Problemas de Acido-base

Tema 7 ÁCIDOS Y BASES
PROBLEMAS
Problema 1
Una disolución acuosa 0,1 M de un ácido monoprótico, HA, tiene un pH de 4,8.
Calcule:
a) Las concentraciones en el equilibrio de todas las especies presentes en la
disolución.
b) La constante de ionización de HA y su grado de ionización en tanto por
ciento.
a)
HA

(0,1 – x)
H+ +
x
A–
x
o también HA + H2O  H3O
+
+ A–)
x = [H+] = 10–4,8 = 1,58·10–5 M; [H+] = [A–] = 1,58·10–5 M
[HA] = 0,1 – 1,58·10–5 M  0,1 M;
[OH–] = Kw / [H+] = 1·10–14 / 1,58·10–5 = 6,33·10–10 M
b)
c)
Ka = (1,58·10–5)2 / 0,1 = 2,5·10–9;
Grado de ionización = 1,58·10–5 × 100 / 0,1 = 0,0158 %
Problema 2
Se tiene una disolución de ácido nítrico de pH = 2,3.
a) Determine el número de moles de ion nitrato en disolución sabiendo que el
volumen de la misma es de 250 mL.
b) Calcule la masa de hidróxido de sodio necesaria para neutralizar 25 mL de
la disolución anterior.
c) Determine el pH de la disolución obtenida al añadir 25 mL de hidróxido de
sodio 10–3 M a 25 mL de la primera disolución de ácido nítrico, suponiendo
que los volúmenes son aditivos.
Datos. Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1
a)
HNO3  NO3– + H+ (o también HNO3 + H2O  NO3– + H3O+)
[NO3–] = [H+] = 10–2,30 = 5·10–3 M; moles NO3– = 5·10–3 × 0,250 =
1,25·10–3
b)
Estequiometría NaOH:HNO3 1:1
moles NaOH = moles HNO3 = 5·10–3 × 0,025 = 1,25·10–4
masa NaOH = 1,25·10–4 × 40 = 5·10–3 g
c)
Moles NaOH = 0,001 × 0,025 = 2,5·10–5; moles HNO3 = 5·10–3 ×
0,025 = 1,25·10–4
moles HNO3 exceso = 1,25·10–4 – 2,5·10–5 = 1·10–4
[H+] = 1·10–4 moles / 0,050 L = 0,002 M; pH = – log[H+] = 2,7
Problema 3
Se dispone de una disolución acuosa que en el equilibrio tiene una concentración
en protones de 10–3 M y que contiene, entre otras especies, ácido fórmico (ácido
metanoico) en concentración 0,2 M.
a) Calcule qué concentración de ion formiato tiene dicha disolución.
b) Calcule la constante de basicidad del ion formiato o metanoato ¿Es una base
débil o fuerte?
c) ¿Cuántos mililitros de ácido clorhídrico 0,1 M habría que tomar para preparar
100 mL de una disolución del mismo pH que la disolución 0,2 M de ácido fórmico.
Dato: Ka ácido fórmico = 2·10–3
a) HCOOH + H2O  H3O+ + HCOO–
Ka = [HCOO–] [H3O+ ] / [HCOOH]; 2·10–3 = [HCOO–] × 10–3 / 0,2; [HCOO–
] = 0,4 M
b) Kb = Kw / Ka= 1·10–14 / 2·10–3 = 5·10–12
Kb es muy baja, luego el ion formiato es una base muy débil
c) HCl  H+ + Cl– ; [H+]= 10-3 M; luego pH = 3
c·V = c´·V´; V·0,1 = 100·10– 3; V = 1 mL
Problema 4
Calcular el volumen de una disolución de hidróxido de sodio 2,5 M necesario
para neutralizar 10 mL de ácido sulfúrico del 96 % de riqueza en peso y
densidad 1,84 g/mL.
Datos. Masas atómicas: Na = 23; S = 32; O = 16; H = 1
NaOH → Na+ + OH–; [OH–] = [NaOH]inicial = 2,5 M; moles OH– = 2,5 ×
V NaOH
H2SO4 + 2 H2O → SO42– + 2 H3O+ (aunque su segunda disociación no es
total)
[H2SO4] = (96 × 1840 / 100 × 98) / 1 = 18,0 M
[H3O+] = 2 × [H2SO4]inicial = 2 × 18,0 = 36,0 M
moles H3O+ = 36,0 × 0,01 L = 0,36
Para la completa neutralización: moles H3O+ = moles OH– ; 0,36 = 2,5
× V NaOH
V NaOH = 0,144 L
Problema 5
Calcular el pH de las disoluciones resultantes al diluir a un volumen de 100 mL las
siguientes disoluciones:
a) 25 mL de una disolución de NaOH 0,5 M
b) 10 mL de una disolución de acetato sódico 1,0 M
Dato: Ka ácido acético = 1,8·10–5
a) Moles NaOH = 0,5 M × 0,025 L = 0,0125; por ser base fuerte está totalmente
disociada
NaOH → Na+ + OH– ; [OH–] = [NaOH] inicial = 0,0125 moles / 0,1 L = 0,125 M
pOH = – log [OH–] = 0,9; pH = 14 – pOH = 13,1
b) Moles NaCH3COO = 1,0 × 0,010 L = 0,01; [NaCH3COO] = 0,01 moles / 0,1 L =
0,1 M
La sal disuelta, está totalmente disociada
NaCH3COO → CH3COO– + Na+; [CH3COO–] = 0,1 M
Na+, por proceder de una base fuerte, es estable frente al agua y no reacciona,
pero el CH3COO– procede de un ácido débil, reacciona con el agua para dar de
nuevo el ácido del que procede:
CH
COO– + H2O  CH3COOH + OH– ; Kb = Kw / Ka= 1·10–14 / 1,8·10–5 = 5,56·10–
10 3
(0,1 – x)
x
5,56·10–10 = x2 / (0,1 – x)
pOH = 8,87
x
x = [OH–] = 7,4·10–6 M ; pOH = 5,13; pH = 14 –