluida o concentrada.
3.- ⌫ H 3 O+^ Á H+^ + OH–^ (Base conjugada). HNO 2 + H 2 O Á H 3 O+^ + NO 2 –^ (Base conjugada). HCN + H 2 O Á H 3 O+^ + CN–^ (Base conjugada).
4.- ⌫ Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H 2 O Á A–^ + H 3 O+
Reacción de la base conjugada con el agua: A–^ + H 2 O Á AH + OH–
[A–] · [H 3 O+] [HA] · [OH–] Ka = —————— ; Kb = —————— [HA] [A–]
[A–] · [H 3 O+] · [HA] · [OH–] Ka · Kb = —————–—————— = [H 3 O+] · [OH–] = KW [HA] · [A–]
5.- ⌫ a) H 2 CO 3 + H 2 O Á HCO 3 –^ + H O 3 + b) H O 3 +^ + HCO 3 –^ Á H CO 2 3 + H 2 O;
c) NH 4 +^ + OH–^ Á H 2 O + NH 3 ; d) H 2 O + CN–^ Á OH– + HCN
6.- ⌫ a) HCO 3 –^ + H 2 O Á CO 3 2–^ + H 3 O+
b) NH 4 +^ + OH–^ Á H 2 O + NH 3 ;
c) HSO 4 –^ + H 2 O Á H 3 O+^ + SO 4 2–.
ceq (mol/l) 0,1–1,32·10–3^ 1,32·10–3^ 1,32·10–
[NH 4 +]·[OH–] (1,32·10–3^ M)^2 Kb = ––––––––––– = ––––––––––––––– = 1,76 · 10–5^ M [NH 3 ] (0,1– 1,32·10–3) M
KW 10 –14^ M^2 Ka(NH 4 +) = ––––––– = –––––––––––– = 5,68 · 10–10^ M Kb(NH 3 ) 1,76 · 10–5^ M
13.- ⌫ a) Equilibrio: HC 3 H 5 O 3 + H 2 O Á C 3 H 5 O 3 –^ + H 3 O+; ceq (mol/l) c 0 –3,09·10–3^ 3,09·10–3^ 3,09·10–
[C 3 H 5 O 3 – ]·[H 3 O+] (3,09·10–3^ M)^2 1,40·10–4^ = –––––––––––––– = –––––––––––––– ⇒ c 0 = 0,065 M [HC 3 H 5 O 3 ] (c 0 –3,09·10–3) M
b) [H 3 O+] = 10–5,12^ M = 7,59 · 10–6^ M c) Debido a la gran diferencia en [H 3 O+] en la leche y en el café se pueden despreciar los procedentes de éste último, con lo cual [H 3 O+] es simplemente la mitad de la que había en la leche debido a la dilución en un volumen doble: [H 3 O+] = 3,09·10–3^ M/ 2 = 1,545·10–3^ M ⇒ pH = 2,
14.- ⌫ a) Equilibrio: CH 3 COOH + H 2 O Á CH 3 COO–^ + H 3 O+; n 0 (mol) 3/60 0 0 c 0 (mol/l) 0,05/0,5 0 0 ceq (mol/l) 0,1(1–α) 0,1α 0,1α
[CH 3 COO–]·[H 3 O+] 0,1α^2 1,8 · 10–5^ = –––––––––––––––– = ––––– ≅ 0,1α^2 [CH 3 COOH] 1–α
De donde: α = 0, [H 3 O+] = 0,1 M · 0,0134 = 1,34 · 10–3^ M ⇒ pH = 2, b) % disociado = 100·α = 1,34 %.
15.- ⌫ Equilibrio: HCN + H 2 O Á CN–^ + H 3 O+; c 0 (mol/l) 1,2·10-2^0 ceq (mol/l) 1,2·10-2^ (1–α) 1,2·10-2α 1,2·10-2α
[CN–]·[H 3 O+] 1,2·10-2α^2 4,9·10-10^ = –––––––––––– = ––––––– ≅ 1,2·10-2^ α^2 [HCN] 1–α
De donde: α = 2,02·10–
[H 3 O+] = 1,2·10-2^ M · 0,0134 = 2,42 · 10–6^ M
a) [H 3 O+] = 10–4,1^ M = 7,94·10–5^ M Equilibrio: HClO + H 2 O Á ClO–^ + H 3 O+; n 0 (mol) 1,05/52,5 0 0 c 0 (mol/l) 0,02/0,1 0 0 ceq (mol/l) 0,2 –7,94·10–5^ 7,94·10–5^ 7,94·10–
[ClO–]·[H 3 O+] (7,94·10–5^ M)^2 Ka = –––––––––––– ≅ ––––––––––– = 3,15·10-8^ M [HClO] 0,2 M
b) [H 3 O+] = 7,94·10–5^ = 0,2 M ·α ⇒ α = 3,97·10–
17.- ⌫ [H 3 O+] = 10–2,9^ M = 1,26·10–3^ M Ka = 10–4,74^ = 1,82·10– Equilibrio: CH 3 COOH + H 2 O Á CH 3 COO–^ + H 3 O+; c 0 (mol/l) c 0 0 0 ceq (mol/l) c 0 – 1,26·10–3^ 1,26·10–3^ 1,26·10–
[CH 3 COO–]·[H 3 O+] (1,26·10–3^ M)^2 1,82 · 10–5^ = –––––––––––––––– = –––––––––––– [CH 3 COOH] c 0 – 1,26·10–
De donde: [CH 3 COOH] 0 = 8,85·10–2^ M [H 3 O+] = 8,85·10–2^ M · α = 1,26·10–3^ M ⇒ α = 0,.
18.- ⌫ Equilibrio: C 6 H 5 COOH + H 2 O Á C 6 H 5 COO–^ + H 3 O+; c 0 (mol/l) 0,01 0 0 ceq (mol/l) 0,01(1–0,0815) 0,01· 0,0815 0,01· 0,
[C 6 H 5 COO–]·[H 3 O+] (8,15·10–4^ M)^2 Ka = –––––––––––––––– = –––––––––––– = 0,177 M [C 6 H 5 COOH] 9,185·10–3^ M
pH = –log [H 3 O+] = –log 8,15·10–4^ M = 3,
19.- ⌫ Equilibrio: NH 3 (ac) + H 2 O (l) Á NH 4 +^ + OH–; c 0 (mol/l) 0,15 0 0 ceq (mol/l) 0,15(1–α) 0,15α 0,15α
[NH 4 +]·[OH–] 0,15 α^2 1,8 · 10–5^ = ––––––––––– = –––––– ≅ 0,15 α^2 ⇒ α = 0, [NH 3 ] 1–α
Vtotal = 0,5 L + 0,25 L = 0,75 L Equilibrio: HCN + H 2 O Á CN–^ + H 3 O+ c 0 (mol/l) 0,75/0,75 0,35/0,75 0 ceq (mol/l) 1–x 0,4667 + x x
[CN–]·[H 3 O+] 0,4667 x + x^2 7,2·10–10^ = –––––––––––– = –––––––––– ⇒ x = [H 3 O+] = 1,54·10–9^ M [HCN] 1–x
pH = –log 1,54·10–9^ = 8, En realidad, en las disoluciones amortiguadoras la modificación del equilibrio “x” es muy pequeña comparado tanto con [HCN] como con [CN–], y en la ecuación anterior podemos despreciarla frente a éstas:
[HCN] 1 [H 3 O+] = Ka·–––––– = 7,2·10–10M· –––––– = 1,54·10–9^ M [CN–] 0,
24.- ⌫ a) Mayor que 7 (básico) , pues el mientras el anión CO 3 2–^ proviene de un ácido débil (ácido carbónico), y por tanto provoca hidrólisis básica, el Na+^ proviene de base fuerte y no provoca hidrólisis. b) Mayor que 7 (básico) , pues el Ba(OH) 2 es una base bastante fuerte que en su disociación produce OH–. c) Menor que 7 (ácido) , pues el mientras el catión NH 4 +^ proviene de una base débil (amoniaco), y por tanto provoca hidrólisis ácida, el Cl–^ proviene de ácido fuerte y no provoca hidrólisis. d) Menor que 7 (ácido) , pues el CO 2 al disolverse en agua forma ácido carbónico, que en su disociación produce H 3 O+.
25.- ⌫ n 0 (HF) = 0,100 L · 1,5 mol·L–1^ = 0,150 mol Equilibrio: HF + H 2 O Á F–^ + H 3 O+ c 0 (mol/l) 0,150/0,300 0 0 ceq(mol/l) 0,5 – x x x
[F–]·[H 3 O+] x^2 8,8·10–4^ = ––––––––– = –––––– ⇒ x = [H 3 O+] = 2,054·10–2^ M [HF] 0,5 – x
pH = –log 2,054·10–2^ = 1,
26.- ⌫ a) FALSO , pues el mientras el catión NH 4 +^ proviene de una base débil (amoniaco), y por tanto provoca hidrólisis ácida (NH 4 +^ + H 2 O Á NH 3 + H 3 O+), el Cl–^ proviene de ácido fuerte y no provoca hidrólisis. b) FALSO , pues se produce una neutralización completa con formación de NaCl y agua. Tanto el Cl–^ como el Na+^ proceden de electrolitos fuertes y ninguno provoca hidrólisis, con lo que al no haber exceso ni de OH–^ ni de H 3 O+^ la disolución mezcla será neutra.
c) FALSO , pues se produce una neutralización completa con formación de NH 4 Cl y agua. Tal y como se vio en a) el NH 4 +^ provoca hidrólisis ácida. d) VERDADERO , pues el CH 3 COO–^ es la base conjugada de un ácido débil (ácido acético) y provoca hidrólisis básica: CH 3 COO–^ + H 2 O Á CH 3 COOH + OH–.
27.- ⌫ 46,3 g 27,6 g n (KOH) = –––––––– = 0,825 mol ; n (NaOH) = –––––––– = 0,69 mol 56,1 g/mol 40 g/mol
n(OH–) = 0,825 mol + 0,69 mol = 1,515 mol
1,515 mol [OH–] = –––––––– = 3,03 mol/l 0,5 L
Va · 0,5 M · 2 = 30 cm^3 · 3,03 M ⇒ Va = 90,9 cm^3
28.- ⌫ n(NH 3 ) = 1,0 L · 0,25 mol/L = 0,25 mol; n(HCl) = 0,4 L · 0,30 mol/L = 0,12 mol Reacción de neutralización: NH 3 + HCl → NH 4 Cl Se neutralizan 0,12 mol de HCl con 0,12 mol de NH 3 , con lo que queda un exceso de 0, mol de NH 3 en un total de 1,4 litros de disolución. Equilibrio: NH 3 (ac) + H 2 O (l) Á NH 4 +^ + OH–; c 0 (mol/l) 0,13/1,4 0 0 ceq (mol/l) 0,093 – x x x
[NH 4 +]·[OH–] x^2 1,8 · 10–5^ = ––––––––––– = ––––––– ⇒ x = [OH–] ≅ 1,3 ·10–3^ M [NH 3 ] 0,093 – x
10 –14^ M^2 [H 3 O+] = –––––––––– = 7,72 · 10–12^ M ⇒ pH = –log 7,72 · 10–12^ = 11, 1,3 ·10–3^ M
29.- ⌫ m(HNO 3 ) = 0,32 ·1,19 g·ml-1^ ·250 ml = 95,2 g
m 95,2 g [H 3 O+] = [HNO 3 ] = –––– = –––––––––––––– = 1,5 mol/l V·M 1,0 L · 63 g·mol–
pOH = 14 – 13,93 = 0,07 ⇒ [OH–] = 0,85 M Va · 1,5 M = 50 ml · 0,85 M ⇒ Va = 28,3 ml
30.- ⌫ n(H 3 O+) = Va · Molaridad · a = 0,50 L · 2,20 mol·L–1^ · 2 = 2,20 mol m(NaOH) = 0,20 ·1,200 g·ml-1^ · 400 ml = 96 g
9,6 g riqueza = ––––– · 100 = 38,4 % 25 g
34.- ⌫ n(OH–) = Vb · [NaOH] · b = 0,080 L · 0,10 mol·L–1^ · 1 = 0,008 mol n(H 3 O+) = Va · [HCl] · a = 0,020 L · 0,5 mol·L–1^ · 1 = 0,010 mol Se neutralizan 0,008 moles de OH–^ con 0,008 moles de H 3 O+^ quedando un exceso de 0, moles de H 3 O+^ en un volumen total de 100 ml.
0,002 mol [H 3 O+] = ––––––––– = 0,02 mol/l ⇒ pH = –log 0,02 = 1, 0,10 L
35.- ⌫ El ácido (orto)fosfórico es H 3 PO 4 y disocia, por tanto, 3 H+. 10 ml · 0,1 M · 3 = Vb · 0,21 M · 1 ⇒ Vb = 14,3 ml
36.- ⌫ a) n(H 3 O+) = Va · [HCl] · a = 0,025 L · 0,3 mol·L–1^ · 1 = 0,0075 mol n(OH–) = Vb · [NaOH] · b = 0,035 L · 0,4 mol·L–1^ · 1 = 0,014 mol Se neutralizan 0,0075 moles de H 3 O+^ con 0,0075 moles de OH–^ quedando un exceso de 0,0065 moles de OH–^ en un volumen total de 60 ml.
6,5·10–3^ mol [OH–] = –––––––––– = 0,1083 mol/l ⇒ pH = 14 + log 0,1083 = 13, 0,060 L
b) Al ser tanto el ácido como la base electrolitos fuertes cuando se produzca la neutralización el pH de la mezcla será neutro. Va · 0,3 M · 1 = 35 ml · 0,4 M · 1 ⇒ Va = 46,67 ml
37.- ⌫ a) n(H 3 O+) = Va · [HCl] · a = 0,025 L · 0,1 mol·L–1^ · 1 = 0,0025 mol n(OH–) = Vb · [NaOH] · b = 0,005 L · 0,2 mol·L–1^ · 1 = 0,001 mol Se neutralizan 0,001 moles de OH–^ con 0,001 moles de H 3 O+^ quedando un exceso de 0, moles de H 3 O+^ en un volumen total de 30 ml.
0,0015 mol [H 3 O+] = ––––––––– = 0,05 mol/l ⇒ pH = –log 0,05 = 1, 0,03 L
b) n(OH–) = Vb · [NaOH] · b = 0,020 L · 0,2 mol·L–1^ · 1 = 0,004 mol Se neutralizan 0,0025 moles de H 3 O+^ con 0,0025 moles de OH–^ quedando un exceso de 0,0015 moles de OH–^ en un volumen total de 45 ml.
1,5·10–3^ mol [OH–] = –––––––––– = 0,033 mol/l ⇒ pH = 14 + log 0,033 = 12, 0,045 L
a) 6,8 g [NH 3 ] 0 = ––––––––––––– = 0,8 mol/L 17 g·mol–1·0,5 L
Equilibrio: NH 3 (ac) + H 2 O (l) Á NH 4 +^ + OH–; c 0 (mol/l) 0,8 0 0 ceq (mol/l) 0,8 – x x x
[NH 4 +]·[OH–] x^2 1,8 · 10–5^ = ––––––––––– = ––––––– ⇒ x = [OH–] ≅ 3,8 ·10–3^ M [NH 3 ] 0,08 – x
pOH = –log 3,8 ·10–3^ M = 2,42 ⇒ pH = 14 – 11, 58 = 11, 58 b) Va · 0,1 M · 2 = 20 ml · 0,8 M · 1 ⇒ Va = 5 ml
39.- ⌫ m(HCl) = 0,12 ·1,06 g·ml-1^ ·25 ml = 3,18 g n(H 3 O+) = n(HCl) = m/M = 3,18 g/(36,45 g·mol–1) = 0,087 mol n(CH 3 COO–) = n(CH 3 COONa) = V· Molaridad = 0,100 L · 0,25 mol·L–1^ = 0,025 mol Se produce una neutralización: CH 3 COO–^ + H 3 O+^ → CH 3 COOH + H 2 O n 0 (mol) 0,025 0,087 0 nfinal(mol) 0 0,062 0, Quedan pues 0,062 moles de H 3 O+^ en un total de 250 ml
n(H 3 O+) 0,062 mol [H 3 O+] = ––––––– = –––––––– = 0,25 M ⇒ pH = –log 0,25 = 0, V 0,25 L
Soluciones a los ejercicios de los apuntes:
A.- ⌫
a)
s s s dn dn dn
m m m d g conc g L m V d V L
× ×
= = × ⇒ = = = =
× ×
g % 1 240 L
s s dn dn s s
n m (^) conc g L g L Molaridad V V M M g mol
×
mol L
b) pH = –log [H 3 O+^ ] = –log (2 x 2,45 x 10 –3^ M) = 2,
B.- Cl es ácido fuerte luego está totalmente disociado: ⇒ [H 3 O+] = 0,05 M
a) H pH = –log [H 3 O+] = –log 0,05 = 1, CH 3 COOH es ácido débil por lo que: 1,8 10 5 0, 019 0, 05
K a M c M
α
× −
