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• Alexander Herrera

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Propiedades operacionales de los Ácidos La palabra ácido deriva del latín acidus, que significa “agrio” o ácido”; también se relaciona con la palabra latina acetum que significa vinagre. Entre las propiedades que caracterizan a los ácidos se encuentran las siguientes:  Compuestos que tienen un sabor agrio típico, llamado sabor ácido.  Producen una sensación picante al entrar contacto con la piel.  Sus disoluciones acuosas cambian el color de muchos colorantes vegetales; por ejemplo, producen un color rojo con el tornasol (azul).

1

Propiedades químicas de los Ácidos  Contiene hidrógeno que puede liberarse, en forma gaseosa, cuando a sus disoluciones acuosas se añade un metal activo como Zinc o Magnesio.  Reaccionan con bases (hidróxidos metálicos), dando reacciones de neutralización produciendo una sal más agua. (pierden sus propiedades)  Reacciona con Carbonatos (CO32-) produciendo dióxido de Carbono (CO2).  Disuelven a muchas sustancias.

2HCl(ac) + Zn(s)

ZnCl2(ac) + H2(g) 2

Reacciones de los ácidos Fe(s) +

3 HCl

FeCl3(ac) +

3 H 2(g) 2

Reacción de neutralización NaOH (ac) +

HCl (ac)

NaCl(ac) + H2 O (l) 3

Propiedades operacionales de las Bases • Tienen sabor amargo característico. • Sus disoluciones acuosas son resbaladizas al tacto, (jabonosas). • Sus disoluciones acuosas cambian el color de muchos colorantes vegetales; por

ejemplo, el color del papel tornasol cambia a azul. • Precipitan muchas sustancias, que son solubles en los ácidos. • Pierden todas sus propiedades características cuando reaccionan con un ácido.

Reacción de neutralización Ejemplo: KOH(ac) + HNO3(ac)

KNO3(ac)

+ H2O(l)

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TEORIAS QUE DEFINEN LOS ÁCIDOS Y BASES.

Para diferenciar los ácidos de las bases, se establecieron ciertas características que deben cumplir las sustancias para clasificarlas como tales; es así que surgieron tres teorías con ese propósito.

1. Teoría de Arrhenius 2. Teoría de Brönsted – Lowry 3. Teoría de Lewis 5

Teoría de Arrhenius (1883) Ácido: sustancia que en solución acuosa es capaz de disociarse y producir o generar iones hidrógeno, (H+) HCl(ac)

H+ (aq) + Cl- (aq)

Base: sustancia que en solución acuosa es capaz de disociarse y producir o generar iones oxidrilos, (OH-). NaOH(ac)

OH- (aq) + Na+ (aq)

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Limitación. Esta teoría está restringida a disoluciones acuosas. Cuando un ácido y una base de Arrhenius reaccionan, generan una sal; a esta reacción se le conoce como reacción de neutralización. HCl (ac) + NaOH (ac) Acido

Base

NaCl (ac) Sal

+

H2O (l) Agua

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Teoría de Brønsted-Lowry (1923) Ácido: Es toda sustancia (molécula o Ion) capaz de donar protones Base: Es toda sustancia (molécula o Ion) capaz de aceptar protones Un proton es un catión hidrógeno H+ H2CO3 (ac) + H2O (l) Dona protón Ácido

HSO4-(ac) Dona protón Ácido

HCO3- (ac) + H3O+ (ac)

Acepta protón Base

+ OH-(ac)

SO42-(ac)

+ H2O(l)

Acepta protón Base 8

Teoría de Brønsted-Lowry Esta teoría hace énfasis en la transferencia de protones. También se aplica a reacciones que no se llevan a cabo en disolución acuosa. La importancia de esta teoría es que introduce los conceptos de par ácido / base conjugados. Par base / ácido conjugado

CH3COOH(ac) + H2O(l) ácido

base

H3O+(ac) + CH3COO-(ac) Ácido Conjugado

Base conjugado

Transferencia protónica

Par ácido / base conjugado 9

Ejemplo: CH3-COOH + H2O

CH3-COO-

Ácido

Base conjugada

Base

+

H3O+ Ácido conjugado

 Identifique los pares acido –base conjugado y base – acido conjugado. Los pares conjugados son: CH3-COOH / CH3-COO-

NH3 + H2O

y H2O /

H3O+

NH4+ + OH-

Los pares conjugados son: NH3 / NH4+ y H2O / OH-

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CH3-COOH(ac) + H2O(l) NH3(ac) + H2O(l)

CH3-COO-(ac) + H3O+(ac) NH4+ (ac) +

OH-(ac)

Comportamiento anfótero del agua (puede actuar como ácido o como base)

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Teoría de Lewis Introduce los conceptos de ácidos y bases en función de electrones compartidos. •ÁCIDO: Sustancia que contiene al menos un átomo con un orbital vacío, capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado. Ejemplo: “B, Al, H+” •BASE: Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado. Ejemplo: “NH3 , H2O, OH- ”

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Ejemplo

AlCl3

+ :NH3

Cl H I I Cl - Al + : N - H I I Cl H

Acido

Cl3Al:NH3



Cl H I I Cl - Al  N - H I I Cl H

Base

Reacción de neutralización Formación del enlace Covalente coordinado.

H2O(l) + H+(ac) NH3(ac) + H2O(l)

H3O+(ac) NH4+ (ac) + OH-(ac)

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Propiedades ácido-base del agua H2O(l) + H2O(l)

H3O+(ac) + OH-(ac)

Auto ionización del agua La auto ionización del agua (también llamada auto disociación del agua) es la reacción química en la que dos moléculas de agua reaccionan para producir un ion hidronio (H3O+) y un ion hidróxido (OH−):

14

El Agua Posee Una Propiedad Especial de actuar tanto como un ácido o como una base. En presencia de un ácido como por ejemplo el HCl o CH3-COOH, su comportamiento es la de una base y en presencia de una base como el amoniaco NH3 su comportamiento es de un ácido; esto es conocido como anfoterismo. CH3COO– H + H – O – H

Ácido

CH3COO- + H3O+

Base

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En la reacción anterior el agua actúa como una base aceptando un protón donado por el ácido acético; mientras que en la siguiente reacción el agua actúa como un ácido, donando un protón al amoniaco. H – O – H + NH3 NH4+ + OHÁcido Base Debido a lo anterior el agua puede auto ionizarse, tal como se muestra en el siguiente equilibrio, pero en una proporción muy pequeña.

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¿Cuál es la concentración de los iones de OH- en una solución de HCl cuya concentración del ion hidrógeno es de 1.3 M? Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 [H+] = 1.3 M -14 K 1 x 10 w -15 M = = 7.7 x 10 [OH-] = [H+] 1.3

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Ejemplo Resuelto. Si se ajusta una disolución, de forma que la concentración de hidrógeno sea [H+] = 1.0x10-6 M, determine la concentración de iones oxidrilos [OH-]. Solución. Sabiendo que [H+] x [OH-] = 1x10-14 Despejando se obtiene [OH-] = 1x10-14 / [H+]. Sustituyendo el valor de la concentración de hidrógeno. [OH-] = 1x10-14 / 1.0x10-6 [OH-] = 1x10-8 M

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Ejemplo Resuelto. Calcule la concentración de hidrógeno [H+] en: • Una solución con [OH-] = 0.01M • Una solución con [OH-] = 1.8x10-9 M. Solución. Como [H+] x [OH-] = 1x10-14 Despejando se obtiene [H+] = 1x10-14 / [OH-] • Sustituyendo [OH-] = 0.01M se obtiene para el literal a) [H+] = 1x10-14 / 0.01 [H+] = 1x10-12

• Sustituyendo [OH-] = 1.8x10-9 M se obtiene para el literal b) [H+] = 1x10-14 / 1.8x10-9 [H+] = 5.556 x10-6 19

Dado que las concentraciones de hidrógeno [H+] y oxidrilos [OH-] son numéricamente valores muy pequeños que normalmente se representan en notación científica, resulta un tanto difícil su manejo por lo que se propuso el uso de una medida o escala practica denominada pH, el cual se define como el logaritmo negativo de la concentración de hidrógeno, así: pH = -Log [H+]. De igual manera se determino que pOH = -Log[OH-] De esta manera conociendo la concentración de hidrógeno u oxidrilo, se puede conocer el valor de pH o pOH.

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Ejemplo Resuelto. Calcule el pH de las siguientes soluciones: a) Una solución con [H+] = 2.0x10-6 M b) Una solución con [H+] = 1.0x10-7 M c) Una solución con [H+] = 2.5x10-11 M Solución Como pH = -Log[H+]. Sustituyendo se obtiene: a) pH = -Log 2.0x10-6 , pH = 5.7 b) pH = -Log 1.0x10-7 , pH = 7.0 c) pH = -Log 2.5x10-11 , pH = 10.6 21

pH Medida de la acidez pH = -log[H+] La solución es neutra [H+] = [OH-] ácida [H+] > [OH-] básica [H+] < [OH-]

pH

A 250C [H+] = 1 x 10-7 [H+] > 1 x 10-7 [H+] < 1 x 10-7

pH = 7 pH < 7 pH > 7

[H+]

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Utilizando la expresión [H+] [OH-] = 1x10-14 Aplicando logaritmo negativo a cada termino de la igualdad; se obtiene. -Log ([H+] [OH-]) = -log 1x10-14 Aplicando una de las leyes de los logaritmos que establece que el logaritmo de un producto es igual al logaritmo de primer factor más el logaritmo del segundo factor. (-Log[H+]) + (-Log[OH-]) = -log 1x10-14 , Observando los términos encontramos que -Log[H+] = pH, -Log[OH-] = pOH y -log 1x10-14 =14, sustituyendo obtenemos pH + pOH = 14

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pH = -log [H+] pOH = -log [OH-] [H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14 pH + pOH = 14.00

24

El pH del agua de lluvia recolectada en una región en particular en un día normal es de 4.82.¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia? .¿Cuál es la concentración de iones OH-?

pH = -log [H+] -5 [H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5x10 M

La concentración del ion OH- de una muestra de sangre es de 2.5x10-7M. ¿Cuál es el pH de la sangre? pH + pOH = 14.00 pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60

pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40 25

ÁCIDO

1

2

3

Jugo de limón

BÁSICO

4

5

Cerveza

6

7

Leche

8

Sangre

9

Agua mar

10

11

12

13

14

Amoniaco

Agua destilada Gráfica de pH en sustancias comunes

Ejercicio: • Calcule el pH y pOH del jugo de limón, si su [H+] es aproximadamente 3.8 x10-4 M • Una solución común de limpiador de ventanas y piso tiene una concentración de hidrógeno [H+] = 5.3x10-9 M. calcule su pH, pOH y establezca si la solución es ácida, básica o neutra. • En una muestra de jugo de manzana recién extraída se encontró que su pOH es de 10.24. calcule la concentración de iones hidrógeno.

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¿QUE ES UN ELECTOLITO? Un electrolito es toda sustancia que en disolución acuosa es capaz de conducir la electricidad Toda sustancia que se disocia en iones cuando se disuelve en agua es un electrolito. Comúnmente los electrolitos existen como disoluciones de sales, ácidos o bases fuertes.

27

Los ácidos y bases fuertes también se conocen como electrolitos fuertes, ya que existen en disolución acuosa exclusivamente como iones hidratados. Significa que los ácidos y las bases fuertes son las que se disocian por completo en solución acuosa. HNO3(ac) +

H2O(l)

H+(ac) + NO3-(ac)

En este caso la flecha en un solo sentido indica que las únicas especies que existen en la disolución son el ion hidrógeno H+ y el ion nitrato NO3- acuosos. Por tal razón los ácidos y bases fuertes no poseen constantes de disociación. 28

HCl(ac) + H2O(l)

H3O+ (ac) + Cl-(ac)

Ácidos fuertes: Se disocian completamente en agua. HCl, HBr, HI, HClO3, HNO3, HClO4, H2SO4.

29

Bases fuertes: Se disocian completamente en agua. NaOH, KOH Disociación (iones inicialmente presentes)

NaOH(ac) + H2O(l)

Na+(ac) + OH-(ac)

Las siguientes bases LiOH, RbOH, CsOH, Sr(OH)2, Ca(OH)2, Ba(OH)2, frecuentemente no son tomadas en cuenta, ya que algunas de ellas son poco comunes y alguna otras tienen muy poca solubilidad en disoluciones acuosas. 30

Ejemplo Resuelto. Calcule el pH para cada una de las soluciones 0.02M de: HNO3, NaOH y H2SO4. Resolviendo para el HNO3. En esta disolución (de un ácido fuerte), las únicas especies existentes en solución son los iones hidrógeno y nitrato, por lo tanto la concentración de estas tendrá el mismo valor que la concentración inicial del ácido. HNO3(ac)

H+(ac)

+ NO3- (ac)

0.02 M

0.02M

[H+] = 0.02M, pH = -Log [H+]. Sustituyendo pH = -Log 0.02 pH = 1.69 31

Resolviendo para el NaOH NaOH(ac)

Na+(ac) 0.02 M

+

OH-(ac) 0.02 M

En esta disolución las únicas especies existentes son los iones sodio y oxidrilo, por lo tanto la concentración de estas tendrá el mismo

valor que la concentración inicial de la base. Como la solución contiene iones oxidrilos, se deberá encontrar

primero el pOH, para luego determinar el pH.

32

Si [OH-] = 0.02 M. y pOH = -Log [OH-]. Al sustituir pOH = -Log 0.02 se obtiene que pOH = 1.69 Utilizando la ecuación ( pH + pOH = 14 ) se deduce el pH. Despejando queda que pH = 14 – pOH. Sustituyendo el valor de pOH se obtiene que pH = 12.31.

33

Resolviendo para el H2SO4. En esta disolución las únicas especies existentes en solución son los iones hidrógeno y sulfato 2H+(ac)

H2SO4(ac)

2(0.02 M)

+ SO42- (ac) 0.02M

[H+] = 0.04M, pH = -Log [H+]. Sustituyendo pH = -Log 0.04 pH = 1.39

ÁCIDO

1

2

3

H2SO4 HNO3

BÁSICO

4

5

6

7

[0.2M]

8

9

10

11

12

13

14

NaOH 34

Los ácidos y bases débiles son llamados también electrolitos débiles, debido a que estos se disocian de forma parcial en disoluciones acuosas. La mayoría de los ácidos y bases son débiles. Un ejemplo de ácido débil es el ácido acético y su disociación es la siguiente: CH3-COOH(ac) + H2O(l)

CH3-COO-(ac) + H3O+(ac)

La expresión para la constante de equilibrio para la disociación del ácido acético queda de la siguiente manera y tiene un valor de 1.8x10-5 Para los ácidos, la constante de disociación de denomina Ka.

[CH3COOH-]x[ H3O+] Ka = [ CH3COOH]

Ka =

[CH3COOH-]x[ H+] [ CH3COOH] 35

Un ejemplo para una base débil es el amoniaco, su disociación es la siguiente: NH3(g) + H2O(l)

NH4+(ac) + OH-(ac)

Para este equilibrio en solución acuosa existe presencia tanto de las especies ionizadas como de la base de donde provienen. La expresión para la constante de equilibrio queda de la siguiente

manera y tiene un valor de 1.8x10-5

Kb =

[ NH4+] [ OH-] [ NH3]

Para las bases, la constante de disociación se denomina Kb

36

Calculo de las concentraciones en equilibrio y pH para un ácido débil. a) Se representa la ecuación de equilibrio del ácido o la base en análisis. b) Se establece que al inicio (cuando la disociación aun no ha ocurrido), la concentración de los iones es cero, mientras la de la especie molecular es igual a la inicial. c) En la etapa de cambio se considera que la concentración de la especie molecular ha disminuido en “x” cantidad y la de las especies ionizadas ha aumentado la misma “x” cantidad. d) En el equilibrio la concentración de todas las especies se encuentra por diferencia de lo inicial menos el cambio. e) Por ultimo se establece la expresión para la constante de equilibrio y se resuelve. 37

H+(ac) + X-(ac)

HX(ac) Inicio

a

0.0

0.0

Cambio

-x

x

x

Equilibrio

a-x

0.0+x

0.0+x

Ka =

[x][x] [a-x]

Recuerde: “a” representa la concentración inicial del ácido o base débil y “x” representa la concentración de todas las especies de la disolución en el estado de equilibrio Recuerde: Los valores de las concentraciones utilizadas en la expresión de la constante de equilibrio, son las de las especies en el equilibrio. 38

Ejemplo: Se prepara una solución de ácido fórmico 0.1M, calcule las concentraciones en equilibrio y el pH de la solución. Ka= 1.8x10-4 Solución. a) La disociación del ácido fórmico se representa mediante el siguiente equilibrio. HCOOH(ac) HCOO-(ac) + H+(ac)

b, c, d ) HCOOH(ac) Inicio

HCOO-(ac) + H+(ac)

0.1M

0.0

0.0

Cambio

-x

x

x

Equilibrio

0.1- x

x

x Ka =

[x][x] [0.1-x] 39

e). Al establecer la expresión de la constante de equilibrio, encontramos que primero será necesario determinar la concentración del ion hidrógeno y del ion acetato para luego calcular el pH. 1.8x10-4 =

(x)(x) (0.1-x)

x2 + 1.8x10-4x - 1.8x10-5 = 0

1.8x10-4 (0.1-x) = (x)(x)

1.8x10-5 - 1.8x10-4x = x2

40

x = [H+] = 4.15x10-3 pH = -Log [H+] pH = -Log 4.15x10-3 pH = 2.382

1.8 x 10-4 =

(x)(x) (0.1 - x)

1.8x10-4 =

(x)(x) 0.1

4.2x10-3 = x = [H+] pH = -Log [H+] pH = -Log 4.2x10-3

1.8x10-4 x 0.1 = x2 1.8x10-5

=

x2

pH = 2.377 41

Ejercicio para un ácido débil. Calcule el pH de una solución de ácido cianhídrico HCN que inicialmente tiene una concentración inicial de 0.2 M y cuya Ka =

6.2x10-10 R// 5.0 Ejercicio para una base débil. Calcule el pH de una solución de amoniaco NH3 que inicialmente tiene una concentración inicial de 0.15 M y cuya Kb = 1.8x10-5. R// 11.22

42

1. Una disolución de ácido fórmico de concentración inicial 0.1M, en equilibrio tiene un pH de 2.38 a 25 °C. Calcule: la Ka y el porcentaje de Ionización. 1. Calcule el pH de una disolución de ácido cianhídrico HCN que inicialmente tiene una concentración de 0.2 M y cuya Ka = 4.9x10-10. determine el % de disociación. [H+] o [OH-] % de Ionización = x 100 [inicial del ácido o base]

[H+] = 4.17x10-3M Ka = 1.8x10-4 % Ionización = 4.17

[H+] = 9.9x10-6M pH = 5.00 % Ionización = 0.00495

43

Disoluciones amortiguadoras Son conocidas también como disolución Buffer, disolución tampón y como disolución reguladora de pH Es aquella que tiene la capacidad de soportar cambios significativos de pH, cuando se le agrega pequeñas cantidades de ácido o base fuertes. Estas disoluciones contienen tanto especies ácidas (capaces de neutralizar OH-), como especies básicas (capaces de neutralizar H+); pero que no reaccionan entre sí para neutralizarse.

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Disoluciones amortiguadoras Las disoluciones amortiguadoras están compuestas por: a) Un ácido débil con una sal proveniente de dicho ácido; o dicho de

otra manera un ácido débil con su base conjugada. Estas disoluciones por tener un pH menor que 7, se les conoce también como amortiguadores ácidos . b) Una base débil con una sal proveniente de dicha base; o dicho de otra manera una base débil con su ácido conjugado. Estas disoluciones por tener un pH mayor que 7, se les conoce también como amortiguadores básicos. 45

Ejemplo 1: ¿Cuál es el pH de una solución amortiguadora que contiene CHOOH 0.30M y CHOOK 0.52M? Ka = 1.8x10-4 CHOOH(ac) + H2O(l) 0.30M

CHOO-(ac) + H3O+(ac) 0.52M

[HCOO-] pH = pKa + log [CHOOH] pKa = -Log Ka

pKa = 3.7447

pKa = -Log 1.8x10-4 [0.52] = pH = 3.7447 + log [0.30]

3.98

46

¿Cuál es el pH de la disolución (ejemplo 1) cuando se le agrega HNO3 0.009M? Ka = 1.8x10-4 Cuando se adiciona HNO3 se están adicionando iones H+ a la disolución, los cuales reaccionan con el ion formiato. CHOOH(ac) 0.30M +0.009M

0.309M

CHOO-(ac) + H+(ac) 0.52M -0.009M 0.511M

[HCOO-] pH = pKa + log [CHOOH] pKa = -Log Ka

pKa = 3.7447

pKa = -Log 1.8x10-4 [0.511] = pH = 3.7447 + log [0.309]

3.96 47

¿Cuál es el pH de la disolución (ejemplo 1) cuando se le agrega NaOH 0.008M? Ka = 1.8x10-4 Cuando se adiciona NaOH, se están adicionando iones OHa la disolución, los cuales reaccionan con el ácido fórmico. CHOOH(ac) 0.30M -0.008M

0.292M

CHOO-(ac) + H+(ac) 0.52M +0.008M 0.528M

[HCOO-] pH = pKa + log [CHOOH] pKa = -Log Ka

pKa = 3.7447

pKa = -Log 1.8x10-4 [0.528] = pH = 3.7447 + log [0.292]

4.00 48

Cual hubiese sido el pH, si se hubiese agregado el ácido nítrico 0.009M al agua pura? pH = -Log 0.009

pH + pOH =14

Agua pura pH = 7

pH = 2.04 pOH = 11.96

Agua con HNO3 0.05M

Disolución amortiguadora

pH = 2.04

pH = 3.98

Disolución amortiguadora + HNO3 0.05M pH = 3.96 49

Ejemplo 2: Calcula el pH de una disolución amortiguadora formada por NH3 0.30M y NH4Cl 0.36M. Kb=1.8x10-5

Calculemos en primer lugar el pH de la disolución amortiguadora

NH3(ac)

NH4+(ac) + OH-(ac)

0.30M

0.36M

pOH = pKb + log

[NH4+] [NH3]

pKb = -Log 1.8x10-5 pKb = 4.7447 pOH = 4.7447 + log

pH + pOH =14

[0.36] [0.30]

= 4.82 pH = 9.18 50

¿Cuál es el pH (del ejemplo 2) después que se agregan 20mL de NaOH 0.050M a 80mL de la solución Buffer? Kb=1.8x10-5 Calculando la [ ] de iones OH- agregados C2 =

V1C1

C2 =

V2

V1C1 = V2C2

20 x 0.05

100

C2 = 0.01M de OH-

NH3(ac) + H2O(l) 0.30M +0.01M

pH + pOH =14

0.36M

OH-(ac)

-0.01M

0.31M pOH = 4.7447 + log

NH4+(ac) +

0.35 [0.35] [0.31]

x

= 4.8

pH = 9.20 51

¿Cuál es el pH (del ejemplo 2) después que se agregan 20mL de HCl 0.050M a 80mL de la solución Buffer? Kb=1.8x10-5 Calculando la [ ] de iones H+ agregados C2 =

V1C1

C2 =

V2

V1C1 = V2C2

20 x 0.05 100

C2 = 0.01M de H+

NH3(ac) + H2O(l) 0.30M -0.01M

pH + pOH =14

0.36M

OH-(ac)

+0.01M

0.29M pOH = 4.7447 + log

NH4+(ac) +

0.37M [0.37] [0.29]

x

= 4.85

pH = 9.15 52

Cual hubiese sido el pH de la solución, si solo se hubiese agregado el hidróxido de sodio 0.01M ? pOH = -Log 0.01

pOH = 2

pH + pOH =14

pH = 12

Agua pura pH = 7

Agua con NaOH 0.01M pH = 12

Disolución amortiguadora

pH = 9.18

Disolución amortiguadora + NaOH 0.01M pH = 9.2 53