problemario tema 3

Problemario de Química II
Equilibrio Iónico
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
TEMA III:
EQUILIBRIO IONICO:
Al finalizar el Tema el estudiante:
1.1
Establecerá la expresión de la constante de equilibrio para la reacción de
autoionización del agua.
1.2
Concluirá que para la autoionización del agua, se obtiene siempre
iguales concentraciones de iones hidronio e hidroxilo y determinará el
pH para el agua pura.
1.3
Reconocerá si una solución es ácida, básica o neutra por los valores de
pH calculados.
2.1
Identificará en una reacción ácido-base pares ácido-base conjugados.
2.2
Establecerá la expresión de la constante de equilibrio para ácidos y
bases débiles y concluirá que el valor de la constante de equilibrio es
una medida cuantitativa de la fuerza ácida o básica.
2.3
Dada una solución de un ácido poliprótico explicará los diferentes
equilibrios en esa solución.
3.1
Identificará la hidrólisis como la reacción de sales y agua para producir
ácidos o bases débiles.
3.2
Establecerá la expresión de la constante de equilibrio para estas
reacciones de hidrólisis y la relacionará con la constante del producto
iónico del agua y la constante de ionización del ácido o la base débil
que se forma.
3.3
Predecirá si una hidrólisis será ácida, básica o neutra analizando el tipo
sal que hidroliza.
4.1
Analizará el efecto que tiene un ion común, en una solución de un ácido
o una base débil.
4.2
Determinará el pH de una solución reguladora o buffera y calculará el
cambio que se produce en el pH cuando se le añade pequeñas cantidades
de un ácido o una base fuerte.
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Problemario de Química II
Equilibrio Iónico
5.1
Aplicará el concepto de neutralización a los diferentes tipos de
reacciones ácido-base.
a) Reacciones de ácidos y bases fuertes.
b) Reacciones de ácidos débiles con bases fuertes.
c) Reacciones de ácidos fuertes y bases débiles
d) Reacciones de ácidos y bases débiles
y determinará el pH de la solución resultante.
5.2
Reconocerá la necesidad de la presencia de los indicadores en las
titulaciones ácido-base.
6.1
Establecerá la expresión de la constante de equilibrio para el equilibrio
existente cuando sales ligeramente solubles se disuelven en agua.
6.2
Reconocerá que la solubilidad de una sal iónica, es la concentración de
la sal disuelta en una solución saturada.
6.3
Predecirá que efecto tiene sobre la solubilidad de la sal el agregado de
un ion común a la solución.
6.4
Concluirá a partir de los valores de la constante de solubilidad
posibilidad de la separación de dos sales en una solución acuosa.
la
PROBLEMAS PROPUESTOS
1.
Identifique pares ácido-base conjugados en cada una de las siguientes reacciones en
solución acuosa:
H2 C2O4 + H2O
HC2 O4 - + H3 O+
NH2 - + H2 O
NH3 + OH-
H3 O + + HPO 42-
H2 PO4- + H2 O
PH4 + + H2 O
PH3 + H3 O+
NH4 + + CN-
NH3 + HCN
CH3 NH2 + H2 O
CH3 NH3 + + OH-
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Problemario de Química II
2.
Equilibrio Iónico
Calcule [H3 O+], [OH-], pH y el pOH de cada una de las siguientes soluciones de ácidos y
bases fuertes.
a)
b)
c)
d)
Una solución 0,01 M de HClO 4
Una solución preparada disolviendo 4 g NaOH(s) en 100 mL de agua
Una solución 1,8.10-2 M de HBr.
Una solución formada por la mezcla de 100 mL de HBr 0,01 M y 20 mL de HCl
2.5.10-3 M.
e) 2,00 mL de HClO 4 0,50 M, diluidos a 50.0 mL
f) Una solución formada por la adición de 5 g NaOH y 4 g de KOH a 1 L de agua.
g) 10 mL de Ca(OH)2 0,2 N diluidos a 100 mL
R: pH: a) 2
b) 14
c) 1,74
e) 11,13, 1,34%
3.
d) 2,06
e) 1,70
f) 13,3
g) 12,3
Calcule el pH, pOH y el % de ionización para cada una de las siguientes soluciones
acuosas a 25 ºC.
a)
b)
c)
d)
e)
Acido acético (CH3 COOH) 0,1 M
Acido nitroso (HNO 2 )
0,01 M
Acido cianhídrico (HCN) 1 M
Metilamina (CH3 NH2 ) 0,1 M
Amoníaco acuoso (NH3) 0,1 M.
R: a) 2,87; 1,34%
b) 2,72; 19,1% c) 4,70; 0,002% d) 11,34; 2,21%
e) 11,13; 1,34%
4.
Una solución 0,20 M de un ácido débil HX está ionizado 9.4 %. Calcule Ka para HX.
R: 1,95.10-3
e) 11,13,
5.
1,34%
El ingrediente activo en una aspirina es el ácido acetilsalicílico, HC 9 H7 O4 , un ácido
monoprótico con Ka = 3,3.10-4 ¿Cuál es el pH de la solución obtenida al disolver dos
tabletas de aspirina que contienen 325 mg de ácido acetilsalicílico, en 250 mL de agua?
R: 2,86
e) 11,13,
1,34%
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Problemario de Química II
6.
La morfina C17 H19NO3 , es una base débil que contiene un átomo de nitrógeno, y tiene un
pK b = 6.1 Cuál es el pH de una solución 0,50 M de morfina.
R: 10,8
e) 11,13,
7.
Equilibrio Iónico
1,34%
Dadas las siguientes soluciones a 25 ºC:
a) NH4 OH 0,1 M b) NH4 OH 0.05 M c) CH3 COOH 0,1 M d) CH3 COOH 0,2 M
Responda lo siguiente: ¿Cuál tiene mayor pH? ¿Cuál tiene mayor pOH? ¿Cuál de las
soluciones es la más básica?
R: Mayor pH (a); mayor pOH (d); (d) más ácida; (a) menos ácida
e) 11,13, 1,34%
8.
Conteste las siguientes preguntas para soluciones 0,10 M de los ácidos débiles que se
indican: HF, HNO 2 , CH3COOH, HOCl, HCN.
a) Mayor pH; b) menor pH; c) mayor pOH; d) mayor [H3 O +] e) concentración
más alta del anión del ácido débil; f) concentración más baja del anión del ácido débil;
g) mayor % de ionización.
R: a) HCN
b) HF
c) HF
e) 11,13, 1,34%
9.
d) HF
e) HF
f) HCN
g) HF
Conteste las siguientes preguntas para soluciones 0,10 M de las siguientes bases débiles:
NH3 , CH3 NH2 , (CH3 )2 NH
a) mayor [H3 O+]; b) menor pH; c) menor pOH; d) concentración más alta de
moléculas no ionizadas de base débil e) mayor % de ionización
R: a) NH3
e) 11,13,
b) NH3
1,34%
c) (CH3 )2 NH
d) NH3
e) (CH3 )2 NH
10. El vinagre es una solución acuosa diluida de ácido acético (CH3 COOH). La densidad de
una muestra de vinagre blanco que contiene 5 % de masa de CH3 COOH es 1.01 g/mL.
Calcule el pH de esa solución.
R: 2,41
e) 11,13, 1,34%
11. Calcule las concentraciones de todas las especies presentes en una solución de H 2 CO3
0.1 M.
R: [H+] = [HCO 3 -] = 2,05.10-4 M , [CO3 =] = 4,8.10-11 M , [OH-] = 4,88.10-11 M
e) 11,13, 1,34%
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Equilibrio Iónico
12. Calcule las concentraciones de todas las especies presentes en una solución 0,10 M de
H3 PO 4.
R: [H3 PO4 ] = 0,076 M; [H3 O +] = 0,024 M = [H2 PO 4-]; [HPO 4 -] = 6.2.10-8 M
[PO 43- ] = 9,3.10-19 M
e) 11,13,
1,34%
13. Calcule las concentraciones de todas las especies presentes en una solución 0,2 M de
H2 SO 4 .
R: [H3 O+] = 0,211 M;
[HSO 4 -] = 0,189 M;
[SO 4 =] = 0,011
14. Calcule el pH y el % de hidrólisis de soluciones acuosas 0,15 M de las siguientes sales:
a) KNO3 ; b) NaNO2 ; c) NH4 NO3
R:
b) 8,26 ; 1,2.10-3
a) 7,0 ; 0
c) 5,04 ; 6.10-3
15. a) Ordene las siguientes bases en orden creciente de basicidad: NH3 acuoso, C6 H5 NH2 ,
CN -, OClb) Suponga que cuenta con soluciones 0.05 M de c/u de los siguie ntes solutos: NH3 ,
C6 H5NH2 , NaCN y NaClO ¿Qué solución será más básica y cuál menos básica?
R: a) C6 H5 NH2 < OCl- < NH3 < CN - ;
b) NaCN, ; C6 H5NH2
16. Calcule el pH de una solución: a) 0,1 M de Na2 S
R: a) 12,76
b) 0,1 M de NaHS
b) 10
17. Calcule el pH de una solución: a) 0,1 M de NaHCO 3 b) 0,1 M de Na2 CO 3
R: a) 9,69
b) 11,65
18. En un experimento un estudiante encuentra que los valores de pH de tres soluciones 1.0 M
de las sales KX, KY y KZ son: 7.0, 9.0 y 110 respectivamente. Ordene los ácidos HX,
HY y HZ en orden creciente de fuerza ácida.
R: HZ < HY < HX
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Equilibrio Iónico
19. Dados las siguientes soluciones, todas de una misma concentración:
a) NH4 Cl b) CH3 COONa c) NaCN
d) Na2 CO 3 e) KNO3
y dados los siguientes valores de pH: 7,00; 5,00; 11,32;
para cada solución su respectivo valor de pH.
R: a) 5,00
b) 9,00
c) 11,32
d) 11,78
11,78 y 9.00, seleccione
e) 7,00
20. Si 0,18 moles de NH4 Cl se mezclan con 0,10 moles de NH4 OH y suficiente cantidad de
agua hasta obtener un litro de solución.
a) Calcule el pH de la solución resultante,
b) Calcule el pH final si a la solución obtenida en (a) se le añaden: i) 10 mL de NaOH
1M, ii) 10 mL de HCl 1 M
R: a) 9,0
b) i. 9,07
c) ii. 8,94
21. Se tiene un litro de una solución buffer 0,2 M en CH3 COOH y 0,2 M en CH3 COONa.
Calcule la variación de pH y el pH de la solución resultante cuando: a) se toman 500 mL
de dicha solución y se le agregan 50 mL de HCl 0,1 M b) se toman los otros 500 mL
del buffer original y se le agregan 100 mL de NaOH 0,1 M.
R: a) 4,70 , -0,04
b) 4,83
, 0,09
22. ¿Qué volumen de NH3 acuoso 6 M se debe mezclar con 50 mL de solución 2 M de NH4 Cl
para obtener una solución cuyo pH = 9,50?
R: 29 mL
23. Calcular la variación del pH cuando a 500 mL de solución 0,10 M en metilamina,
CH3 NH2 , y 0,20 M en cloruro de metilamina CH3 NH3 Cl se le añaden:
a) 0,01 moles de HNO 3
b) 0,01 moles de NaOH
Suponga que no hay cambio en el volumen al añadir el ácido y la base.
R: a) - 0,14
b) 0,12
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24. Describa el cambio en el pH (aumento, disminución o ninguno) que resulta de cada una de
las siguientes adiciones:
a)
b)
c)
d)
Acetato de potasio (CH3 COOK) a una solución de ácido acético (CH3 COOH).
Nitrato de amonio (NH4 NO 3 ) a una solución de amoníaco (NH3 ).
Formiato de sodio(HCOONa) a una solución de ácido fórmico (HCOOH).
Cloruro de potasio (KCl) a una solución de HCl.
R: a) aumento
b) disminución
c) aumento
d) ninguno
25. El pH del plasma sanguíneo es 7.40. Suponiendo que el sistema amortiguador principal es
el HCO 3 -/H2 CO3 , calcule la relación [HCO 3 -]/[H2 CO3 ]. ¿Cuándo es más eficaz este
amortiguador cuando se agrega un ácido o una base?
R: 10,47, ácido
26. 20 mL de una solución 0,20 M de HCl se titulan con una solución 0,20 M de NaOH.
Calcular el pH de la solución resultante luego de la adición de los siguientes volúmenes de
base:
a) 15 mL b) 19.9 mL
R: a) 1,54
c) 20.0 mL d) 20.1 mL
b) 3,30
c) 7,00
e) 25 mL
d) 10,70
e) 12,35
28. Considere la titulación de 40.0 mL de NH3 0.10 M. Calcule el pH después de añadir los
siguientes volúmenes de HCl 0.10 M en mL:
a) 0,0
b) 20 c) 39.5
R: a) 11,13
d) 40 e) 40.5 f) 50.0
b) 9,26
c) 7,36
d) 5,28
e) 3,21
f) 1,95
29. Calcular el pH de la solución que se obtiene mezclando 50 mL de KOH 0,1 M con 25 mL
de HF 0,1 M.
R: 12,52
30. ¿Cuál es el pH de la solución que se obtiene mezclando 0,18 moles de NH4 Cl, 0,1 mol de
NH4 OH y 0,01 mol de HCl diluidos a 1 L de solución?
R: 8,93
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31. Al mezclar 80 mL de CH3 COOH 0,3 M con un volumen desconocido de NaOH 0,2 M se
obtiene una solución cuyo pH = 4. Calcule el volumen de NaOH utilizado.
R: 18,5 mL
32. Cuando se titulan 50 mL de ácido ciánico (HOCN) 0,20 M, con NaOH 0,10 M. ¿Cuál será
el pH?
a)
b)
c)
d)
Después de agregar 10.0 mL de base.
Cuando se ha neutralizado la mitad del HOCN.
En el punto de equivalencia.
Cuando se ha añadido 110 mL de base.
R: a) 2,51
b) 3,46
c) 8,14
d) 11,80
33. Se mezclan 100 mL de solución 1 M de NH4 OH con 9,63 g de NH4 Cl y suficiente cantidad
de agua hasta obtener 200 mL de solución.
¿Cuántos gramos de NaOH sólido deben agregarse a la solución anterior para producir
una variación en el pH de 0,09 unidades? Considere que no hay cambio de volumen al
añadir el sólido.
R: 0,516 g
34. a) ¿Cuántos gramos de acetato de sodio sólido anhidro (CH3 COONa), deben añadirse a
100 mL de HCl 0,11 M para obtener una solución amortiguadora de pH = 4,60?
b) Si a la solución se le añaden 10 mL de HNO 3 0,4 M ¿Cuál será el pH de la solución
resultante?
Se supone que el volumen de solución no cambia al añadir el sólido.
R: a) 1,56 g
b) 4,17
35. Escriba una ecuación para la disolución y la expresió n de la constante del producto de
solubilidad para c/u de los siguientes compuestos poco solubles:
a) PbSO 4 b) AgBr c) Mg(OH)2 d) Ag2 CO3 e) Ag2 S
f) MgC2 O4
g) Fe3 (AsO 4 )2
36. A partir de los datos de solubilidad que se dan para los siguie ntes compuestos, calcule sus
constantes del producto de solubilidad.
a) AgI, 2.8.10-6 g/L
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b) BaF2 , 0,012 g/10 mL
c) Ag2 SO4 , 5.7 g/L
d) Ag3 PO4 6.7.10-3 g/L
R: a) 1,4.10-16
b) 1,28.10-6
c) 2,45.10-5
d) 1,77.10-18
37. Calcule las solubilidades molares, concentraciones de los iones constituyentes y
solubilidades en g/L para los siguientes compuestos a 25 ºC.
a) Cromato de estroncio, SrCrO 4
b) Hidróxido de hierro (II) Fe(OH)2
R: a) [Sr2+] = [CrO 4 =] = 6.10-3 M ,
S = 1,22 g/L
b)[Fe2+] = 1,25.10-5 M , [OH-] = 2,5.10-5 M ,
S = 1,12.10-3 g/L
38. Determine la solubilidad en moles/L, del PbBr2 en:
a) agua pura; b) en una solución 0.1 M de NaBr; c) en una solución 0,20 M de Pb(NO 3 )2 .
R: a) 1,16.10-2 M
b) 6,3.10-4 M
c) 2,8.10-3 M
39. Si se mezclan los siguientes volúmenes de las soluciones que se indican ¿se formará un
precipitado?
a) 100 mL de AgNO 3 5.10-4 M y 100 mL de KCl 1,9.10-3 M
b) 200 mL de Pb(NO 3 )2 0.015 M y 100 mL de NaI 0.033 M
c) 200 mL de Ag NO 3 0,015 M y 50 mL de Na2 SO4 0,01 M
R: si : a, b
no: c
40. Se introducen 1.10-4 g AgI en un recipiente y se añade agua hasta obtener un litro de
solución ¿se disolverá o no completamente el AgI?
R: no
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41. Suponga que se desea recuperar la plata de una solución acuosa que contiene un
compuesto soluble de plata, como AgNO 3 , precipitando los iones plata en forma de algún
compuesto insoluble como AgCl.
a) ¿Cuánto cloruro de sodio en g/L, debe añadirse para reducir la [Ag+] a 1.10-8 M?
b) ¿Qué masa de Ag+ quedará en solución?
c) ¿Qué volumen de solución contendrá un gramo de Ag+?
R: a) > 1,05 g/L
b) 1,08.10-6 g/L
c) 9,26.105 L
42. Se desea eliminar iones calcio (Ca++) del agua potable de cierta ciudad añad iéndole
carbonato de sodio anhidro, Na2 CO3 ¿qué concentración final de CO 3 = se requiere para
reducir la [Ca++ ] del agua a 8.10-5 M? ¿Qué volumen de esta solución contiene 1 g de
Ca++? Suponga que no se produce variación de volumen al añadir el carbonato de sodio.
R: 6,10-5 M,
416,7 L
43. Se añade Na2 SO 4 sólido con lentitud a una solución de Pb(NO 3 )2 0,10 M y Ba(NO 3 )2
0,1M
a) ¿En qué orden se formarán el PbSO 4 sólido y el BaSO 4 sólido?
b) ¿Cuál será la concentración del catión (Pb ++ o Ba++) que precipita primero, cuando se
inicia la precipitación del segundo sulfato?
R: a) 1. BaSO 4
2. PbSO 4
b) 6.10-4 M
44. Al mezclar 50 mL de una solución 0,20 M de NaI con 150 mL de una solución 0,02 M de
Pb(NO 3 )2 , ¿precipitará PbI2 ?. Si su respuesta es afirmativa, calcule las concentraciones de
los iones plomo (Pb2+) y yoduro (I-) que quedan en solución.
R: [Pb++ ] = 2,18.10-5 M
[I-] = 0,02 M
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