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• Victoria Villavicencio Martinez

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1.- Se valoran 100 mL de una disolución de NaOH 0.15 M con una disolución 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. En el pto. de equivalencia se cumple que: meq. base = meq. ácido o sea, 100·0.15 = 150·N de donde la concentración del ácido es N = 0.10 eq/L ó 0.10 M Cuando el volumen de ácido añadido es de 180 mL, estamos en el siguiente punto de la reacción: NaOH + HA  NaA + H2O 100·0.15 180·0.10 15 meq 18 meq --3 meq 15 meq Es decir, se ha formado una disolución reguladora cuyo pH es 4.4 o lo que es lo mismo su (H+) = 4.0·10-5 M. Volumen total en este punto es 280 mL y considerando el equilibrio de disociación, la concentración de todas las especies es: HA  A- + H+ 3/280 15/280 4,0·10 Con lo que podemos determinar la constante de equilibrio del ácido débil K = (15/280)·4.0·10-5 = 2.0·10-4 (3/280) Volvemos al punto de equivalencia, para calcular el pH en él NaOH + HA  NaA + H2O 15 meq 15 meq ----15 meq Se ha formado una sal básica, cuya concentración es (NaA) = 15/250 = 0.06 M, y que sufre un proceso de hidrólisis A- + H2O  HA + OH0.06 - x x x K = 1.0·10-14 = x2 2.0·10-4 0.06 - x

de donde x = (OH-) = 1.7·10-6 M

Siendo entonces pOH = 5.8 y por tanto el pH = 8.2

2.- Se desean preparar 150 mL de una disolución reguladora que tenga un pH = 5.20 a partir de una disolución 0.25 N de ácido acético y otra 0.25 N de acetato sódico. Calcular los volumenes de las dos disoluciones que hemos de tomar. Ka (HAc) = 1.8·10-5 Llamamos V al volumen de la disolución a ác. HAc que necesitamos, con la que el volumen de la disolución de NaAc será 150 - V. Al mezclar las dos disoluciones las nuevas concentraciones serán: (HAc) = V·0.25 M 150

(NaAc) = (150 - V)· 0.25 M 150

Escribimos el equilibrio de disociación del ác. HAc con las concentraciones correspondientes, teniendo en cuenta que si pH = 5.20 quiere decir que (H+) = 6.3·10-6 M HAc  V·0.25 150

Ac- + H+ (150 - V)·0.25 6.3·10-6 150

Por último aplicamos la ecuación de la constante del ácido (150 - V)· 0.25 · (6.3·10-6) Ka = 150 = 1.8·10-5 V·0.25 150

De donde V = 39 mL de disolución de ác. HAc y 150 - 39 = 111 mL de NaAc

3.- 200 mL de una disolución de hidróxido amónico se valoran con ácido clorhídrico de concentración 0.250N, y se reaquieren 20.0 mL del ácido para alcanzar el punto de equivalencia. Calcular: a) el pH de la disolución inicial de hidróxido amónico b) el pH cuando se ha añadido la mitad del volumen necesario para alcanzar el punto de equivalencia, c) el pH en el punto de equivalencia Kb = 1.8·10-5 a) Primero hallamos la normalidad de la base sabiendo que en el punto de equivalencia: 0.250N·20.0mL = N·200mL de donde N = 0.025 eq/L NH4OH  NH4+ + OH0.025 - x x x 1,8·10-5 =

x2 0.025 - x

de donde x = 6.7·10-4 M

pOH = 3.2 y pH = 10.8 b) Calculamos los miliequivalentes de base original y de ácido añadido 0.025·200 = 5 meq de base y 0.250·10 = 2.5 meq de ácido NH4OH + HCl 4Cl + H2O 5meq 2.5 meq 2.5 meq --2.5 meq Nos queda una disolución reguladora

1.8·10-5 =

(2.5/210)·(OH-) (2.5/210)

(OH-) = 1.8·10-5M pOH = 4.7 pH = 9.3 c) En el punto de equivalencia el número de meq de base y ácido son iguales con lo que nos quedará solamente la sal NH4Cl que sufre una hidrólisis, y cuya concentración es 5/220 = 0.023 eq/L NH4+ + H2O  NH4OH + H+ 0.023 - x x x Kh =

10-14 1.8·10-5

=

x2 0.023 –x

x = (H+) = 3.5·10-6M

pH = 5.5

4.- Dos disoluciones A y B tienen el mismo pH. La disolución A es 0.1 N en amoniaco y 0.1N en cloruro amónico, en tanto que la B es X N en hidróxido sódico. A 50mL de cada una de las dos disoluciones se añaden 10 mL de disolución de ácido clorhídrico 0.1 N. Calcular: a) el pH de las dos disoluciones originales b) la concentración de la disolución B c) el pH de las disoluciones A y B después de la adición del ácido clorhídrico Kb = 1.8·10-5 a) La disolución A es una reguladora Kb = 1.8·10-5 = 0.1·(OH-) 0.1 (OH-) = 1.8·10-5 M pOH = 4.7

pH = 9.3

b) La disolución B es una base fuerte y si tiene el mismo pH que la A tiene el mismo pOH, lo cual supone una concentración de NaOH es: [NaOH] = 1.8·10-5 M c) Calculamos primero los miliequivalentes de cada una de las especies meq NaOH = 50·1.8·10-5 = 9·10-4 meq NH4+ = 50·0.1 = 5 meq NH4OH = 50·0.1 = 5 meq HCl = 10·0.1 = 1 Para la disolución A tenemos NH4OH + HCl NH4Cl + H2O 5 1 5 4 --6 1.8·10 = (6/60)·(OH ) (OH ) = 1.2·10 pOH = 4.9 pH = 9.1 (4/60) Para la disolución B tenemos NaOH + HCl  NaCl + HO 9·10-4 1 --0.9991 (H+) = 0.9991/60 = 0.0167 M

pH = 1.78

5.- Se valoran 50.0 mL de ácido fórmico con hidróxido sódico. En el punto de equivalencia se han gastado 50.0 mL de la base dando un pH de 8.15. Al añadir un exceso de 10 mL más de hidróxido sódico el pH resulta ser 11.86. Calcular la concentración del ácido, de la base y la constante del ácido. Cuando se añade el exceso de base, por ser ésta una base fuerte, el pH se debe a la misma. Si pH = 11.86 el pOH = 2.13 y (OH-) = 7.24·10-3 M luego (10.0·N)/110.0 = 7.24·10-3 siendo entonces la concentración de la base 0,080 N En el punto de equivalencia los meq de ácido son 0,080N·50,0mL = 4,0 meq y los de la base también, formándose otros tantos de la sal formiato sódico que sufrirá una hidrólisis. La concentración de esa sal será 4.0/100.0 = 0.040 eq/L F- + H2O  HF + OH0.040 - x x x Como en este punto el pH = 8.15 el pOH = 5.85 y (OH) = 1.43·10-6 M = x con lo que podemos determinar la constante del ácido según: Kh =

10-14 = (1.43·10-6 )2 Ka 0.040

de donde K = 1.96·10-4

6.- Se valoran 25 mL de ácido clorhídrico 0.1 N con una base débil monobásica. En el punto de equivalencia el pH es 5.3. Determinar la concentración de la base, así como el volumen añadido de la misma al alcanzar un pH de 8.6. Kb = 1.85·10-5 En el punto de equivalencia se obtienen 25·0.1 = 2.5 meq de un sal ácida que se hidroliza B+ + H2O  BOH + H+ 2.5/V x x siendo x = 5.2·10-6M por ser el pH = 5.3

Usando la expresión de la constante de hidrólisis determinaremos el valor de V 10-14 = (5.2·10-6)2 1.85·10-5 (2.5/V) de donde V = 50mL, luego el volumen de base añadida En el punto de equivalencia fue de 25mL, con lo que la concentración de la base es también 0.1N. Cuando el pH = 8.3 se ha formado una disolución reguladora, en donde los meq de B+ siguen siendo 2.5 y los de BOH = 0.1·V' - 2.5 Por ser el pH = 8.3 la (H+) = 2.7·10-9M Usando de nuevo la expresión de la constante de hidrólisis determinaremos el valor de V' 10-14 = {(0.1·V' - 2.5)/(25 + V')}·(2.7·10-9) 1.85·10-5 2.5/(25 + V') de donde V' = 30 mL

7.- A 20,0 mL de una solución a cuosa de amoniaco al 1,70% (P/V) se le añaden 15 mL de otra disolución acuosa de ácido clorhídrico al 3,65% (P/V). Calcular el pH de la disolución resultante, sabiendo que la constante de ionización del amoniaco vale 1,5·10-5. Calculamos la masa y moles tanto de amoniaco como de ácido clorhídrico m (NH3 ) = (1,70/100)·20 = 0,34g n (NH3) = 0,34/17 = 0,02 moles m (HCl) = (3,65/100)·15 = 0,55 n (HCl) = 0,55/36,6 = 0,015 moles La reacción que tiene lugar al mezclarse las dos disoluciones es: NH3 + HCl ----> NH4Cl 20 mmoles 15mmoles 5 mmoles ---15 mmoles Para calcular su pH usamos el equilibrio de hidrólisis del amonio: NH+4 + H2O 15 mmoles

Eq. Kh =

NH3 + H3O+ 5 mmoles x

10-14 = 5·x 1,5·10-5 15

de donde x = ( H3O+) = 1,998·10-9 M

luego pH = 8,7

8.- Calcular la concentración que deberá tener una disolución de ácido sulfúrico para que el pH sea 1,00. La primera ionización del ácido sulfúrico es completa y la segunda tiene un valor de K = 1,26·10-2 Por ser la primera ionización completa, la concentración de iones bisulfato y protones serán iguales e igual a al concentración original del ácido sulfúrico: H2SO4 -----> HSO-4 + H+ c c Luego el ión bisulfato se ioniza parcialmente: HSO-4 SO2-4 + H+ c-x x x + Siendo (H ) = c + x = 0,1M Calculamos x con la constante -2 K = 1,26·10 = x·(c + x)/(c - x) de donde x = 0,01 M y por tanto

c = 0,09M

9.-A una disolución de ácido láctico, que de forma abreviada representaremos como HLac, de pH 1,92 se le añade cierta cantidad de lactato sódico con lo que el pH se eleva 1,93 unidades. Calcular la concentración de ácido láctico y de lactato de ésta disolución. No se produce variación de volumen. Dato: Ka = 1,4•10-4 Si pH = 1,92 entonces (H+ ) = 0,012M = x en el siguiente equilibrio HLac ↔ Lac- + H+ c – 0,012 0,012 0,012 Aplicando la expresión de la constante de equilibrio calculamos c: 1,4·10-4 = (0,012)2 de donde c = 1,03 M c - 0,012 Se eleva el pH 1,93 y el nuevo pH = 3,85 y (H+ ) = 1,41•10-4 M, Calculamos haciendo uso de la misma constante de equilibrio: 1,4·10-4 = (Lac-)·1,41·10-4 1,03 de donde (Lac-) = 1,02 M

10.-Se mezclan 26,0 ml de disolución de ácido acético 0,10M con 74 ml de acetato sódico 0,10M. Calcular el pH de cada disolución por separado y el de la disolución resultante sabiendo que Ka = 1,8•10-5. HAc H+ + Ac0,10 - x x x Calculamos x haciendo uso de la constante Ka = 1,8·10-5 = x2 0,10 -3 de donde x = 1,34·10 M pH = 2,87 En la disolución de acetato sódico se produce una hidrólisis Ac- + H2O HAc + OH0,10 - y y y Calculamos y haciendo uso de la constante de hidrólisis Kh = y2 = 10-14 = 5,55·10-10 0,10 1,8·10-5 de donde y = 7,45·10-6 pOH = 5,13 y pH = 8,87 Por último, al mezclar las dos disoluciones se forma de una disolución reguladora de volumen final 100 ml, siendo la concentración de HAc = (26•0,10)/100 = 0,026M y la de NaAc = (74•0,10)/100 = 0,074M. (H+ ) = 6,32.10-6 M

pH = 5,2

11.- Al valorar 10 mL de disolución de ácido fluorhídrico (Ka = 7,0·10-4 ) con hidróxido potásico 0,50 M se han gastado 8,0 mL de base para alcanzar el punto de equivalencia. Escribir las reacciones que tienen lugar y calcular el pH en el punto de equivalencia. Calculamos primero la concentración original del ácido: N·8,0 mL N = 0,40 eq/L

10 mL·N = 0,50

A continuación escribimos todas las reacciones que tienen lugar:

Neutralización: HF + NaOH ---> NaF + H2O Disociación de la sal: NaF ----> Na+ + FHidrólisis del anión: F- + H2O HF + OHc-x x x siendo c = (0,50·8,0)/18 = 0,22 M Y calculamos x haciendo uso de la Kh = 1,0·10-14/7,0·10-4 = x2/ 0,22 Siendo x = 1,773·10-6 M pOH = 5,75

pH = 8,25

12.- Una disolución acuosa de ácido acético 0,01 M está ionizada en un 4,2%. Calcule: a) Su constante de ionización. b) ¿Qué concentración de ácido clorhídrico hay que preparar para tener un pH igual al de la disolución problema?

13.- Se tiene una disolución de ácido nítrico de pH = 2,30. a) Determine el número de moles de ion nitrato en disolución sabiendo que el volumen de la misma es de 250 mL. b) Calculel a masa de hidróxido de sodio necesaria para neutralizar2 5 mL de la disolución anterior. c) Determine el pH de la disolución obtenida al añadir 25 mL de hidróxido de sodio 0,001 M a 25 mL de la primera disolución de ácido nítrico, suponiendo que los volúmenes son aditivos.

14.- El pH de un zumo de limón es 3,4. Suponiendo que el ácido del limón se comporta como un ácido monoprótico (HA) con constante de acidez Ka = 7,4A10–4, calcule: a) La concentración de HA en ese zumo de limón. b) El volumen de una disolución de hidróxido sódico 0,005 M necesaria para neutralizar 100 mL del zumo de limón.

15.- El pH de una disolución de un ácido monoprótico HA es 3.4. Si el grado de disociación del ácido es 0.02. Calcule: 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. d) Los gramos de hidróxido de potasio (KOH) necesarios para neutralizar 50 mL de dicho ácido

16.- Una disolución contiene 0’376 gramos de fenol (C6 H5 OH) por cada 100 mL. Sabiendo que el fenol se puede comportar como ácido débil monoprótico y que su valor de Ka es 1’0A10-10 calcule: a) Las concentraciones finales de fenol y fenolato presentes en la disolución, así como el pH y el porcentaje de ionización del fenol. b) El volumen de disolución de hidróxido de sodio 0’2 M que se necesitaría para valorar (neutralizar) 25 mL de disolución de fenol.

17.- Dada una disolución acuosa 0,0025 M de ácido fluorhídrico, calcule: a) Las concentraciones en el equilibrio de HF, y H+ . b) El pH de la disolución y el grado de disociación. Dato Ka = 6,66.10-4

18.- El ácido acetilsalicílico (aspirina), AH, es un ácido monoprólico débil cuya fórmula empírica es C9O4H8. Calcule el pH de una disolución preparada disolviendo una tableta de aspirina de 0,5 g en 100 ml. de agua. La constante de acidez del ácido acetilsalicílico es: Ka=2,64 · 10−5 . AH + H2O → A − + H3O+ c−x x x

Ka =

[A −][H3O+] [AH]

;

[AH] =

0.5 180 · 0,1

Ka = 2,64 · 10−5

= 0, 0278 M

donde 180 es el peso molecular de AH(C9O4H8). La concentración inicial obtenida de AH es 0,0278 moles/litro que es el valor de c, luego: Ka =

𝑥2 c−x

= 2,64 · 10−5

Resolviendo se obtiene x = 8, 34 · 10−4 moles/litro. Para calcular el pH hacemos: pH = −log [H3O+] = −log (8, 34 · 10−4 ) ; pH = 3, 08

19.- Escriba el equilibrio de ionización en agua del ácido fluorhídrico, si el valor de ka a 25°C es igual a 1.1 · 10−3 . Calcule el PH de una disolución 0.02 M de ácido fluorhídrico

Inicial: Disociación [Equilibrio]

HF + H2O ------> 𝐹 − + H3O+ 0.02 --x +x +x 0.02-x x x

20.-

21.-

22.-

23.- El fluoruro de hidrógeno (HF) es un ácido que en disolución 0,1 M se disocia en un 10%. Calcule: a) El pH de la disolución. b) El valor de la constante de disociación Kb de la base conjugada de dicho ácido. α =10% ⇒ α =0,10 a) HF + Moles iniciales: 1 Moles reaccionan: α Moles formados: Moles equilibrio: 1 - α para [Co] Inicial: Co(1 -α )

H2O F- + α α Coα

H3O+ α α Coα

[H3O+ ] = Coα = 0,1 M x 0,10 = 0,01 M pH= - log(0,01) = 2

b)

24.- Se dispone de una disolución 0,25 M de ácido benzoico(C6H5COOH). La concentración de iones hidronio es [ H3O+ ] = 4⋅ 10-3 M. Calcule: a) La constante de acidez del ácido benzoico. b) El grado de disociación de la disolución de ácido benzoico. a) C6H5COOH + Concentración Inicial: C0 Se disocian: x Se forman: Concentración eq. : C0 – x

H2O C6H5COO- + H3O+ x x x x

b) α = concentración del ácido disociado/concentración inicial del ácido=x/Co α = 4⋅ 10-3/0,25 = 0,016

α = 1,6%

25.- El pH de una disolución acuosa 0,1 M de HClO, es 4,2. Calcule: a) El grado de disociación de la disolución del ácido. b) La constante de disociación de la base conjugada de dicho ácido a) HClO + H2O ClOMoles inic.: 1 Moles reac.: α Moles form.: α Moles equ.: 1 - α α [Co] Inicial: Co(1 -α ) Coα [H3O+ ] = 10-4,2 = 6,31⋅ 10-5⇒ [H3O+ ] = =

b)

+ H3O+ α α Coα

26.- La codeína es una base monobásica débil cuya constante de disociación Kb vale 9⋅ 10-7. Calcule: a) El pH de una disolución 0,02 M de codeína. b) El valor de la constante de acidez del ácido conjugado de la codeína. a) Concent. Inicial: Se disocian: Se forman: Concent. eq.:

B + H2O BH+ C0 x x C0 - x x

Simplificando:

X= 1.34 x10−4

pH= 14- 3.87 = 10.13 b)

+ OHx x

27.- Calcule: a) El pH de una disolución 0,1 M de ácido acético, CH3COOH, cuyo grado de disociación es 1,33%. b) La constante Ka del ácido acético. α =0,0133

[H3O+ ] = Coα = 0,1 x 0,0133 = 0,00133 M pH= - log( 0.0013) =2.88 b)

28.- Una disolución 0,03 M de amoniaco está disociada un 1,82%. Calcule: a) La constante de disociación de la base. b) ¿Qué cantidad de agua habría que añadir a 100 mL de dicha disolución para que el pH resultante fuera 10,5?

a)

b) Si pH = 10,5 ⇒pOH = 14 – pH = 14 – 10,5 = 3,5 ⇒[OH- ] = 3,16⋅ 10-4

29.- El pH de 1 Litro de disolución de hidróxido de litio es 13. Calcule: a) Los gramos de hidróxido utilizados en prepararla. b) El volumen de agua que hay que añadir a 1 Litro de la disolución anterior para que su pH sea de 12. MLiOH = 23,9 g/mol a) Como es una base fuerte está completamente disociada: LiOH ⇒ Li+ + OH- Si pH =13 ⇒pOH = 14 – pH = 14 – 13 = 1 ⇒[OH- ] = 10-1 = 0,1 M

b) Si pH =12 ⇒pOH = 14 – pH = 14 – 12 = 2 ⇒[OH- ] = 10-2 = 0,01 M =[LiOH]

30) a) ¿Cuál es el pH de 100 mL de una disolución acuosa de NaOH 0’01 M? b) Si añadimos agua a la disolución anterior hasta un volumen de un litro, ¿cuál será su pH? a) Como es una base fuerte está completamente disociada: NaOH ⇒ Na+ + OH[OH- ] = 0,01 M = 10-2 M ⇒ pOH = - log(OH- ) = - log(10-2 ) = 2 pH = 14 – pOH = 14 – 2 = 12

b)