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Ejercicios de Ácidos y Bases. 1.-El ácido hipocloroso (HClO) es un ácido débil cuya constante de ionización en agua es Ka = 3,0 10–8. Si se añaden 26,25 g de ácido hipocloroso en la cantidad de agua necesaria para obtener 500 ml de disolución. Calcule: a) El grado de disociación b) El pH de la disolución resultante Nota: despreciar los protones procedentes de la ionización del agua. Datos: mas. Atóm. (O) = 16; mas. Atóm. (Cl) = 35,5; mas. Atóm. (H) = 1. Este es facil para empezar, te propongo que lo hagas tu. 2.- a) Señalar de forma razonada de las siguientes especies químicas las que son ácidos o bases según la teoría de Brönsted-Lowry, e indicar (escribiendo la correspondiente reacción) la especie conjugada (en disolución acuosa) de cada una de ellas: CN  ; NH4 ; SO42

b) Indique, razonando la respuesta, el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas de las siguientes sales: 1) KCl; 2) NH4NO3 y 3) CH3COONa SOLUCIÓN 

1 El anión CN según Brönsted-Lowry puede captar protones al reaccionar con otra sustancia que los tenga, por tanto es una base. En agua, su equilibrio de basicidad es: CN   H 2 O

HCN  OH

 El ácido conjugado del CN es el HCN



2 El catión NH 4 puede desprender protones cuando reaccione con otra sustancia que los pueda captar. Por tanto es un ÁCIDO. (No puede captar protones, ya 2 que la especie NH 5 no existe). En agua, su equilibrio de acidez es:

NH 4  H 2 O

NH  H3 O

La base conjugada del

NH 4

es el

amoniaco, NH3 . 2

3 El anión SO4 según Brönsted-Lowry puede captar protones al reaccionar con otra sustancia que los tenga, por tanto es una base. En agua, su equilibrio de basicidad es:

1

SO24   H2 O

HSO  OH 

2  El ácido conjugado del SO4 es el HSO4

Advertencia: En las reacciones, los cuadrados son flechas.

Apartado b) 



4 KCl. En disolución acuosa se disocia totalmente en sus iones: KCl  K  Cl . Estos iones no presentan comportamiento ácido-base, ya que vienen de base fuerte (KOH) y ácido fuerte (HCl) respectivamente, con lo cual no tienen posibilidad de reaccionar con el disolvente para formar sus conjugados. Por ello, una disolución de KCl será neutra. 5 NH4NO3. En disolución acuosa se disocia totalmente en sus iones: NH 4NO 3 NH4  NO3 . 

El anión NO3 no presenta comportamiento ácido-base, ya que viene de ácido fuerte (HNO3), con lo cual no tiene posibilidad de reaccionar con el disolvente para formar su conjugado. 

El catión NH 4 es un ácido débil en agua, con lo cual en disolución acuosa establecerá su equilibrio de acidez: NH 4  H 2 O

NH  H3 O

Por tanto, una disolución acuosa de NH4NO3 será ÁCIDA. 6 CH3COONa. En disolución acuosa se disocia totalmente en sus iones: CH3COONa  CH3COO  Na

El Na+ no presenta comportamiento ácido-base, ya que viene de base fuerte (NaOH), con lo cual no tiene posibilidad de reaccionar con el disolvente para 

formar su conjugado. El anión CH3COO es una base débil en agua, con lo cual en disolución acuosa establecerá su equilibrio de basicidad: CH3COO  H2O

CH COOH OH

Así pues, una disolución acuosa de CH3COONa tendrá carácter BÁSICO.

3.-Se desean preparar 200 ml de ácido clorhídrico (HCl) 0,4 M a partir de un ácido comercial de 1,18 g/ml de densidad y una riqueza del 36,2% en peso . Calcular: a) Molaridad del ácido comercial. 2

b) ¿Cuántos ml de ácido comercial se necesitan? c) Calcular el pH obtenido al añadir 15 ml de hidróxido sódico 0,15 M a 5 ml de ácido clorhídrico 0,4 M. d) ¿Cuántos ml de hidróxido sódico 0,15 M neutralizan a 5 ml de ácido clorhídrico 0,4 M? Datos: mas. Atóm. (Cl) = 35,5; mas. Atóm. (H) = 1. SOLUCIONES

Apartado a) Para el cálculo de la molaridad del ácido comercial procedemos a determinar la cantidad de ácido puro que hay en el ácido comercial de las características indicadas, para lo cual tomamos como referencia un litro de dicho ácido comercial. Como la densidad del ácido es 1,18 g/ml, un litro del mismo tendrá una masa de: d = m / V, de donde m = d · V = 1,18 g/ml x 1000 ml = 1180 g es decir, un litro de ese ácido comercial tendrá una masa de 1 180 gramos. Para determinar la cantidad de ácido puro tenemos en cuenta que su riqueza comercial es del 36,2%, por lo tanto la cantidad de ácido puro presente en un litro de muestra comercial es: 1180 x 36,2/100 = 427,16 gramos de HCl puro Estos gramos de HCl, convertidos en moles son: moles HCl 

Así pues, la molaridad será: M 

427,16 g 11,7 moles 36,5 g/mol

moles soluto 11,7   11,7 mol/L Vdisolución (L) 1

Apartado b) Calculamos cuántos moles de ácido clorhídrico puro se necesitan para preparar la disolución 0,4 molar: n.º moles (HCl) = V x [HCl] = 0,200 L x 0,4 mol/L = 0,08 moles Estos moles deben venir de la disolución de ácido comercial, con lo cual, como conocemos la molaridad de esta disolución comercial (apartado a)), podemos calcular el volumen que se necesita de esta:

3

M

moles soluto Vdisolución (L)

Vdisolución (L) 

moles soluto 0,08   0,00684 L M 11,7

Así pues, será necesario tomar 6,84 mL de disolución comercial para preparar 200 mL de disolución 0,4 molar. Apartado c) La mezcla del NaOH y el HCl tendrá un volumen total de 20 mL. Calculamos la nueva concentración de las dos sustancias en la mezcla elaborada (al variar el volumen cambia la concentración): El factor de dilución para el NaOH ha sido de: del NaOH en la mezcla será de:

3  0,15 M  0,1125 M . 4

El factor de dilución para el HCl ha sido de: HCl en la mezcla será de:

15 mL 3  , con lo cual la concentración 20 mL 4

5 mL 1  , con lo cual la concentración del 20 mL 4

1  0,4 M  0,1 M . 4

Al encontrarse en la misma disolución el NaOH (base fuerte) y el HCl (ácido fuerte) reaccionan entre sí neutralizándose. Establecemos la ecuación de la reacción de neutralización, y la tabla que nos permite relacionar las concentraciones iniciales y las concentraciones una vez finalizada la reacción: +

NaOH Conc. iniciales (mol/L) 0,1125 Conc. finales (mol/L)

0,1125 0,0125

–

0,1

=

HCl

→ NaCl

+

0,1

0

0

0,1 – 0,1 = 0

0,1

0,1

H2O

Vemos que al finalizar la reacción ha sobrado hidróxido sódico y el ácido clorhídrico se ha consumido por completo. Se ha formado NaCl y H2O. El NaCl es una sal que se disocia en sus iones ( Na  y Cl ). Estos iones no presentan comportamiento ácido-base. Por ello, el pH de la disolución resultante de la mezcla será el proporcionado por el NaOH sobrante de la neutralización:

4

 Na+

NaOH

+

OH 

Conc. iniciales (mol/L) 0,0125

0

0

Conc. finales (mol/L)

0,0125

0,0125

0

pOH   log OH     log0,0125  1,903  f pH  14  pOH  14  1,903  12,097

Apartado d) Calculamos los moles de HCl que se desea neutralizar: M

moles soluto Vdisolución (L)

moles HCl  M Vdisolución(L) 0,4 0,005 0,002 moles

Según la estequiometría de la reacción de neutralización, para neutralizar un mol de HCl se necesita 1 mol de NaOH, con lo cual, en este caso necesitamos utilizar 0,002 moles de NaOH. Calculamos cuántos mL de NaOH 0,15 M se necesitan para proporcionar estos 0,002 moles: M

moles soluto Vdisolución (L)

Vdisolución(L) 

moles soluto 0,002   0,013333 L M 0,15

Así pues, 13,33 mL de NaOH 0,15 M neutralizan a 5 mL de ácido clorhídrico 0,4 M

4.-El ácido nitroso es un ácido débil, con una constante de disociación K a  4,3  10 4 . a) Escriba la reacción de neutralización del ácido nitroso con hidróxido de bario. b) Calcule la concentración que ha de tener una disolución de ácido nitroso si queremos que su pH sea igual al de una disolución de ácido clorhídrico 0,01 M . c) Determine la masa de hidróxido de bario necesaria para neutralizar 10 cm3 de la disolución de ácido nitroso del apartado b). Datos: masas atómicas: H = 1, N = 14, O = 16, Ba = 137,3. SOLUCIONES Apartado a) La reacción de neutralización del ácido nitroso con hidróxido de bario, ajustada, es:

5

2HNO2  Ba  OH 2  Ba  NO2  2  2H 2 O

Apartado b)  Disolución de ácido nitroso “y” molar: HNO2

 NO 2

H 2O

+

Conc. iniciales (mol/L) y

_______

+

0

H3O 

0

Conc. en el equilibrio y–x _______ x x (mol/L) Aplicamos ahora la ecuación de la constante de acidez del ácido, que es la constante que corresponde al equilibrio planteado:

K a (HNO 2 )  4,3 104 

 H3 O    NO2     eq   eq

x2 y x

HNO 2 eq



x·x x2  y x y x

(Ecuación *)

 Disolución de HCl 0,01 M. Al ser el HCl un ácido fuerte, en disolución se disocia totalmente en sus iones:  H+

HCl

+ Cl–

Conc. iniciales (mol/L) 0,01

0

0

Conc. Finales (mol/L)

0,01

0,01

0

Para que la disolución de HNO2 tenga el mismo pH que la disolución de HCl, la concentración de protones en ambas disoluciones. Así pues, igualando ambas concentraciones se obtiene el valor de x:  H     DISOLUCIÓN HNO 2  x  0,01   H DISOLUCIÓN HCl

Sustituimos este valor en la ecuación *: 4,3 10

4



0,012 y  0,01



4,3 104 y  4,3 10 6  1 10  4

4,3 10 

4

 y  0,01  1 10  4 4,3 10  4y 1,043 10  4

 y

1,043 10 4 4,3  10 4

 0,2426 M

6

Así pues, la concentración que ha de tener una disolución de ácido nitroso si queremos que su pH sea igual al de una disolución de ácido clorhídrico 0,01 M, es de 0,2426 M. Apartado c) Calculamos los moles de HNO2 que queremos neutralizar: moles HNO 2  Molaridad  V(L)  0,2426 mol

L





 10 10  3 L  2,426 103moles

Según la estequiometría de la reacción de neutralización (apartado a)), para neutralizar 2 moles de ácido nitroso se necesita 1 mol de hidróxido de bario, es decir, la mitad de moles. Entonces 2, 426  10 2

para 3

neutralizar

2,426 10 3 moles de

HNO2,

se

necesitarán

 1, 213  10 3 moles Ba(OH) 2

que en gramos son: gramos Ba(OH)2  1, 213 103 moles  137,3  16  2  1 2 g/ mol  0, 2078 g 171,3

5. Se tiene una disolución de hidróxido de potasio del 2,380% en masa y densidad 1,020 g cm–3. a) Calcule el pH de la disolución. b) Se utiliza esta disolución para valorar 20,0 cm3 de una disolución de ácido sulfúrico y se llega al punto de equivalencia con un volumen de 18,2 cm3. Calcule la molaridad del ácido sulfúrico. c) Explique el procedimiento que se seguiría en el laboratorio para llevar a cabo la valoración anterior, indicando el material y el indicador usados. ¿Se podría tirar por la pica del laboratorio la disolución de ácido una vez valorada? Datos: K = 39,1; H = 1,0; O = 16,0. SOLUCIONES

Apartado a) La molaridad de la disolución de hidróxido de potasio, KOH, será:

M

densidad disolución (g/L) riqueza(%) Mr(soluto) 100

Cambiamos las unidades de la densidad (de g cm–3 a g / L o, lo que es lo mismo g / dm3):

7

1, 020

g cm 3



g 1000 cm3  1020 3 1 dm dm3

Así pues:

M

1020  2, 380  0, 4327 mol/L 39,1 16 1 100

El KOH se disocia totalmente en agua. Es una base fuerte. Establecemos una tabla que relaciona las concentraciones antes y después de la disociación: KOH

 K+

+

OH 

Conc. iniciales (mol/L) 0,4327

0

0

Conc. finales (mol/L)

0,4327

0,4327

0

Calculamos el pOH de la disolución:   log  0,4327   0,3638 pOH   log OH   final

Calculamos ahora el pH de la disolución:

pH 14  pOH  14  0,3638  13,6362 13,64

Apartado b) La reacción que se produce en la valoración entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de potasio es:

H2SO4  2KOH  K2SO4  2H2 O Calculamos los moles de KOH consumidos en la valoración: moles KOH  Molaridad  V(L)  0,4327 18,2 103   7,875 103 moles

Calculamos, utilizando la estequiometría de la reacción de valoración, los moles de ácido sulfúrico que había en la muestra valorada:

1 mol H2SO4 x moles H 2SO 4  2 moles KOH 7, 875 103 moles KOH x

7,875 10 2

3

  3, 94  10 3 moles H 2SO 4

Calculamos por último la molaridad de la disolución valorada: 8

M

moles soluto 3, 94 103   0,197 mol/L V(L) 20  103

Apartado c)  Material de laboratorio: – Bureta de 25 mL, pipeta aforada (o de doble aforado) de 20 ml. Si no se dispone de ellas, podría usarse una pipeta graduada de 25 mL, aunque esto llevaría a un error algo mayor. – Soporte para buretas. – Matraz erlenmeyer de 125 o 250 mL. – Cuentagotas o pipeta Pasteur. – Embudo pequeño. – Vaso de precipitados de 50 mL. – Frasco limpiador con agua destilada.  Reactivos: al estar valorando un ácido fuerte con una base fuerte (punto de equivalencia con pH = 7), podremos utilizar cualquiera de los siguientes indicadores: rojo de fenol (6,4 amarillo – 8,2 rojo), azul de bromotimol (6,0 amarillo – 7,6 azul), fenolftaleína (8,2 incoloro – 9,6 rosa intenso), rojo de metilo (4,4 rojo – 6,2 rojo anaranjado).  Procedimiento: se carga una bureta de 25 mL (por ejemplo usando un vaso de precipitados de 50 mL) con la disolución de hidróxido de potasio. Nos podemos ayudar con un pequeño



embudo. Hay que evitar dejar burbujas de aire dentro de la bureta y tener cuidado con los derrames. Dejamos la bureta colocada en un soporte adecuado. Con una pipeta aforada (o de doble aforado), pipeteamos, con la ayuda de una pera o de otro utensilio de aspiración, 20 mL de la disolución de H2SO4 y lo dejamos caer dentro de un matraz Erlenmeyer de 125 o 250 mL. A continuación podemos lavar las paredes del erlenmeyer con un poco de agua destilada. Añadimos a la disolución del Erlenmeyer 2 o 3 gotas de indicador. Colocamos el Erlenmeyer debajo de la bureta con KOH. Abrimos la llave de la bureta y dejamos lentamente caer disolución de KOH sobre la de H2SO4 del Erlenmeyer, agitando en todo momento (bien manualmente o mediante algún agitador magnético) el Erlenmeyer para homogeneizar la mezcla. Cuando veamos que el indicador está próximo a cambiar de color añadiremos la disolución de KOH gota a gota y seguimos agitando hasta observar que se produce dicho cambio de color. En ese momento, cerramos la llave de la bureta y anotamos el volumen consumido de disolución de KOH (evitando errores de paralaje).

 La disolución que queda en el Erlenmeyer después de la valoración es neutra, ya que está compuesta por sulfato de potasio, K2SO4 (cuyos iones no actúan ni 9

como ácido ni como base) y agua, con lo cual se puede tirar al desagüe sin que esto suponga un riesgo o problema ambiental.

6.-Las disoluciones de ácido “fórmico” (ácido metanoico, HCOOH) pueden producir dolorosas quemaduras en la piel; de hecho, algunas hormigas (“formica”) utilizan este ácido en sus mecanismos de defensa. Se dispone de 250 mL de una disolución de ácido metanoico que contiene 1,15 g de este ácido. a) Calcule el pH de esta disolución b) Si a 9 mL de la disolución anterior se le añaden 6 mL de una disolución de NaOH 0,15 M, explique si la disolución resultante será ácida, neutra o básica Datos: Ka (ácido fórmico) = 2·10–4. Masas atómicas: H: 1, C: 12, O: 16. SOLUCION Apartado a) Calculamos la concentración inicial, en moles/litro, del ácido fórmico: Mr (HCOOH)  2  1 12  2  16  46 g / mol ; ni ( HCOOH ) 

HCOOH i 

m 1,15   0,025 moles Mr 46

ni 0,025   0,1 mol/L V 0,250

Establecemos la ecuación del equilibrio de acidez del HCOOH, y la tabla que nos permite relacionar las concentraciones iniciales y las concentraciones una vez alcanzado el estado de equilibrio:

HCOOH (aq) Conc. Iniciales 0,1 (mol/L) Conc. en el equilibrio 0,1– x (mol/L)

+

H2 O (aq)

 HCOO  (aq)

+

 H3 O (aq)

_______

0

0

_______

x

x

(llamamos x a la concentración de ácido fórmico que se consume hasta que se alcanza el estado de equilibrio).

10

Aplicamos ahora la ecuación de la constante de acidez del ácido fórmico, que es la constante que corresponde al equilibrio planteado:   H O   HCOO  (HCOOH)  

Ka

3

eq

HCOOH eq

eq

(1)

Sustituyendo en (1) el valor de Ka (enunciado) y el de las concentraciones en el equilibrio (tabla de equilibrio), obtenemos una ecuación que nos permite calcular el valor de x:

x x x2  0,1  x 0,1  x

2  10 4 

2  10  4  0,1  x   x 2 ;

0,2  10 4  2  10 4 x  x 2 ;

x 2  2  10 4 x  0,2  10 4  0 x  4,37325  10 3 moles (La otra solución de la ecuación es negativa, y por tanto, no es válida en este caso.) Conocido ya el valor de x, podemos calcular el valor de la concentración de las especies presentes en el estado de equilibrio:

HCOOH eq

H O  3



eq

 0,1  x  0,09563 mol/L; HCOO  eq  3

 x  4,373  10

x

4,373  103 mol/L

mol/L

El valor del pH de la disolución será:



pH   log H3O



eq

3

  log 4,373  10

 2,36 , que es un pH ácido (7). Al estar el ácido en exceso, la disolución resultante será ácida.

12

7.-Una disolución de ácido nitroso, HNO2, tiene un pH de 2,5. Calcule : a) La concentración de ácido nitroso inicial. b) La concentración de ácido nitroso en el equilibrio. c) El grado de disociación del ácido nitroso en estas condiciones, expresado en porcentaje. d) Si a 10 mL de la disolución anterior se le añaden 5 mL de una disolución de hidróxido de sodio 0,10 M, razone si la disolución resultante será ácida, neutra o básica. Dato: constante de acidez del ácido nitroso, Ka = 4,5·10–4.

Apartado a) Establecemos la ecuación del equilibrio de acidez del HNO2, y la tabla que nos permite relacionar las concentraciones iniciales y las concentraciones una vez alcanzado el estado de equilibrio: HNO2 (aq)

+ H 2 O (aq)

  NO2 (aq)

+

H3 O (aq)

Conc. Iniciales (mol/L) y

_______

0

0

Conc. en el equilibrio y–x (mol/L)

_______

x

x

(llamamos x a la concentración de ácido nitroso que se consume hasta que se alcanza el estado de equilibrio). Nos dan como dato el pH de la disolución. A partir ...