EJERCICIOS-Serie_A

EJERCICIOS-Serie A
EQUILIBRIO ÁCIDO Y BASE EN SOLUCIÓN ACUOSA
1. a) Con la tabla de pKa decidir si las siguientes soluciones serán ácidas, básicas o neutras,
justificando mediante ecuaciones químicas: NaNO 2, NaNO3, KOH, NH3, CH3COOH (ácido
acético, abreviado HAc), NH4Cl, HF, NH4F, NH4(CH3COO) acetato de amonio, KF, NaF; b)
suponiendo soluciones diluidas de idéntica concentración (ca. 0,01 M), ordenar las soluciones
anteriores por acidez creciente.
2. Se tiene una solución de un ácido débil HX que contiene a moles del ácido y b moles de la sal
NaX. La concentración analítica de ambas sustancias es Ca y Cb, respectivamente. Deducir
la expresión general que permita calcular [H+] y el pH de la solución.
3. A partir de la expresión obtenida en 2, con las aproximaciones que correspondan, calcular la
[H+] y el pH de las siguientes soluciones 0,010 M: a) HAc; b) HF; c) KCN; d) NH 3; e) NH4Cl; f)
NH3, NH4Cl; g) HF; KF.
4. Calcular el pH de las siguientes soluciones de ácidos y bases fuertes: a) 0,1 mol de HCl en 10
L; b) 0,01 mol de NaOH en 10 L; c) 0,00010 mol de HCl en 1000 L; 0,0010 mol de KOH en
1000 L.
5. a) ¿A qué se llama solución reguladora?, b) Trazar las curvas de neutralización (pH vs por
ciento de ácido) para soluciones de ácidos de pKa 3, 5 y 7.
6. a) Enunciar las reglas de Pauling para los oxoácidos; b) aplicarlas para calcular las
constantes de disociación de: HNO2; HNO3; H2SO4; H3PO4; HClO; H3PO2 b) cuando sea
posible compararlos con los valores predichos con los de tablas.
7. a) Escribir las ecuaciones de disociación sucesivas del ácido ortofosfórico (H3PO4) e indicar
sus valores tomados de tablas; b) calcular el pH de una solución 0,010 M de H3PO4,
justificando claramente las aproximaciones; c) en un diagrama lineal de pH mostrar las zonas
de preponderancia de las diferentes especies del ácido fosfórico; d) calcular el pH de una
solución 0,010 M de Na3PO4 y mostrar la similitud con el punto a) de este ejercicio,
justificando las aproximaciones realizadas.
8. Deducir las expresiones exactas y aproximadas para: a) una sal formada por ácido y base
débiles (tipo, fluoruro de amonio); b) Un anfolito (tipo HCO 3-); (en ambos casos discutir el
ámbito de validez de las aproximaciones); c) calcular el pH de soluciones 0,1M y 0,001 M de:
i) NH4F; ii) NH4CN; iii) NH4Ac (acetato de amonio); iv) NaHCO3; v) NaH2PO4; vi) Na2HPO4.
9. a) Se tienen 50,00 mL de solución de HCl 0,10 M. Calcular el pH de la solución resultante
cuando se agrega desde una bureta (volúmenes aditivos), la siguiente cantidad de solución
de NaOH 0,10 M (volúmenes expresados en mL): 0,00; 10,00; 20,00; 25,00; 35,00 mL;
45,00 mL; 49,00 mL; 49,90 mL; 50,00 mL; 50,10; 50,90; 51,00; 55,00; 60,00; representar
gráficamente pH vs volumen agregado (curva de titulación). b) Idéntico ejercicio pero ahora el
ácido es HF 0,10 M; c) lo mismo, pero se tienen 50,00 mL de solución de Na0H 0,050 M y se
titula con HCl 0,050 M; lo mismo, pero se parte de 50,00 mL de solución de NH 3 0,010 M y se
titula con HCl 0,010 M.
10. Empleando el programa de titulación provisto, obtener las curvas de titulación para ácidos
cuyas constantes estén comprendidas entre 10-1 y 10-9 y sus concentraciones lo estén entre
0,10 M y 0,000010 M. Comparar y discutir los resultados.
11. Buscar en la bibliografía, para las valoraciones ácido base, los siguientes términos y dar
ejemplos con ecuaciones químicas: a) patrón primario; b) patrón secundario; c) indicador
ácido base.
12. Explicar detalladamente cómo prepararía 2 L de solución reguladora de pH 9,2 si dispone de
NH4Cl y de NaOH sólidos.