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Solución:

Serie problemas para entregar

ÁCIDO-BASE

1.- El ácido metanoico, HCOOH, es un ácido débil porque en disolución acuosa no está

totalmente disociado. Al disolver 4,6 g de ácido metanoico en 1 litro de agua, se obtiene una disolución de pH = 2,3. Calcula:

La constante de disociación de dicho ácido.

Su grado de disociación.

2.- Completa la siguiente tabla, indicando las especies y constantes que faltan, y ordena, según la fuerza relativa, los ácidos y las bases conjugadas que aparecen:….

3.- Razona si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones referidas a una disolución acuosa de ácido acético:

• el grado de disociación del ácido acético es independiente de la concentración inicial

del ácido.

• Si se añade una pequeña cantidad de ácido clorhídrico a la disolución, el grado de

disociación del ácido aumenta.

• Si se añade acetato de sodio a la disolución, su pH aumenta.

4.(AMP)- Se tiene una disolución que contiene 2,45 g de NaCN en 0,5 litros de disolución. Halla: El pH de la disolución

Los moles de sal hidrolizados

El tanto por ciento de sal hidrolizada

Pka del HCN = 9,

7- Una disolución comercial de ácido clorhídrico presenta un pH de 0,3.

a) Calcule la masa de hidróxido de sodio necesaria para neutralizar 200 mL de

la disolución comercial de ácido.

b) Si 10 mL de la disolución comercial de ácido clorhídrico se diluyen con agua hasta

un volumen final de 500 mL, calcule el pH de la disolución diluida resultante.

c) A 240 mL de la disolución diluida resultante del apartado anterior se le añaden

160 mL de ácido nítrico 0,005 M. Calcule el pH de la nueva disolución (suponiendo volúmenes aditivos).

d) Calcule los gramos de hidróxido de calcio necesarios para neutralizar la disolución

final del apartado c).

8.- Una disolución acuosa de amoníaco de uso doméstico tiene una densidad de 0,

g∙cm−3^ y una concentración del 6,5 % en masa. Determine:

a) La concentración molar de amoníaco en dicha disolución.

b) El pH de la disolución.

c) El pH de la disolución resultante al diluir 10 veces.

Datos: Masas atómicas (u): H = 1 , N = 14 ; Kb (NH 3 ) = 1,8 x 10 −^.

Solución .−a) Concentración inicial = 3,68 mol∙L−1^ ;b) pH = 11,91 c)pH = 11,41.

1.- El ácido metanoico, HCOOH, es un ácido débil porque en disolución acuosa no está

totalmente disociado. Al disolver 4,6 g de ácido metanoico en 1 litro de agua, se obtiene una disolución de pH = 2,3. Calcula:

La constante de disociación de dicho ácido.

Su grado de disociación.

HCOOH + H 2 O

HCOO-+ H 3 O+

Inicio c 0 0 0

C 0 -x x x

Final c 0 (1-α) c 0 α c 0 α

1º Calcular la concentración inicial de la disolución pasando los gramos de ácido a moles y

dividiendo entre el volumen

2º Escribir la expresión de la Ka

3º Calcular la concentración de H 3 O+^ a partir del pH teniendo en cuenta que pH = - log H3O+

4º Sustituir valores en Ka = 2,5.10-

5º Teniendo en cuenta que c 0 α es igual a x, despejamos α = 0,

5 −Se tienen dos disoluciones acuosas, una de ácido salicílico: HA (Ka = 1 x 10−3) y otra de ácido benzoico: HC (Ka = 2 x 10 −5). Si la concentración de los dos ácidos es la misma, conteste 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?.

AH (aq) + H 2 O (l) A-^ (aq) + H 3 O+^ (aq)

Ka =

[A-][H 3 O+] [AH] (^) eq

a) La Ka es una medida de la fuerza de un ácido. Cuanto mayor es la constante de un ácido más

desplazado está el equilibrio hacia la derecha y cuanto menor es, más desplazado está el equilibrio hacia la izquierda, dado que 10−^3 es mayor que 10−^5 el ácido benzoico es el más débil

b) Si la concentración es la misma en los dos ácidos, dado que el grado de disociación es el tanto por

uno de ácido disociado, el ácido más fuerte será el más disociado (a igual concentración). Ver diapositivas siguientes

c) También el ácido más fuerte será el de MENOR pH puesto que será mayor la concentración de

H 3 O+^ y dado pH es el – log de la concentración de H 3 O+^ a mayor concentración de H 3 O+^ menor será el pH.

d) La base más débil será la base conjugada del ácido más fuerte ya que Ka(AH).Kb(A-)^ = KW= 10-

HA + H 2 O

  A

• • H 3 O+

Inicio (^) c 0 0 0

Final (^) c 0 (1-α) c 0 α c 0 α

Solución: a)Ácido benzoico. b) , c) Ácido salicílico. d) la base conjugada del ácido salicílico

 El grado de disociación es el tanto por uno de ácido disociado (o ionizado). Cuanto más desplazado esté el equilibrio hacia la derecha mayor será el grado de disociación. (Principio de Le Chatelier)

 El grado de disociación de los ácidos fuertes se considera 1 (totalmente disociados)

 El grado de disociación de los ácidos débiles depende de la concentración del ácido y de su constante de acidez.

 

2 3

[ ] [ ]

[ ] ( - )

a

A H O c c c

K

HA c

  

 

En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–^4 ), alfa se desprecia

frente a 1 con lo que: K a

= c a

2

(o Kb = c a^2 )

 a

K

c

 Kb

c

 

HA + H 2 O

  A

• • H 3 O+

Inicio (^) c 0 0 0

Final (^) c 0 (1-α) c 0 α c 0 α

Ka

RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb CONJUGADA.

• Equilibrio de disociación de un ácido:

HA + H 2 O  A–^ + H 3 O+

• Reacción de la base conjugada con el agua:

A–^ + H 2 O  AH + OH–

[ ] [ ] (^) [ ] [ ] ; [ ] (^) [ ]

  (^) 



 (^)   

3 a b

A H O (^) HA OH K K HA (^) A

[ ] [ ] [ ] [ ]

[ ] [ ]

[ ] [ ]

a b W

A H O HA OH

K K H O OH K

HA A

     

3 3

6.- Dada la tabla adjunta, complete:

a) los pares conjugados, tanto de ácidos como de bases;

b) las siguientes reacciones que tienen lugar en medio acuoso, justificando si están o no desplazadas a la derecha: HClO 4 + F−^ → HSO 3 −^ + CO 3 2−^ → CH 3 −COO−^ + H 2 O →

A Ácido

B Base conjugada

Ka

HClO 4 − H 3 O+^ 55, HSO 4 −^ 1,5 x 10− F−^ 3,5 x 10− CH 3 −COOH 1,8 x 10− HCO 3 −^ 4,3 x 10− HSO 3 −^ 1,0 x 10− NH 3 5,6 x 10− CO 3 2−^ 5,6 x 10−

A^ H^2 O^ 1,8 x 10− Ácido

B Base conjugada HClO 4 ClO 4 − H 3 O+^ H 2 O HSO 4 −^ SO 4 2− HF F− CH 3 −COOH CH 3 −COO− H 2 CO 3 HCO 3 − HSO 3 −^ SO 3 2− NH 4 +^ NH 3 HCO 3 −^ CO 3 2− H 2 O OH−

Para contestar el apartado b) completa

1º las reacciones y compara la fortaleza

de los ácidos entre sí teniendo en

cuenta los valores de Ka. Haz lo mismo

con las bases

7- Una disolución comercial de ácido clorhídrico presenta un pH de 0,3.

a) Calcule la masa de hidróxido de sodio necesaria para neutralizar 200

mL de la disolución comercial de ácido.

b) Si 10 mL de la disolución comercial de ácido clorhídrico se diluyen con agua

hasta un volumen final de 500 mL, calcule el pH de la disolución diluida resultante.

c) A 240 mL de la disolución diluida resultante del apartado anterior se le

añaden 160 mL de ácido nítrico 0,005 M. Calcule el pH de la nueva disolución (suponiendo volúmenes aditivos).

d) Calcule los gramos de hidróxido de calcio necesarios para neutralizar la

disolución final del apartado c).

Datos: Masas atómicas (u): H = 1 , O = 16 , Na = 23 , Ca = 40.

Solución .−

a) m(NaOH) = 4,01 g; b) pH = 2

c) pH = 2,10; d) m[CaOH)2] = 0,12 g.

Una disolución acuosa de amoníaco de uso doméstico tiene una densidad de

0,962 g∙cm−3^ y una concentración del 6,5 % en masa. Determine:

a) La concentración molar de amoníaco en dicha disolución.

b) El pH de la disolución.

c) El pH de la disolución resultante al diluir 10 veces.

Datos: Masas atómicas (u): H = 1 , N = 14 ; Kb (NH 3 ) = 1,8 x 10 −^.

Solución .−a) Concentración inicial = 3,68 mol∙L−1^ ;b) pH = 11,91 c)pH = 11,41.