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Ácido-Base
TEMA-8
Características
ÁCIDOS:
BASES:
· Tienen sabor agrio.
· Tienen sabor amargo.
· Son corrosivos para la piel.
· Jabonosas al tacto pero
· Enrojecen ciertos
corrosivas con la piel.
colorantes vegetales.
· Dan color azul a ciertos
· Disuelven sustancias
colorantes vegetales.
· Atacan a los metales
· Precipitan sustancias
desprendiendo H2.
disueltas por ácidos.
· Pierden sus propiedades al
· Disuelven grasas.
reaccionar con bases.
· Pierden sus propiedades
al reaccionar con ácidos.
Definición de Arrhenius
• Publica en 1887 su teoría de
“disociación iónica”.
• ÁCIDO: Sustancia que en disolución
acuosa cede protones H+.
• BASE: Sustancia que en disolución
acuosa cede iones hidroxilo OH–.
- SE LIMITA A DISOLUCIONES ACUOSAS
Ejemplos de disociación de ácidos y
bases según Arrhenius
• ÁCIDOS:
• HA (aq)  A– + H+
• Ejemplos:
– HCl (aq)  Cl– + H+
– H2SO4 (aq) SO42– + 2 H+
• BASES:
• BOH (aq)  B + + OH–
• Ejemplo:
– NaOH (aq)  Na+ + OH–
Teoría de Brönsted-Lowry.
• ÁCIDOS:
• “Sustancia que cede protones H+ transformándose en su
base conjugada”
• BASES:
• “Sustancia que acepta protones H+ transformándose en su
ácido conjugado”.
B + HA

HB+
+ Abase-1 + ácido-2 ácido c-1 + base c-2
- YA NO SE LIMITA A DISOLUCIONES ACUOSAS
Ejemplos de ácidos y bases según
Brönsted - Lowry
1) CH3-COOH + H2O 
2) NH4+ + H2O 
3) HSO4- +H2O 
4) NH3 + H2O 
5) S2- + H20 
6) HCl + NH3 
7) HS- + OH- 
. Indica los pares ácido-base conjugada que encuentres
Equilibrio iónico del agua.
•
•
La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica
lo que indica que está parcialmente disociada en iones:
– AUTOIONIZACIÓN DE AGUA
H2O(l) + H2O (l) ↔ H3O+(ac) + OH– (ac)
H3O+ · OH–
Kc = ——————
H2O2
Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2
K w  [ H 3 O  ] × [OH - ]
•
conocido como “producto iónico del agua”
agua
Concepto de pH.
(Sörensen Bioquímico danés, en 1909)
• El valor de dicho producto iónico del
agua es:
KW (25ºC) = 10–14 M2
• En el caso del agua pura:
•
———–
+
–
H3O  = OH  =  10–14 M2 = 10–7 M
• Se denomina pH a:
pH   log [H3 O ]
• Y para el caso de agua pura, como
H3O+=10–7 M:
•
pH = – log 10–7 = 7
Tipos de disoluciones
•
•
•
•
•
Ácidas: H3O+ > 10–7 M  pH < 7
Básicas: H3O+ < 10–7 M  pH > 7
Neutras: H3O+ = 10–7 M  pH = 7
En todos los casos: Kw = H3O+ · OH–
luego si H3O+, entonces OH– debe
disminuir para que el producto de
ambas concentraciones continúe
valiendo 10–14 M2
Gráfica de pH en sustancias
comunes
NEUTRO
ÁCIDO
1
2
3
4
BÁSICO
5
6
7
8
9
10
11
12
13
Leche,
Zumo de
Agua mar
limón Cerveza agua Sangre
Amoniaco
potable
14
Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
• Aplicando logaritmos y cambiando el
signo tendríamos:
pH + pOH = 14
• para una temperatura de 25ºC.
• Siendo:
pOH   log [OH ]
Ácidos fuertes y bases fuertes
1.- Ácidos fuertes: En agua están
completamente ionizados. Todo el
ion hidronio (H3O+) proviene de la
ionización total del ácido.
HCl + H2O
Cl- + H3O+
2.- Bases fuertes: En agua están
completamente ionizados. Todo el
ion hidróxido (OH-) proviene de la
ionización total de la base,
normalmente los hidróxidos iónicos.
NaOH + H2O
Na+ + OH-
Actividad: El pH de una disolución acuosa es
12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la
temperatura de 25ºC?
• pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce
que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M
• Como pH + pOH = 14
• pOH = 14 – 12.6 = 1.4
• Como pOH = -log[OH-]
• [OH-] = 10-pOH = 10-1.4 = 0.04 M
 Actividad: Una disolución de ácido sulfúrico tiene una
densidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 % en peso.
a) Calcula su concentración expresada en moles/litro y en
gramos/litro. b) Calcule el pH de una disolución preparada
diluyendo mil veces la anterior. Considera disociación total.
(Sol: a) [H2SO4] = 2,45 mol/L, 240 g/L; b) pH = 2.35 )
Ácidos débiles.
• En disoluciones acuosas diluidas de ácidos:
- (H2O  constante)
- la fuerza de un ácido HA depende de la constante
de equilibrio:
•
HA + H2O ↔ A– + H3O+
A– · H3O+
A– · H3O+
Kc = ——————  Kc · H2O = ——————
HA · H2O
HA
[ A  ]  [H 3 O  ]
K C  [H 2 O ] 
 Ka
[HA]
constante de
 disociación ácida
Bases débiles.
• En disoluciones acuosas diluidas de bases:
- (H2O  constante)
- la fuerza de una Base B depende de la constante de
equilibrio:
•
•
B + H2O ↔ BH+ + OH–
BH+ x OH–
BH+ x OH–
Kc = ——————  Kc x H2O = ——————
B x H2O
B
[BH  ]  [OH  ]
K C  [H 2 O ] 
 Kb 
[B ]
constante de
disociación básica
Ácidos y bases débiles
• Al igual que el pH se denomina pK a:
• pKa= – log Ka
pKb= – log Kb
• Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb
mayor es la fuerza del ácido o de la
base.
Actividad: Determina el pH y el pOH de una disolución
0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5
• Equilibrio:
• co (mol/l):
• ce (mol/l):
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH–
0,2
0
0
0,2 – x
x
x
NH4+ x OH–
x2
Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5
NH3
0,2 – x
• De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M
•
• pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72
• pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28
Simplificación de la ecuación
cuadrática en los equilibrios
-La “x” suma o diferencia que aparece en el equilibrio de disociación de ácidos
o bases débiles se podrá despreciar frente a la concentración inicial del ácido [HA]o
o de la base [B]o sin disociar, siempre que se cumpla:
Co
 103
K
HA + H2O ↔ A- + H3O+
Ka = 1.76 10-5
Co
3
3

8
.
510

10
[C]o Co
0
0
Co = 0.15 M → K
a
[C]e Co-x
x
x
La “x” diferencia se desprecia en la ecuación de Ka
B + H2O ↔ HB+ + OHKb = 1.36 10-3
Co
3

110

10
[C]o Co
0
0
Co = 0.15 M →
Kb
[C]e Co-x
x
x
La “x” diferencia NO se desprecia en la ecuación de Kb
Grado y porcentaje de ionización
Actividad: Calcula el porcentaje de ionización del ácido
acético en una disolución 1 M. Ka (25ºC) = 1,8 · 10–5
CH3-COOH = HA
• Equilibrio:
HA + H2O ↔ A- +H3O+
• co (mol/l):
1
0
0
• ce (mol/l):
1–x
x
x
•
A- x H3O+
x2
Ka = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5
HA
1–x
• Como (Co/Ka)>103 → se desprecia la “x” diferencia.
• De donde se deduce que x = H3O+ = 4,2 x 10–3 M
x 4,2 10
 
c
1
3
3
 4,2 10  (%)  100  0,42%
Ácidos polipróticos
• Son aquellos que pueden ceder más de un
H+. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.
• Existen pues, tantos equilibrios como H+
disocie:
• H2CO3 + H2O ↔ HCO3– + H3O+
• HCO3– + H2O ↔ CO32– + H3O+
•
HCO3–  · H3O+
Ka1 = ————————
H2CO3
• Ka1 = 4,5 · 10–7 M
CO32–  · H3O+
Ka2 = ———————
HCO3– 
Ka2 = 5,7· 10–11 M
• La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
Actividad: Sabiendo que el ácido sulfúrico tiene una
ionización de ácido fuerte seguida de una segunda
ionización de ácido débil, Ka2 = 1,1 x 10–2 , calcula las
concentraciones de los iones H3O+, HSO4-, SO42– en
una disolución de H2SO4 0,5M.
Equilibrio 1: H2SO4 + H2O → HSO4– + H3O+
co (mol/l):
0,5
0
0
cf (mol/l):
0
0,5
0,5
HSO4– + H2O ↔ SO42– + H3O+
0,5
0
0,5
0,5 – x
x
0,5 + x
Equilibrio 2:
co (mol/l):
ce (mol/l):

SO H O 
x ( 0 ,5  x )
k 
 1,1 10 
 x  0 , 011
HSO 
0 ,5  x
SO   0 ,011 M ; ; ; HSO   0 , 49 M ; ; ; H O   0 ,51 M
2
4
a2
2
4

2
3

4

4

3
Actividad: Sabiendo que las constantes de acidez del
ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10–3, Ka2 = 6,2 x 10–8 y
Ka3 = 2,2 x 10–13, calcular las concentraciones de los
iones H3O+, H2PO4–, HPO42– y PO43– en una disolución
de H3PO4 0,08M.
Equilibrio 1: H3PO4 + H2O ↔ H2PO4– + H3O+
co (mol/l): 0,08
0
0
ce (mol/l): 0,08 – x
x
x
[H 2 PO4 ]  [H3O  ]
x2
K a1 

 7,5  10 3 M
[H3 PO4 ]
0,08  x
 x = 0,021
[H2 PO4 ]  [H3O  ]  0,021 M
Equilibrio 2: H2PO4– + H2O ↔ HPO42– + H3O+
co (mol/l):
0,021
0
0,021
ce (mol/l):
0,021 – y
y
0,021 + y
K a2
[ HPO 42  ]  [ H 3 O  ] y  (0,021  y ) 0,021 y
8
=



6,
2

10
M

0,021  y
0,021
[ H 2 PO 4 ]
 y = 6,2 x 10–8 M
[ HPO 42  ]  6, 2  10  8 M
Equilibrio 3: HPO42– + H2O ↔ PO43– + H3O+
co (mol/l):
6,2 x 10–8
0
0,021
ce (mol/l):
6,2 x 10–8– z
z
0,021 + z
K a2
[ H 3 PO 4 ]  [ H 3 O  ] z  (0,021  z )
0,021 z
 13



2,
2

10
M
=
2
8
8
[ H PO 4 ]
6, 2  10  z
6, 2  10
 z = 6,5 x 10–19 M
[ PO 43  ]  6,5  10  19 M
Sustancias anfipróticas
- Una molécula o ión anfiprótico puede dar o aceptar un protón,
actuando ya sea como un ácido o una base.
HS- + H2O  S2- + H3O+
HS- + H2O  H2S + OH- El agua, los aminoácidos, los iones hidrogenocarbonato y los iones
hidrógenosulfuro son ejemplos comunes de especies anfipróticas.
- Ya que pueden dar un protón, todas las sustancias anfipróticas
contienen átomos de hidrógeno.
Actividad: Los aminoácidos son los componentes de las proteínas
y están constituidos por un grupo amino y un grupo carboxilo:
R-CH-COOH Justifica su carácter anfiprótico al reaccionar con:
a) iones hidroxilo OHNH2
b) iones hidronio H3O+
c) el agua (medio neutro) → Estado dipolar iónico (zwitterion)
Relación entre Ka y Kb para un par
ácido/base conjugada
•
•
•
•
Equilibrio de disociación de un ácido:
HA + H2O ↔ A– + H3O+
Reacción de su base conjugada con el agua:
A– + H2O ↔ HA + OH–
A– x H3O+
HA x OH–
Ka = —————— ;
Kb = ——————
HA
A–
•
A– x H3O+ x HA x OH–
Ka x Kb = ———————————— = KW
HA x A–
•
K w  K a Kb
Hidrólisis de sales
• Es la reacción de los iones de una sal con el agua.
Tipos de hidrólisis.
• Según procedan el catión y el anión de un ácido o una
base fuerte o débil, las sales se clasifican en:
• Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
– Ejemplo: NaCl
• Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
– Ejemplo: NaCN
• Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
– Ejemplo: NH4Cl
• Sales procedentes de ácido débil y base débil.
– Ejemplo: NH4CN
Sales procedentes de ácido
fuerte y base fuerte.
• Ejemplo: NaCl (cloruro de sodio)
• NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el
Na+ como el Cl– apenas reaccionan con agua.
Es decir los equilibrios:
• Na+ + 2 H2O
NaOH + H3O+
• Cl– + H2O
HCl + OH–
• están muy desplazado hacia la izquierda. La
reacción con el agua apenas se forma
• pH = 7 (dis. Neutra) al no existir exceso de
H3O+ u OH-
Sales procedentes de ácido
débil y base fuerte.
• Ejemplo: CH3–COONa (acetato de sodio)
• SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que
el Na+ NO reacciona con agua,
Na+ + 2 H2O →
NaOH + H3O+
pero el CH3–COO– proviene de un ácido
débil y SÍ reacciona con el agua (se hidroliza):
• CH3–COO– + H2O ↔ CH3–COOH + OH–
lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).
Actividad: a) Calcula la constante de hidrólisis del cianuro de potasio
si sabemos que la Ka del ácido cianhídrico vale 4,9 · 10–10 .
b) Calcula el pH de una disolución 0.5 M de cianuro de potasio.
•
•
•
•
Disociación de la sal:
KCN + H2O
K+ + CNHidrólisis del K+: No existe
Hidrólisis del CN-: Si que existe por
tratarse el HCN de un ácido débil
•
CN– + H2O ↔ HCN + OH–
•
KW
10–14
Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5
Ka
4,9 x 10–10
Sales procedentes de ácido
fuerte y base débil.
• Ejemplo: NH4Cl (cloruro de amonio)
• SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya
que el NH4+ proviene de una base débil y
reacciona con agua mientras que el Cl– no
lo hace de forma significativa:
• NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
• lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).
Actividad: a) Calcula la constante de hidrólisis del cloruro de
amonio si sabemos que la Kb del amoníaco vale 1,8 · 10–5 .
b) Calcula el pH de una disolución 0.5 M de cloruro de
amonio.
•
•
•
•
Disociación de la sal:
NH4Cl + H2O
NH4+ + ClHidrólisis del Cl-: No existe
Hidrólisis del NH4+: Si que existe por
tratarse el NH3 de una base débil
•
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
•
KW
10–14
Ka = —— = —————— = 5,6 x 10–10
Kb
1,8 x 10–5
Sales procedentes de ácido
débil y base débil.
• Ejemplo: NH4CN (cianuro de amonio)
• En este caso tanto el catión NH4+ como el
anión CN– se hidrolizan y la disolución será
ácida o básica según el valor de las
constantes de hidrólisis.
• Como Khb(CN–) = 2 · 10–5 M y
Kha(NH4+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la
disolución es básica ya que
Khb(CN–) > Kha(NH4+)
Actividad: Razone utilizando los equilibrios
correspondientes, si los pH de las disoluciones que se
relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros.
a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M;
c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
a) Acetato potásico: pH básico,
sico ya que
CH3–COO– + H2O ↔ CH3–COOH + OH–
por ser el ác. acetico débil, mientras que el K+ no
reacciona con agua por ser el KOH base fuerte.
b) nitrato sódico: pH neutro,
neutro ya que ni el anión
NO3– ni el catión Na+ reaccionan con agua por
proceder el primero del HNO3 y del NaOH el
segundo, ambos electrolitos fuertes.
c) Sulfato amónico: pH ácido,
cido ya que
NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
por ser el amoniaco débil, mientras que el
SO42– no reacciona con agua por ser el H2SO4
ácido fuerte.
d) hidróxido de bario: pH básico pues se trata
de una base fuerte (los hidróxidos de los
metales alcalinos y alcalino-térreos son bases
bastantes fuertes)
Grado y porcentaje de hidrólisis
Actividad: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el
pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de
NaCN 0,01 M.
•
• Co (M)
• Ce (M)
CN– + H2O ↔ HCN + OH–
0,01
0
0
0,01-x
x
x
HCN x OH–
x2
2,5 · 10–5 = —————— = ——————
CN–
0.01-x
• Sabiendo que x =c se obtiene que  = 0,05
–14 M2
•
K
10
W
–11 M
H3O+ = ———
=
——————
=
2,0
x
10
OH–
0,01 M x 0,05
•
• pH = – log H3O+ = – log 2,0 x 10–11 M = 10,7
Valoración ácido-base
• Consiste es medir la
concentración de un ácido
o de una base a partir de
la sustancia contraria
(base o ácido) de
concentración conocida.
• Tendremos una reacción
de neutralización.
BURETA
PIPETA
MATRAZ
AFORADO
PROBETA
VASO
PRECIPITADOS
MATRAZ
ERLENMEYER
Neutralización ácido-base.
• La neutralización de un ácido/base con una base/ácido
de concentración conocida se alcanza cuando:
n(OH–) = n(H3O+) PUNTO DE EQUIVALENCIA
• La reacción de neutralización:
a HA + b B(OH)  SAL + H2O
• El pH en el punto de equivalencia dependerá de la
HIDRÓLISIS de la sal formada.
• La relación molar en el punto de equivalencia:
n( HA)
a

n[ B(OH )] b
Actividad: 100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan
con 25 ml de una disolución 2M de Al(OH)3 ¿Cuál será la
concentración molar del ácido sulfúrico?.
n(Al(OH)3=V·M = 25 10-3 L·2M=50 10-3 moles
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3  Al2(SO4)3 + 6 H2O
n(H2SO4)
3
————— = —
n[Al(OH)3 ]
2
• n(H2SO4) = 75 10-3 mol
•
n (H2SO4)
75 10-3 mol
[H2SO4] = ————— = ———— = 0,75 M
V(H2SO4)
0.1 L
Actividad: Si 10,1 ml de vinagre han necesitado 50,5 ml de
NaOH 0,2 M para su neutralización. a) Cuál será la molaridad
del ácido en el vinagre; b) Suponiendo que su acidez se debe
al ácido acético (ácido etanoico). ¿Cuál es el porcentaje en
peso del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1,06
g/ml?
HA + NaOH →NaA + H2O
n(HA) = n(NaOH)
Va[HA] = Vb[NaOH]
50,5 ml x 0,2 N
[HA] = —————— = 1 M
10,1 ml
• a)
• b) Supongamos que tenemos un litro de vinagre:
• m(HA) = Molaridad x Mm x V =
= 1 mol/L x 60 g/mol x 1 L = 60 g
•
m(HA)
60 g
% = ———— x 100 = ——— x 100 = 5,66 %
m(vinagre)
1060 g
¿Cómo sabremos que se ha llegado al punto de
equivalencia?
Indicadores de pH
•
•
Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida
a la forma básica:
HIn + H2O ↔ In– + H3O+ Ka
En medio ácido domina el color de la forma HIn, en medio
básico domina el color de la forma In-
•
Intervalo de viraje ≈ 2 unidades de pH
¿Qué indicador elegiremos para una determinada
reacción de neutralización?
Aquel cuyo intervalo de viraje contenga el pH del
punto de equivalencia o esté próximo al mismo.
a.- El instante en el que se observa el cambio de color del indicador se denomina
PUNTO FINAL de la valoración.
b.- El punto final debe coincidir lo más exactamente posible con el punto de
equivalencia.
c.- La diferencia entre ambos puntos constituye el error de valoración. El error se
disminuye si la concentración de indicador es la “adecuada”, sin exceso.
Curva de valoración
pH = f(V)
- Se puede determinar:
a.- teóricamente punto a punto
b.- experimentalmente con un pH-metro
Exceso de KOH
Punto de equivalencia
pH = 7
http://www.gobiern
odecanarias.org/e
ducacion/3/Usrn/le
ntiscal/1CDQuimicaTIC/index.htm
Curva de valoración del
HNO3 con KOH
¿Qué dos indicadores utilizarías?
Exceso de HNO3
Actividad: Calcula el pH de las siguientes disoluciones:
a) 30 mL HNO3 0.1 M + 20 mL KOH 0.1 M
Exceso de HNO3
b) 30 mL HNO3 0.1 M + 30 mL KOH 0.1 M
Punto equivalencia
c) 30 mL HNO3 0.1 M + 40 mL KOH 0.1 M
Exceso de KOH
d) 30 mL HAc 0.1 M + 20 mL KOH 0.1 M
Exceso de HAc
e) 30 mL HAc 0.1 M + 30 mL KOH 0.1 M
Punto equivalencia
f) 30 mL HAc 0.1 M + 40 mL KOH 0.1 M
Ka(HAc) = 1.8 10-5
Exceso de KOH
(Sol: a) 1.7; b) 7; c) 12.2; d) 5.1 ; e) 8.7; f) 12.2)
Curvas de valoración:
a) HNO3 con KOH
b) CH3 –COOH con KOH
(pH = 8.5)
(pH = 7)
Disoluciones amortiguadoras
de pH (tampón)
• Son capaces de mantener el pH después de
añadir pequeñas cantidades tanto de ácido
como de base. Están formadas por:
• Disoluciones de ácido débil + sal de dicho
ácido débil con catión neutro:
– Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
• Disoluciones de base débil + sal de dicha
base débil con anión neutro:
– Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.
Actividad: Calcular el pH de una disolución tampón formada
por una concentración 0,2 M de ácido acético y 0,2 M de
acetato de sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M.
• El acetato está totalmente disociado:
CH3–COONa + H2O  CH3–COO– + Na+
Co (M)
0.2
0
0
Cf (M)
0
0.2
0.2
• El ácido acético se encuentra en equilibrio con su
base conjugada (acetato):
• H2O + CH3–COOH ↔ CH3–COO– + H3O+
• co (M)
0,2
0,2
0
• ce (M)
0,2 – x
0,2 + x
x
•
CH3–COO–  · H3O+
(0,2+x) · x
1,8 · 10–5 M = ————————— = ——————
CH3–COOH
(0,2 – x)
• De donde se deduce que:
• x = H3O+ = 1,8 · 10–5 M
•
pH = – log H3O+ = 4,74
Actividad: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior al
añadir a un 1 litro de la misma : a) 0,01 moles de NaOH;
b) 0,01 moles de HCl?
a) Al añadir NaOH, el equilibrio se desplaza hacia la
derecha:
CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+
Las nuevas concentraciones iniciales:
[CH3COOH]o = (0,2 –0,01)/1 M = 0,19 M
[CH3COO–]o = (0,2 + 0,01)/1 M = 0,21 M
H2O + CH3–COOH ↔ CH3–COO– + H3O+
co (M)
0,19
0,21
0
ce (M)
0,19 – x
0,21 + x
x
1,8 ·
10–5 M
(0,21 + x) · x
= ———————
(0,19 – x)
De donde se deduce que x = H3O+ = 1,63 · 10–5 M
pH = – log H3O+ = 4,79
b) Al añadir HCl, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda:
CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+
Las nuevas concentraciones iniciales:
[CH3COOH]o = (0,2 + 0,01) /1 M = 0,21 M
[CH3COO–]o = (0,2 –0,01) /1 M = 0,19 M
Repitiendo el proceso obtenemos que pH = 4,70