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UNIVERSIDAD DE GUADALAJARA CENTRO UNIVERSITARIO DE CIENCIAS EXACTAS E INGENIERIAS

40 PROBLEMAS DE EQUILIBRIO IÓNICO Fisicoquímica II M. en C. Karla Josefina González Iñiguez Ciclo 2014B 28 de octubre de 2014

Equipo: Silvia Ivette Ocampo Díaz Alejandro Castro Orozco Óscar Ignacio Cervantes Arreola

31.

Cinco gramos de acido láctico CH3CHOHCO2H, se diluyen con agua a un litro. ¿Cuál es la concentración de iones hidrogeno a 25ºC? la constante de disociación del acido láctico es de 1.36x10-4 a esta temperatura.

0.055 x CH3CHOHCO2H 0.055 – x

x H+ x

→

[

+

][

x CH3CHOHCO2x

]

[

] ( )( ) (

32.

)

[ ] ¿Cuál es la concentración de iones hidrogeno de una solución 0.5 M de NH 4Br a 25ºC? Kb del NH4OH es de 1.8x10-5. ¿Cuál es el pH? 0.5 NH4Br 0.5

→

0.5 NH4+ 0.5

+

0.5 x NH4+ 0.5 – x [ [

+

][ ][

a x H2O a–x

0.5 Br 0.5

a x H2O a–x ][ ][

x NH4OH x

→

+

→

x H+ x

x H+ x

] ] ( )( ) (

)

[ [ 33.

]

(

] )

A 40ºC la constante de ionización de NH4OH es de 2.0x10-5 a) ¿Cuál es la concentración del ion OH- de una solución 0.1 M de NH4OH? 0.1 x x x + NH4OH → NH4 + OH 0.1 – x x x

+

x OH x

[

]

][ [

]

( )( ) (

[

)

]

b) ¿Cuál es la concentración del ion OH- de una solución 0.1 M con respecto al NH4OH que también es 0.1 M con respecto al NH4Cl? 0.1 x x x NH4OH → NH4+ + OH 0.1 – x 0.1+x x 0.1 NH4Cl 0.1

0.1 NH4+ 0.1+x

→

[

]

(

)( ) )

( (

)( )

[ 34.

]

][ [

x Cl x

+

(

)

]

Se mezclan 35 cm3 de HCl 0.1 M con 55 cm3 de HNO3 0.125 M. Calcular H+, OH-, pH y pOH.

0.0389 HCl 0.0389

→

0.0389 H+ 0.0389

+

0.0389 Cl0.0389

0.0764 HNO3 0.0764

→

0.0764 H+ 0.0764

+

0.0764 NO30.0764

[

] [

]

(

[ [ 35.

)

]

]

Calcule la concentración de H+ y pH de todas las especies iónicas y moleculares de una solución 0.01 M de H2SO4, si la primera ionización es completa y la K2=1.2x10-2 0.01 0.01 0.01 H2SO4 → H+ + HSO40.01 0.01+x 0.01 0.01 x HSO4 0.01 – x

0.01 x H+ 0.01+x

→

[

][

]

[ ( (

[ [

)( )

(

)

] ] ] [

36.

] )( ) )

(

[

x SO4-2 x

+

]

(

)

Calcular el pH de (a) una solución de acido n-butírico 0.1 M, y (b) de una solución conteniendo acido butírico 0.05 M y butirato de sodio 0.05 M (a) 0.1 x x x HC4H7O2 → H+ + C4H7O20.1 – x x x [

][

]

[

]

( )( ) (

) (

)

[ [

]

]

(

)

(b) [ ( [

] ) ]

[ (

[

]

(

)

( 37.

] )

)

Una solución reguladora contiene 0.01 mol de acido láctico (pKa=3.60) y 0.05 mol de lactato de sodio por litro. a) Calcular el pH de esta solución reguladora 0.01 x CH3CHOHCO2H 0.01 – x

→

0.05 NaCH3CHOHCO2 0.01 – x

→

[

x H+ x

x CH3CHOHCO2x+0.05

+

0.05 Na+ x

x 0.05 CH3CHOHCO2x +0.05

+

][

]

[

]

( )( ( ( )(

) ) )

(

[ [

]

(

)

] )

Una forma más sencilla: [ ( [

] ) ]

[ ( (

[

]

] )

)

b) Se añadieron 5 ml de HCl 0.5 M a un litro de esta solución, calcular el cambio de pH.

[ (

] [

]

[ [

]

(

)

| 38.

39.

] )

|

|

|

Con el fin de determinar la constante de ionización del acido monobásico débil dimetil arsinico, se titulo una solución de este con otra de hidróxido de sodio empleando un potenciómetro. Después de añadir 17.3 ml de NaOH, el pH era de 6.23. Se encontró que se necesitaban 27.6 ml para neutralizar la solución acida completamente. Calcular el valor de pKa. La solubilidad del CaF2 en agua a 18ºC es 2.04x10-4 moles/litro. Calcular (a) la constante del producto de solubilidad, y (b) la solubilidad en una solución de NaF 0.01 M. (a) 1 x x 2x CaF2 → Ca+2 + 2F0.1 x 2x [ ( )(

][

)

( )(

(

] )

)

(b) 1 x CaF2 0.1

→

x Ca+2 x

+

2x 2F2x + 0.01

[

0.01 NaF 0.01

][

+

2x 0.01 F2x + 0.01

] ( )(

40.

→

0.01 Na+ x

)

El producto de solubilidad del PbI 2 es 7.47x10-9 a 15ºC y 1.39x10-8 a 25ºC. Calcular la solubilidad en moles por litro a 75ºC.

1 x PbI2 0.1 [

→

x Pb+2 x

][ ]

( )(

+

2x 2I2x

)

( )(

(

)

)

a T=15ºC (

)

(

)

a T=25ºC

( (

(

41.

)

)

)

(

)

(

)

Calcule el pH de una solución en la cual la concentración de H3O+ es de 0.050 mol/ L. [H3O+] = 0.050 M = 5.0 x 10-2 M pH = -log [H3O+] = -log [5.0 x 10-2] = 1.30

42.

El pH de una solución es de 3.301. ¿Cuál es la concentración de H3O+ de esta solución? -log = [H3O+] = 3.301 log = [H3O+] = -3.301 [H3O+] = 10-3.301 [H3O+] = 5.00 x 10-4 M

43.

Calcule [H3O+], pH, [OH-] y pOH de una disolución de HNO3 0.015 M. HNO3 + H2 O H3O+ + NO3Como el ácido nítrico es un ácido fuerte (se ioniza por completo), se sabe que [H3O+] = 0.015 M pH = -log [H3O+] = -log (0.015) = -(-1.82) = 1.82 pH + pOH = 14.00. por tanto. pOH = 14.00 – 1.82 = 12.18 [

44.

]

[

]

Calcule [H3O+], pH, [OH-] y pOH de una solución de Ca(OH)2 0.015 M

Ca(OH)2

H2O

Ca2+ + 2OH-

El hidróxido de calcio es una base fuerte (se disocia por completo) [OH-] = 2 x 0.015 M = 0.030 M pOH = -log [O H-] = -log (0.030) = -(-1.52) = 1.52 Ya sabe que pH + pOH = 14.00 Por tanto. pOH = 14.00 – pOH = 14.00 – 1.52 = 12.48 Como [H3O+][OH-] = 1.0 x 10-14, la [H3O+] puede calcularse con facilidad. [

45.

]

[ ] El ácido nicotínico es un ácido orgánico monoprótico débil que puede representarse como HA. HA + H2O H3O+ + ASe encontró que una disolución diluida de ácido nicotínico contiene las concentraciones siguientes en equilibrio a 25 oC. ¿Cuáles son los valores de Ka y pKa? [HA] = 0.049 M, [H3O+] = [A-] = 8.4 x 10-4 M HA + H2O [ [

][ ]

]

H3O+ + A-

(

)(

)

pKa = -log (1.4 x 10-5) = 4.85 46.

El ácido acético esta ionizado 4.2 % en una disolución de 0.0100 M; calcule la constante de ionización. Las ecuaciones de ionización del CH3COOH y su constante de ionización son CH3COOH + H2O Ka

[

][ [

H3O+ + CH3COO-

] ]

Debido a que 4.2 % del ácido se ioniza MCH3COOH que se ioniza = 0.042 x 0.0100 M = 4.2 x 10-4 M CH3COOH + H2O 0.0100 M -4.2 x 10-4 M 9.58 x 10-3 M

Inicial Cambio En el equil. Ka 47.

[

][ [

]

(

)(

H3O+

+

≈0 4.2 x 10-4 M 4.2 x 10-4 M

CH3COO0M 4.2 x 10-4 M 4.2 x 10-4 M

)

]

El pH medido de una disolución de ácido cloroacético ClCH 3COOH, 0.115 M es de 1.92; calcule el valor de Ka de este ácido monoprótico débil. La ionización se esté ácido monoprótico débil y la expresión se su constante de ionización pueden representarse como

HA + H2O

H3O- + A-

[

y

][ [

]

]

pH = -log [H3O- ] [H3O-] = 10-pH = 10-1.92 = 0.012 M HA + 0.115 M -0.012 M 0.103 M

Inicial Rxn Equilibrio

H 2O

[

][ ]

[ 48.

-+ H 3O ≈0 0.012 M 0.012 M

]

(

)(

A0M 0.012 M 0.012 M

)

Calcule la concentración de las especies presentes en ácido hipocloroso, HClO, 0.010 M. El valor de Ka de HClO es de 3.5 x 10-8 y calcule el valor de pH de la solución La ecuación de ionización del HClO y su expresión de Ka son HClO + H2O

H3O+ + ClO-

[

y

HClO + H2O 0.10 M -x M (0.10 – x)M

Inicial Rxn Equil. x M

H3O-

[

][ [

][ [

]

] ]

+ ≈0 x M

ClO0 M x M x M

( )( )

]

(

)

[H3O+] = X = 5.9 x 10-9 M [ClO-] = (0.10 - X) = 0.10 M [OH-] = Kw / [H3O+] = 1.0 x 10-19 / 5.9 x 10-5 M pH = -log (5.9 x 10-5) = 4.23 49.

Calcule el porcentaje de ionización de una solución del ácido acético 0.10 M CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COOKa

[

][ [

Inicial Cambio En el equil.

] ]

CH3COOH + H2O 0.10 M -x M (0.10 - x)M [ [

H3O+ ≈0 xM xM ][ ]

]

+

( )( ) (

)

CH3COO0M xM xM

[

] [

50.

51.

]

El valor de Ka de los ácidos acético y flourhídrico son de 1.8 x 10 -5 y 7.2 x 10-4, respectivamente. ¿Cuál es el valor de pKa de estos ácidos? Para el CH3COOH pKa = -log (Ka) = -log (1.8 x 10-5) = -(-4.74) = 4.74 Para el HF pKa = -log (Ka) = -log (7.2 x 10-4) = -(-3.14) = 3.14 Calcule la concentración de los iones H3O+ y OH- de una solución de HNO3 0.050 M. (Ácido fuerte)

Inicial Cambio por rxn en el equilibrio

HNO3 + 0.050 M -0.050 M

H2 O

H3O+ + ≈0 +0.050 M 0.050 M

0M

NO30M +0.050 M 0.050 M

[H3O+] = [NO3-] = 0.050 M 2H2O Inicial Cambio por rxn En el equilibrio

H3 O+ + 0.050 M +x M (0.050 + x)M

-2x M

OH+x M xM

Kw = [H3O+][OH-] 1.0x 10-14 = (0.050 + x)(x) Como el producto (0.050 + x)(x) es un número muy pequeño, se advierte que x debe ser muy pequeño, por tanto, no importa si x se suma a 0.050; puede considerarse que (0.050 + x) ≈ 0.050; esta aproxiamción se sustituye en la ecuación y se despeja x. 1.0 x 10-14 = (0.050)(x)

o

[

]

Como se ve, la suposición de que es x es mucho menor que 0.050 es correcta. 52.

Calcule [OH-], pH y el porcentaje de hidrolisis de disoluciones 0.10 M de acetato de sodio CH3COO- + H2O CH3COOH + OH[

][ [

Inicial Rxn Equil

CH3COO0.10 M -x M 0.10 – x

+

H2 O

y

OH≈0 xM xM [

]

pH = 8.88 [

] [

53.

10-10

CH3COOH + 0M xM xM

( )( ) pOH = 5.12

] ]

]

Calcule [OH-], pH y el porcentaje de hidrolisis de disoluciones 0.10 M cianuro de sodio

CN+ 0.10 M -x M 0.10 – x

Inicial Rxn Equil [

][ [

H2O

HCN xM xM

]

OHxM xM

( )( )

]

(

X = [OH-] = 1.6 x 10-3 M

pOH = 2.80 [

) y

pH = 11.20

] [

54.

+

]

Calcule la concentración de H3O+ y el pH de una solución que es CH3COOH 0.10 M y NaCH3COO 0.20 M Rxn 1 NaCH3COO Na+ + CH3COO0.20 M 0.20 M 0.20 M Rxn 2 CH3COOH H3O+ + CH3COO(0.10 - x)M xM xM [CH3COO- ] = (0.20 + x) x > Ki2, la gran mayoría de los iones en la disolución son de la primera etapa de ionización del ácido. 0.047 M

H3PO3(ac)

H+ (ac) + H2PO3-(ac)

0.047 – 0.026

0.026

0.026

El porcentaje de ionización es: [

]

[

*100 =

]

* 100 = 55%

Con los datos obtenidos calcularemos la Ki1 y determinaremos si nuestra suposición fue correcta. Ki1 =

[

][

]

[

]

=

[

][

]

[

= 0.031

]

65. Calcule la concentración del ión fluoruro y el pH de una disolución que es 0.20 M en HF y 0.10 M en HCl. Recordemos que el HCl tiene un 100% de disociación por lo tanto obtendremos: 0.10 M

HCl(ac)

H+(ac) + Cl- (ac)

100%

0

0.10M

0.10M

Para la reacción del HF obtendremos: 0.20 M

0.10 M

HF(ac)

H+(ac) + Cl- (ac)

0.20 -x

0.10+ x

x

De tablas obtenemos que KiHF = 6.8*10-4, por consiguiente el equilibrio quedará: KiHF = 6.8*10-4=

[

][

]

[

[

=

]

][ ] [

]

6.8*10-4(0.20 – x) = 0.10x + x2 1.36*10-4 – 6.8*10-4x = 0.10x + x2 x2 + 0.10068 - 1.36*10-4 = 0 x = 1.28*10-3 Por lo tanto: [H+] = 0.10 + x [H+] = 0.10 + 1.28*10-3 ≈ 0.10 pH = -log(0.10) = 1.00 66. ¿Cuál es el pH de una disolución de NaCN(ac) 0.50 M? 0.50 M

CN-(ac) + H2O(ac)

H+(ac) + Cl- (ac)

0.50 -x

x

x

En el equilibrio: Ki =

[

][ [

]

] [

]

[

]

*

=

(

)

De tablas obtenemos:

=

(

En el equilibrio : 1.6*10-5 =

= 1.6*10-5

) [ ][ ] [

]

Suponemos que x