EQUILIBRIO ACIDO BASE

EQUILIBRIO ACIDO BASE
Profesor: Fernando Urbicain
Primera parte
Introducción
Se han propuesto distintas teorías para definir a los ácidos y a las bases. La clasificación
de algunas sustancias como ácidos tuvo su origen en su gusto, ácido, en contraposición
al de los álcalis o bases, que contrarrestan o neutralizan la acción de los ácidos.
A fines del siglo XIX, Arrhenius definió a un ácido como aquella sustancia que en
solución acuosa libera cationes hidrógeno (H+).
Simbólicamente:
HX(ac)
H+(ac) + X- (ac)
(El catión H+ no posee electrones y contiene un núcleo con sólo un protón; por eso es
habitual llamarlo “protón”)
Respecto a una base, la definió como aquella sustancia que en solución acuosa libera
aniones oxidrilo ( OH - ).
Simbólicamente:
MOH(ac)
M+ (ac) + OH- (ac)
La teoría de Arrhenius resultó incompleta para poder explicar ciertos hechos como por
ejemplo que el amoníaco ( NH3 ) posee propiedades básicas a pesar de no poseer
oxidrilos.
Un concepto más amplio de ácido y base surgió con la teoría de Bronsted y Lowry en
1923. Esta teoría define a un ácido como toda sustancia capaz de ceder protones y como
base a toda sustancia capaz de recibir protones.
Esta teoría puede aplicarse tanto a sustancias en solución acuosa como en solventes no
acuosos.
Tomemos como ejemplo el ácido clorhídrico. Según la teoría de Bronsted y Lowry, la
ecuación de ionización en solución acuosa se representa de la siguiente manera:
HCl + H2O
H3O + + Cl -
(¡recuerden lo que vieron sobre el catión hidronio
en la guía de pH y pOH !!!!!!!!!!)
El HCl se comporta como un ácido por ceder un protón (al H2O) y el H2O se
comporta como una base por recibir ese protón.
1
Si en la ecuación anterior consideramos el proceso inverso (¡de derecha a izquierda!)
vemos que el Cl – recibe un protón del H3O + y por lo tanto actúa como base; a su vez el
H3O + actúa como ácido pues cede un protón.
Concluimos entonces que todo ácido (en este caso el HCl) al ceder un H + se
transforma en una base (en este caso el Cl - ). Análogamente toda base (en este caso
el H2O) al recibir un H + se transforma en un ácido (en este caso el H3O +).
Observen que el HCl y el Cl – difieren en un protón, así como lo hacen el H2O y el
H3O+. Estos pares reciben el nombre de pares conjugados ácido base.
Para la ionización antes vista tendremos entonces:
H3O + + Cl -
HCl + H2O
ácido 1 base 2
ácido 2
base 1
Los números indican los pares conjugados.
Otro ejemplo:
NH4 + + OH -
NH3 + H2O
catión
AMONIO
Para que completen ustedes:
El amoníaco se comporta como ................. pues .................. del ........... la cual se
comporta entonces como ............
También les pido que en la ecuación anterior marquen los pares conjugados ácido base.
Finalmente debemos recalcar que, al comparar la teoría de Arrhenius con la de Bonsted
y Lowry, se distingue que en la primera el agua no interviene en el proceso de
ionización, mientras que en la segunda, ésta desempeña un papel activo.
Actualmente el concepto de ácido y de base es aún más amplio y se apoya en la teoría
ácido base de Lewis que sostiene que un ácido es cualquier entidad química, con carga
o sin ella, que pueda formar un enlace covalente aceptando un par de electrones no
compartido (enlace dativo). Una base será cualquier entidad química capaz de ceder un
par de electrones para formar ese tipo de unión.
+
Ejemplos:
H
H
a) H N
H
+
H+
protón
(ácido de
amoníaco
Lewis)
(base de Lewis)
H N H
H
2
b)
F
F
B
H
+
N
H
F
F
H
Base de
Trifluoruro de boro
Lewis
(ácido de Lewis)
F
H
B
N
F
H
H
Comportamiento dual del agua : el agua como ácido y cómo base
El agua se encuentra muy poco ionizada, aproximadamente una molécula cada 10
millones. A la luz de la teoría de Bronsted y Lowry esta ionización se representa así:
H2O + H2O
cede un H+ y por
lo tanto se comporta
como ácido
H3O + + OH -
(este proceso se conoce
como autoionización
del agua)
recibe un H+ y
por lo tanto se
comporta como base
Vemos que el agua presenta un comportamiento dual (“anfótero”) pues se comporta
tanto como ácido o como base.
Les pido que en la ecuación anterior marquen los pares conjugados ácido base.
Producto iónico del agua
Para la ecuación de autoionización del agua podemos escribir la expresión de la
constante de equilibrio:
Kc =  H3O +  .  OH - 
Esta expresión es válida para el agua pura o para soluciones acuosas diluídas (¿por
qué?).
Esta Kc recibe el nombre de producto iónico del agua y se simboliza como Kw. Como
toda constante de equilibrio, su valor se altera sólo con la temperatura. La
autoionización del agua es endotérmica; entonces, y de acuerdo al principio de Le
Chatelier, un aumento de temperatura hará que la reacción se desplace hacia la derecha.
En particular, a 25 o C es Kw = 1,00 . 10 – 14 .
3
Desde el punto de vista ácido base diremos que:
una solución es neutra si  H3O +  =  OH - 
una solución es ácida si
 H3O +    OH - 
una solución es básica si
 H3O +    OH - 
Volviendo a la autoionización del agua:
H2O + H2O
H3O + + OH -
Vimos que Kw =  H3O +  .  OH - 
En el caso del agua pura (podemos considerarla como una solución neutra) es
 H3O +  =  OH - , entonces
Kw =  H3O +  .  OH -  =  H3O +  2
Si consideramos Kw a 25 o C:
1,00 . 10 – 14 =  H3O +  2   H3O +  =
1,00 . 10 – 14
= 1,00 . 10 – 7 M
Tenemos entonces, que, a 25o C:
en una solución neutra  H3O +  =  OH -  = 1,00 . 10 –7 M
 H3O +   1,00 . 10 –7 M
en una solución ácida
 OH -   1,00 . 10 –7 M
 H3O +   1,00 . 10 –7 M
en una solución básica
 OH -   1,00 . 10 –7 M
¡ DETÉNGANSE !
ANTES DE SEGUIR ES ABSOLUTAMENTE IMPRESCINDIBLE QUE
REPASEN LA GUIA DE pH y pOH !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!
4
Fuerza de ácidos y bases en solución acuosa
Si consideramos la disociación de un ácido HX:
H3O + + X -
HX + H2O
pueden presentarse dos casos:
a) el equilibrio está desplazado totalmente o casi totalmente hacia la derecha; estamos
entonces en presencia de un ácido totalmente o casi totalmente ionizado, al que
denominamos ácido fuerte (éste es el caso que tratamos en la guía de pH).
b) el ácido se encuentra parcialmente ionizado; estamos en presencia de un ácido débil
(éste es el caso que trataremos ahora).
Para un ácido débil podemos plantear la correspondiente constante de equilibrio:
H3O+ . X-
Kc =
HX
la cual recibe el nombre de constante de ionización del ácido, y se simboliza como
Ka. Cuanto mayor sea el valor de Ka mayor será la fuerza del ácido. Los ácidos fuertes,
excepto a concentraciones elevadas, se encuentran casi totalmente ionizados; por lo
tanto los valores de Ka son muy grandes (ejemplos: HClO4 , HCl , HNO3 , H2SO4 ).
Si el ácido está totalmente ionizado no tiene sentido hablar de Ka (¿por qué?).
Es importante destacar que cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base
conjugada.
Si consideramos ahora la disociación de una base B:
B + H2O
BH + + OH -
pueden presentarse dos casos:
a) la reacción está totalmente o casi totalmente desplazada hacia la derecha; estamos
entonces en presencia de una base fuerte (éste es el caso que vieron en la guía de pH).
b) la base se ioniza parcialmente, o sea que se trata de una base débil (éste es el caso
que trataremos ahora).
BH+ . OH-
La constante de ionización de la base será: Kb =
B
Cuanto mayor sea el valor de Kb, mayor será la fuerza de la base (por ejemplo KOH y
NaOH).
5
A continuación les voy a mostrar un ejemplo resuelto. LES ACLARO QUE SI NO
REPASAN PRIMERO LA GUIA DE EQUILIBRIO QUÍMICO PERDERAN EL
TIEMPO LEYENDO EL EJEMPLO SIN ENTERDERLO.
Ejemplo:
Calcular el pH de una solución acuosa 0,50 M de ácido etanoico (CH3COOH).
Datos: Ka = 1,8 . 10 – 5 ; Kw = 1,00 . 10 – 14
Escribimos la ecuación y debajo de ella planteamos mediante un cuadro los estados
inicial y final (¡Sí, como hacían en equilibrio químico!!!!!!).
CH3COO - + H3O +
CH3COOH + H2O
Estado inicial
Estado final
0,50 M
0
0,50 – x
x
CH3COO- . H3O+
Ka =
0
= 1,8 . 10
–5
x
x2
=
CH3COOH
0,50 - x
Resolviendo la ecuación cuadrática resulta:
x = 3,0 . 10 – 3 y x = - 3,0 . 10 – 3
La primer solución es la que tiene significado físico, entonces:
H3O + = x = 3,0 . 10 – 3 M
pH = - log H3O + = - log 3,0 . 10 –3 = 2,523
Algo que les puede llegar a servir es que:
Ka . Kb = Kw
6
Grado de disociación (  )
Se define como el número de moles disociados por cada mol de soluto disuelto
inicialmente, o sea:
Número de moles de soluto disociados
=
Número de moles de soluto disueltos inicialmente
Si a  se lo multiplica por 100 se obtiene el porcentaje de disociación.
Por ejemplo, si de cada 30 moles de un soluto se disocian 3 moles, entonces:
 = 3 / 30 = 0,1 ( o sea 10 % ).
El grado de disociación es un número adimensional y su valor puede variar entre 0 y 1:
01
Si un soluto no se disocia:  = 0
Si un soluto se disocia por completo:  = 1 (electrolito fuerte)
Ejemplo:
En una solución acuosa 0,025 M el NH3 está ionizado en un 2,68 %. Calcular:
a) las concentraciones de OH – y NH4 + en el equilibrio
b) la Kb del NH3
c) el pH de la solución
Datos: Kw = 1,00 . 10 – 14
Pensándolo bien: son las 18 hs del viernes 22 de febrero de 2002 y me pasé toda la tarde
tipeando y pensando cómo lograr que las explicaciones sean claras...................................
¡resuélvanlo ustedes!; eso sí, les doy las respuestas:
a) NH4 + = OH - = 6,7 . 10 – 4 mol dm – 3
b) kb= 1,8 . 10 – 5
c) pH = 10,82
7
Segunda parte
HIDRÓLISIS DE SALES
Primero que nada recuerden que cuando ponen en contacto un ácido y una base se
produce una reacción que da lugar a la obtención de una sal. Las sales son compuestos
iónicos y por lo tanto la mayor parte de ellas se disuelve en agua.
Las sales solubles en agua se comportan como electrolitos fuertes y por lo tanto están
totalmente disociadas (en realidad esto es estrictamente cierto si las soluciones son
diluidas o moderadamente concentradas, generalmente con una concentración menor
que 0,10 M).
Se denomina hidrólisis a la reacción química entre una sustancia y el agua.
¿Qué ocurre cuando una sal se disuelve en agua?
¿Se producirá siempre la reacción de hidrólisis?
Para comprender esto vamos a considerar los distintos tipos de sales:
a) Sal proveniente de un ácido débil y una base fuerte
Este es el caso del etanoato de sodio: CH3COONa, que proviene del ácido etanoico:
CH3COOH (ácido débil) y del hidróxido de sodio: NaOH (base fuerte).
Cuando el etanoato se sodio es disuelto en agua se produce en primer lugar su
disociación completa (por eso la representamos sólo con flecha de ida):
CH3COO - + Na +
CH3COONa
Recuerden que la base conjugada (en este caso el CH3COO - ) de un ácido débil (en este
caso el CH3COOH) es una base fuerte y por lo tanto reacciona con el agua aceptando un
protón de ella, es decir:
CH3COO - + H2O
CH3COOH + OH -
(1)
Vemos que esta reacción genera iones OH - . Concluimos entonces que las soluciones
acuosas de las sales provenientes de un ácido débil y una base fuerte tienen
carácter básico, debido a los iones OH – generados por la hidrólisis del anión.
La constante de equilibrio de la reacción (1) recibe el nombre de constante de
hidrólisis (Kh):
CH3COOH . OH-
Kh =
CH3COO - 
Se puede demostrar que :
8
Kw
Kh =
Expresión válida para cualquier sal
proveniente de ácido débil monoprótico
y base fuerte
Ka
La demostración es muy simple; al que le interese se la explico.
Tal vez no entiendan qué tipo de ejercicios se pueden resolver con lo que acaban de ver.
En clase les voy a explicar cómo se resuelve el siguiente ejercicio y verán que es muy
parecido a los que resolvieron en equilibrio químico y en la primera parte de equilibrio
ácido base:
Calcular la concentración de H3O
NaX.
Datos: Ka HX = 1,0 . 10 – 8
+
y el pH de una solución 1,0 .10
– 3
M de una sal
Kw = 1,00 . 10 – 14
Rta: H3O+ = 3,2 . 10 – 10 M
pH = 9,49
b) Sal proveniente de un ácido fuerte y una base débil
Tomemos como ejemplo el cloruro de amonio: NH4Cl. Esta sal proviene del ácido
clorhídrico: HCl (ácido fuerte) y del hidróxido de amonio: NH4OH (base débil).
Al disolverse la sal en agua se produce su disociación:
NH4 Cl
NH4 + + Cl -
Como el ácido conjugado (en este caso el catión NH4 +) de una base débil (en este caso
el NH4OH) es un ácido fuerte, reacciona con el agua quitándole un OH- :
NH4 + + H2O
NH4OH + H +
El H + forma con el agua el catión hidronio: H + + H2O
(2)
H3O +
Vemos que esta reacción genera iones H3O + . Concluimos entonces que las soluciones
acuosas de las sales provenientes de un ácido fuerte y una base débil tienen
carácter ácido, debido a los iones H3O + generados por la hidrólisis del catión.
En forma análoga al caso visto en a), la constante de equilibrio de la reacción (2) recibe
el nombre de constante de hidrólisis (Kh) y se puede demostrar que:
Kw
Kh =
Kb
Expresión válida para cualquier sal de las características mencionadas en b).
c) Sal proveniente de un ácido fuerte y base fuerte
9
Tomemos como ejemplo el cloruro de sodio: NaCl. Esta sal proviene del ácido
clorhídrico: HCl (ácido fuerte) y del hidróxido de sodio: NaOH (base fuerte).
Al disolverse la sal en agua se produce la disociación:
NaCl
Na + + Cl –
+
Tanto los iones Na como los iones Cl – provienen de electrolitos fuertes y por lo tanto
se comportan, el Cl – como base débil y el Na + como ácido débil. Entonces no
reaccionan con el agua por lo que no se altera el equilibrio ácido base propio del agua y
la solución será neutra, es decir:
H3O+ = OH-
Concluimos entonces que las soluciones acuosas de las sales provenientes de un
ácido fuerte y una base fuerte tienen carácter neutro.
d) Sal proveniente de un ácido débil y base débil
Consideremos una sal MX que proviene del ácido débil HX y de la base débil MOH. Al
disolverse la sal en agua se produce la disociación:
MX
M+ + X–
Tanto M+ como X- provienen de electrolitos débiles y por lo tanto ellos serán fuertes. Se
producen entonces dos reacciones de hidrólisis:
M + + H2O
X - + H2O
MOH + H + (y a su vez H++ H2O
H3O+)
HX + OH -
La solución resultante de la hidrólisis de este tipo de sales podrá ser ácida, básica o
neutra según que se presenten los siguiente casos:
i) H3O+  OH- En este caso la solución tiene carácter ácido y esto ocurrirá
cuando Ka  Kb
ii) H3O+  OH- En este caso la solución tiene carácter básico y esto ocurrirá
cuando Ka  Kb
iii) H3O+ = OH- En este caso la solución tiene carácter neutro y esto ocurrirá
cuando Ka = Kb
Este tipo de situación no será tratada en los ejercicios.
10
Tercera parte
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
Estas soluciones también reciben el nombre de soluciones reguladoras o soluciones
“buffer”. Su particularidad es que pueden resistir cambios de pH ante el agregado de
ácidos o bases. Están formadas por un ácido débil y su base conjugada o por una base
débil y su ácido conjugado.
La importancia de las soluciones buffer reside en que explican uno de los mecanismos
por los cuales se mantiene constante el pH en los procesos químicos de los seres vivos.
También, muchas veces, en los laboratorios es necesario realizar reacciones químicas
manteniendo constante el pH.
Tomemos como ejemplo una solución acuosa que contiene ácido etanoico: CH3COOH
(ácido débil) y etanoato de sodio: CH3COONa , la cual aporta la base conjugada del
ácido (CH3COO - ).
Las reacciones que se producen son:
CH3COOH + H2O
CH3COO - + H3O + (disociación del ácido)
CH3COO - + Na +
CH3COONa
(disociación de la sal)
También se producirá la hidrólisis del anión:
CH3COO - + H2O
CH3COOH + OH -
Pero como la solución ya contiene ácido etanoico el equilibrio para la hidrólisis estará
desplazado hacia los reactivos y podemos no tomarla en cuenta (¡piensen en Le
Chatelier!!!).
Se puede demostrar que en una solución de un ácido débil y su sal se cumple que:
Ca . Ka
 H3O  =
+
(I)
Cs
Ca es la concentración inicial del ácido y Cs es la concentración inicial de la sal.
(¿hubiera sido lo mismo decir “concentración inicial” que “concentración final”?)
La ecuación anterior recibe el nombre de ecuación buffer o ecuación de Henderson –
Hasselbach y permite calcular la concentración de iones hidronio de un buffer formado
por un ácido débil y una sal de ese ácido. Una vez que hallaron la concentración de
iones hidronio, pueden hallar el pH.
11
Para el caso de un buffer formado por una base débil (por ejemplo NH4OH: hidróxido
de amonio) y una sal de esa base débil (por ejemplo NH4Cl: cloruro de amonio) se
puede demostrar que:
Cb . Kb
 OH -  =
( II )
Cs
Una vez que hallaron la concentración de oxidrilos, pueden calcular el pOH y luego el
pH.
Una breve explicación de por qué una solución buffer mantiene constante o casi
constante al pH es la siguiente:
Supongan que tienen un sistema buffer formado por un
ácido débil (al que llamaremos HA) y su base conjugada ( A - ). Supongan ahora que
agregan una pequeña cantidad de una base fuerte; los iones OH – que provienen de la
base serán neutralizados por el ácido según la ecuación:
HA + OHH2O + ASi en lugar de una base fuerte agregan un ácido fuerte, la base conjugada A- neutraliza a
los iones H3O+ provenientes del ácido:
A- + H3O+
HA + H2O
De esta manera, el agregado de un un ácido o una base es amortiguado por el buffer; el
único efecto es un pequeño cambio en las concentraciones de HA y A- que
prácticamente no afecta al pH.
Para clarificar las cosas les explicaré en clase estos dos ejemplos:
Ejemplo 1:
Calcular el pH de una solución que contiene ácido acético (¡es el ácido etanoico!) y
acetato de sodio en concentraciones 0,1 M
Ejemplo 2:
Comparar el cambio en el pH que se produce al agregar 1 ml de ácido clorhídrico 1 M a
1 L de:
a) agua pura
b) la solución del ejemplo anterior
Ejemplo 3: (lo resolverán ustedes; no creo que lo saquen........ en realidad les digo así
para que les de bronca, crean que menosprecio su capacidad y entonces, por una
cuestión de amor propio lo hagan)
12
Se prepara una solución reguladora mezclando 200 cm3 de una solución de NH3 1,2 M
con 300 cm3 de solución 0,60 M de NH4Cl. Suponiendo volúmenes aditivos calcular:
a) el pH de esa solución
b) el valor del pH cuando se agregan 0,040 moles de H+
Kb NH3 = 1,8 . 10 – 5
Rtas: a) pH = 9,4
b) pH = 9,3
Cuarta parte
Equivalente ácido base – Normalidad o concentración normal
Equivalente gramo de un ácido: es la masa de dicho ácido, expresada en gramos, que en
solución acuosa proporciona 1 mol de iones H+.
Para calcular el equivalente gramo de un ácido en forma práctica utilizamos la siguiente
expresión:
Masa molar del ácido
eq.g =
Nro de H+ que produce el ácido al disociarse
Ejemplo:
Se tienen 10 moles de ácido sulfúrico. ¿A cuántos eq.g corresponden?
La masa molar del H2SO4 es 1.2+32+16.4 = 98 g .
La ecuación de disociación es: H2SO4
2 H+ + SO4 298 g
Entonces: eq.g =
= 49 g
2
Ahora pasan los 10 moles a gramos:
Averiguo cuántos eq.g hay en 980 g:
1 mol
10 moles
49 g
980 g
98 g
x
1 eq.g
x
x = 980 g
x = 20 eq.g
El equivalente gramo de una base se calcula así:
Masa molar de la base
eq.g =
Nro de OH- que produce la base al disociarse
En toda reacción de neutralización se cumple que
Nro de eq.g de ácido = Nro de eq.g de base
13
Como ejemplo de esto veamos la reacción de neutralización entre el ácido sulfúrico y el
hidróxido de sodio:
H2SO4 + 2 NaOH
98 g
Na2SO4 + 2 H2O
80 g
eq.g del H2SO4 = 98 g / 2 = 49 g  49 g
98 g
eq.g del NaOH = 40 g / 1 = 40 g  40 g
80 g
1 eq.g
x = 2 eq.g
1 eq.g
x = 2 eq.g
Para que resuelvan ustedes: ¿cuántos eq.g de NaOH se necesitan para neutralizar 126 g
de HNO3?
Rta: 2 eq.g
Normalidad o concentración normal
En las reacciones de neutralización es muy útil emplear el concepto de normalidad (N) o
concentración normal de una solución, que se define como el número de equivalentes
gramo de soluto cada 1 dm3 de solución.
Ejemplo:
2 dm3 de una solución acuosa de HNO3 contienen 31,5 g de dicho ácido.
Calcular la normalidad de la solución.
eq.g del HNO3 = 63 g / 1 = 63 g
63 g
31,5 g
2 dm3
1 dm3
1 eq.g
x
x = 0.5 eq.g
0,5 eq.g
x
x = 0,25 eq.g
Como esos 0,25 eq.g están en 1 dm3 de solución, el resultado se expresa así: 0,25 N.
¿Cómo se lee?.................... ¡ “ 0,25 normal” !!!!!!!!!!!!
Finalmente les aclaro que en las reacciones de neutralización se cumple que:
Va . Na = Vb . Nb (¿hace falta que aclare qué significa
cada letra?)
La expresión anterior es muy útil en ciertos trabajos de laboratorio, como por ejemplo
en la titulación ácido base. Este es un proceso en el cual se tiene un volumen conocido
14
de un ácido o una base de normalidad conocida. Se mide entonces qué volumen de base
(o ácido) se necesita para neutralizarlo y mediante la ecuación anterior se averigua Nb
(o Na). Esto lo harán en el laboratorio; sólo les comento que se utiliza una bureta y un
indicador (por ejemplo fenolftaleína) y entonces entenderán mejor lo que expliqué
recién.
15
ACTIVIDADES CORRESPONDIENTES A LA GUIA DE EQUILIBRIO ACIDO
BASE
Nombre y apellido:
Curso:
Primera parte
1) a) Calcular las concentraciones de H3O+ y de OH- en agua a 60 oC .
b) Definir una solución neutra a 60 oC.
Dato: Kw a 60 oC = 9,6 . 10 – 14
Rta: a) 3,1 . 10 – 7 M
2) Se tiene una solución acuosa de ácido benzoico (C6H5COOH) 2,1 . 10 – 3 M.
Ka a 25 o C = 6,3 . 10 – 5 . Calcular las concentraciones de H3O+ y de OH- .
Rtas: 3,3 . 10 – 4 M y 3,0 . 10 – 11 M respectivamente.
3) Ordenar las siguientes sustancias en forma creciente según la acidez y el pH de sus
soluciones acuosas de igual concentración molar:
a) HCl
b) HNO2
c) HCN
Datos: Ka(HNO2) = 5,10 . 10 – 4
Rtas:
Ka(HCN) = 4,80 . 10 – 10
acidez: c  b  a
pH: a  b  c
4) Se tiene una solución 0,010 M de ácido cloroetanoico (CH2ClCOOH) cuya Ka, a
250C es 1,4 . 10 – 3 .
a) Calcular las concentraciones de H3O+ y de OH-.
b) Repetir el cálculo para una solución 1,0 . 10 – 4 M del mismo ácido, a la misma
temperatura. Discutir los resultados.
c) Determinar el grado de disociación en a) y b). Discutir los resultados.
Rtas: a) H3O+ = 3,1 . 10 –3 M OH- = 3,2 . 10 – 12 M
b) H3O+ = 9,4 . 10 – 5 M OH- = 1,1 . 10 – 10 M
c) a = 0,31
b = 0,94
5) La anilina (C6H5NH2) es una base débil que se utiliza para obtener colorantes orgánicos. Su Kb es 4,20 . 10 – 10 . Calcular el pH de una solución 0,040 M de anilina.
Rta: pH = 8,61
16
6) Calcular la concentración de CH3COOH necesaria para obtener una solución de
pH = 3,46. Ka = 1,8 . 10 – 5
Rta: 7,0 . 10 – 3 M.
7) Una solución 0,010 M de NH3 posee un grado de disociación del 4,20 % a 250C.
Calcular:
a) el pH de la solución
b) el valor de Ka del ión amonio
Rtas: a) 10,6
b) 5,43 . 10 – 10
8) Se tiene una solución acuosa de ácido nitroso 0,0391 % m/V, de pH = 2,74.
a) determinar la Ka del ácido nitroso
b) calcular la concentración de ácido nitroso en el equilibrio
c) si al aumentar la temperatura de la solución el pH disminuye, indicar si la reacción de
ionización del ácido es endotérmica o exotérmica y por qué.
9) Se preparan 250 cm3 de una solución disolviendo 0,425 g de NH3 en agua. El pH de
la solución resultante es 11,13. Calcular:
a) el valor de Kb
b) la masa de ión amonio formado
Rtas: a) Kb = 1,84 . 10 – 5
b) 0,00608 g
10) Calcular la concentración molar de una solución de la base débil hidracina
(H2N-NH2), cuyo pH es 11,1.
Datos: pKb = 5,52
Rta: 0,53 M
11) Se desea preparar una solución de pOH = 3,38 disolviendo NH3 (g) en agua.
Calcular qué volumen de gas medido a 1,50 atm y 290C será necesario para preparar
3000 cm3 de dicha solución.
Datos: Kb = 1,80 . 10 – 5
R = 0,082 dm3 atm K-1 mol-1
Rta: 495 cm3
12) Indicar si cada una de las siguientes proposiciones es verdadera o falsa, justificando
en cada caso la respuesta:
a) En el proceso de ionización del amoníaco en agua, éste se comporta como un
ácido.
b) Si una solución de ácido nítrico al 31,5 % m/V se diluye 100 veces, su pH final
es 1,30.
c) El pH de una solución de un ácido fuerte siempre es menor que el de una
solución de un ácido débil.
17
d) Cuanto mayor es el pKa de un ácido, más fuerte es el mismo.
e) Dadas dos soluciones de dos bases débiles de igual concentración molar, la de
mayor Kb tendrá mayor pH.
f) El pH de una solución de ácido acético disminuye por el agregado de acetato de
sodio.
g) A mayor valor del pKb de una base débil, más fuerte es su ácido conjugado.
h) El ión F- es una base más fuerte que el ión NO2- . Dato: pKa(HF)  pKa(HNO2)
i) Una solución de dimetil amina : (CH3)2NH, es menos alcalina que una solución
de trimetil amina: (CH3)3N, de igual concentración molar. Las Kb valen 7,4.10-4
y 7,4.10-5 respectivamente.
j) El pOH de una solución de un ácido débil es menor que el de una solución de un
ácido fuerte de igual concentración molar.
13) Explique qué efecto producirá sobre el pH de una solución acuosa de amoníaco
a) el agregado de una solución de hidróxido de sodio
b) el agregado de una solución de la sal cloruro de amonio (NH4Cl)
c) una disminución de la temperatura, sabiendo que el proceso de ionización del
amoníaco en agua es endotérmico.
Segunda parte
14) La constante de ionización del HCN es 4,8 . 10 – 10 . Calcular las concentraciones de
H3O+, OH-, y HCN en una solución preparada por el agregado de 0,166 moles de NaCN
a agua hasta formar 450 cm3 de solución.
Rtas: 3,6 . 10 – 12 M; 2,8 . 10 – 3 M; 2,8 . 10 – 3 M
15) a) Calcular la constante de hidrólisis del ión metanoato (HCOO-) siendo Ka del
ácido metanoico (HCOOH) = 1,34 . 10 – 4
b) Calcular las concentraciones de H3O+, OH-, HCOOH y HCOO- en una solución
acuosa 0,150 M de metanoato de sodio (HCOONa).
Rtas: a) 7,46 . 10 – 11
b) 2,99 . 10 – 9 M; 3,35 . 10 - 6 M; 3,35 . 10 – 6 M; 1,50 . 10 – 1 M
16) Calcular el pH de una solución 0,010 M de cianuro de potasio (KCN), siendo Ka del
ácido cianhídrico (HCN) = 4,8 . 10 – 10
Rta: 10,65
17) Calcular el pH de:
a) una solución acuosa 0,20 M de cloruro de piridonio (C5H5NHCl)
b) una solución acuosa 0,20 M de cloruro de metil amonio (CH3NH3Cl)
c) una solución acuosa 0,20 M de cloruro de dimetil amonio ((CH3)2NH2Cl
¡qué bodrio!
18
Datos: Kb piridina = 1,50 . 10 – 9
Kb metilamina = 4,7 . 10 – 4
Kb dimetilamina = 7,40 . 10 – 4
Rtas: a) 2,94 b) 5,66 c) 5,78
d) ¿Qué conclusión se obtiene al comparar los resultados anteriores?
18) Una solución 0,050 M de la sal de potasio de un ácido monoprótico débil tiene un
pH = 10,25. Calcular la Kh del anión y la Ka.
Rtas: 6,3 . 10 – 7 ; 1,6 . 10 – 8
Tercera parte
19) Se tiene una solución acuosa de HCN y NaCN. Determinar el pH de la solución
cuando:
a) las concentraciones del ácido y su base conjugada son iguales
b) la concentración del ácido es diez veces mayor a la de la base conjugada
c) la concentración de la base conjugada es diez veces mayor a la del ácido
Dato. Ka HCN = 4,8 . 10 – 10
Rtas: a) 9,3 b) 8,3 c) 10,3
20) Una solución de ácido acético y acetato de sodio tiene un pH = 5,2. La
concentración del ácido es 0,10 M. Calcular la concentración de la sal.
Dato: Ka = 1,8 . 10 – 5
Rta: 0,29 M
21) Se toman 500 cm3 de la solución del ejercicio anterior y se agrega agua hasta
obtener 1000 cm3. Determinar el pH de la nueva solución.
Rta: 5,2
22) Considerando la solución del ejercicio 20, determinar a cuánto habrá que llevar la
concentración del ácido para obtener una solución de pH = 5,0.
Rta: 0,16 M
23) Calcular cuántos gramos de acetato de sodio sólido deben agregarse a 200 ml de
solución 6,0 M de ácido acético para obtener una solución reguladora de pH = 3,62.
Rta: 7,4 g
24) Determinar el pH de la solución que se obtiene al mezclar 100 ml de solución
0,02M de HCl y 100 ml de solución 0,10 M de NaCN.
Dato: Ka del HCN = 4,8 . 10 – 10
Rta: 9,9
19