Ejercicios resueltos Acido Base PDF

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Ejercicios resueltos Acido Base...

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5.-Reacciones de transferencia de protones

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES EJERCICIOS Y PROBLEMAS RESUELTOS -

-

1. Dadas las especies: NH3, CN , HI, HS . Escribir reacciones que justifiquen su carácter ácido o básico, en disolución acuosa, e identifica en cada reacción los pares ácido-base conjugados. +

-

-

NH3 + H2O ⇔ NH4 +OH B.1 Ac.2 Ac.1 B.2 -

-

HS + H2O ⇔ S2 + H3O Ac.1 B.2 B.1 Ac.2

-

CN + H2O ⇔ HCN + OH B.1 Ac.2 Ac.1 B.2

+

-

-

HI + H2O ⇔ I + H3O+ Ac.1 B.2 B.1 Ac.2

-

HS + H2O ⇔ H2S + OH B.1 Ac.2 Ac.1 B.2 Especie anfiprótica

2. Hallar el pH en: a) una disolución 0,2 M de hidróxido sódico. b) una disolución 0,05M de ácido nítrico. c) de una disolución 0,1 M de hidróxido de calcio R// 13,3 1,3 13,3 El NaOH, el HNO3 y el Ca(OH)2 son electrolitos fuertes, por ello en disolución acuosa, puede considerarse que se disocian iónicamente en su totalidad: + a) NaOH es una base de Arrhenius: NaOH → Na + OH pOH= -log(OH ) = -log 0,2 pH= 14-pOH = 14+log(OH ) = 13,3 -

+

+

pH=-log(H ) = -log 0,05 = 1,3

b) HNO3 → NO3 + H +

-

c) Ca(OH)2 → Ca2 + 2OH I) 0,1 F) 0,1 0,2

pOH=-log0,2 pH=14+log0,2 = 13,3

3 Ordenar por fuerza ácida creciente las especies:H2SO3 (pK1 = 1,81), HCOOH (pKa =3,75) y + + NH4 (pKa = 9,24) R//NH4 < HCOOH < H2SO3 Un ácido es tanto más fuerte cuanto mayor sea su Ka. El pKa=-logKa, un mayor valor de Ka implica menor valor del (-logKa), luego: Cuanto más fuerte sea un ácido menor será su pKa, : + NH4 < HCOOH < H2SO3 4. La metilamina CH3NH2 (pKb = 3,3), y el amoniaco NH3 (pKb = 4,74) son bases. Escribe reacciones que lo pongan de manifiesto y explica cuál será el ácido conjugado más fuerte. La metilamina y el amoniaco son bases de Brönsted: + CH3NH2 + H2O ⇔ CH3NH3+ + OH NH3 + H2O ⇔ NH4 + OH B.1 Ac2 Ac.1 B.2 B.1 Ac.2 Ac.1 B.2 Como pKb = -logKb, un menor valor del pKb indica un mayor valor de Kb y por tanto una mayor fuerza básica, luego: El amoniaco es una base más débil que la metilamina.

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5.-Reacciones de transferencia de protones

La Kb de una base y la Ka de su ácido conjugado están relacionados: Ka·Kb = Kw Cuanto mayor sea Ka menor será Kb, pues el producto debe ser Kw=cte. En consecuencia, el ácido más fuerte será el conjugado de la base más débil y, en nuestro caso, + corresponderá, al catión amonio: NH4 5. Calcula el pH de la disolución de ácido nitroso que contiene 4,7 g de dicho ácido en 100 ml. DATOS: Ka(ácido nitroso) = 5·10 4. Mr(ácido nitroso)=47 R// 1,65 El nº moles de ácido HNO2 = 4,7/47 =0,1 moles. Como el volumen de la disolución es 100ml = 0,1 litros, la concentración inicial del ácido nitrosos será: 0.1/0.1 = 1 Molar Por ser un ácido débil estará ionizado parcialmente alcanzándose el equilibrio: + HNO2(aq) + H2O ⇔ NO2 (aq) + H3O (aq) Conc. Inicial) 1 Conc. Equilibrio) 1-x x x

x•x 4 = 5 • 10 − ⇒ El valor de Ka permite ,en principio , aproximar :1 − x ≈ 1 1− x − + 2 x = 5 • 10 4 ⇒ x = 0,0224 mol lit ⇒ H 3 O = 0,0224 M ⇒ pH = − log 0,0224 = 1,65 Ka =

[

]

6.- A 2 g de ácido cloroso se le añade agua hasta tener 250 ml de disolución. La Ka de este ácido es 1,1·10 2. Hallar el pH de la disolución.(Ar: Cl=35,45 O=16 H=1) R// pH=1,512 0, 03 2 = 0, 03⇒ M = = 0,117M Concentración de HClO2: nº moles = 35, 45 + 1+ 16 • 2 0, 25 -

Equilibrio de disociación:

[ClO ][H ] ⇒ 0,011 = Ka = − 2

+

[ HClO 2 ]

I) Eq)

+

HClO2(aq) ⇔ ClO2 (aq) + H (aq) 0,117 0,117-x x x

x •x ⇒ no se puede despreciar la x del denominador: 0,117 − x

[ ]

x 2 + 0,011x − 0,0013 = 0 ⇒ x = 0,03 ⇒ H + = 0,03 ⇒ pH = − log 0,03 ⇒ pH = 1,512

7. Una disolución 01 M de ácido propanoico, CH3CH2COOH, tiene un pH = 2,95. Hallar la constante de acidez del ácido propanoico y su grado de disociación. R// Ka=1,26.1O 5 1,122% -

+

C2H5COOH(aq) ⇔ C2H5COO (aq)+ H (aq) I) 0,1 Eq) 0,1(1-α) 0,1α 0,1α + pH=2,95 (H ) = 10 2,95 = 0,1α α = 0,01122 = 1,122%

Planteemos el equilibrio:

Ka =

(10

)

−2 , 95 2

0,1(1 − 0,01122)

= 1,26 • 10 −5

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5.-Reacciones de transferencia de protones

8.-. ¿A qué, concentración tendrá el pH = 3 una disolución de ácido metanoico cuya constante de acidez es 1,77·10 4 ?, ¿cuánto valdrá el grado de disociación?. R// 0,00665 M 15% -

+

HCOOH(aq) ⇔ HCOO (aq) + H (aq) I) c Eq) c(1-α) cα cα pH=-log cα = 3 cα = 10 3 =0,001 mol/lit

1,77 •10

−4

0 ,001 2 = ⇒ c = 0,00665 mol lit c − 0,001

α=

0,001 = 0,15 ⇒ 15% 0,00665

9. Hallar el pH y el grado de disociación (α) de un ácido acético 0,5 M. Si a un litro del mismo se añaden 0'02 moles de ácido nítrico (sin que varíe el volumen). Hallar ahora el grado de disociación y el pH.( pKa (ac.acético)=4,7). R// pH =2,5 0,632% pH=1,7 0,1%

Calculemos Ka del ácido acético: pKa = -log Ka 4,7=-logKa Ka=10 4,7 =2·10 5 La ecuación del equilibrio de disociación iónica es: + CH3COOH(aq) ⇔ CH3COO (aq) + H (aq) I) 0,5 Eq) 0,5-x x x x•x ⇒ despreciando x del denominador : 0,5 - x ≈ 0,5 x= 0,00316 M 0,5 − x 0, 00316 pH =.-log 0,00316 = 2,5 α= = 0 ,00632 0,632% 0 ,5 2 • 10 −5 =

El ácido nítrico es muy fuerte, por ello en disolución está totalmente disociado Esta total disociación la tendrá incluso en presencia de otro ácido, como en nuestro caso el acético. Si en una disolución hay electrolitos fuertes y débiles. Disociaremos primero los fuertes de forma completa, y luego las disociaciones parciales del débil, cuyo equilibrio estará influenciado por los anteriores. HNO3(aq) → H+(aq) + NO3-(aq) I) 0,02 F) 0,02 0,02

I) Eq)

2 • 10 −5 =

CH 3COOH(aq)⇔CH3COO-(aq)+H+(aq) 0,5 0,02 (procedentes de la reacción anterior) 0,5-y y 0,02+y

y(0,02 + y) ⇒ aproximando :0 ,02 + y ≈ 0 ,02 0 ,5 − y ≈ 0 ,5 ⇒ y = 5 •10 −4 0 ,5 − y

[ ]

H + = 0,02 + 5 • 10 − 4 ≈ 0,02 M ⇒ pH = − log 0,02 = 1,7

55

α=

5 • 10 − 4 3 = 10− 0,5

5.-Reacciones de transferencia de protones

-

10. La hidracina es una base débil Kb = 2·10 6 ,que se ioniza en el agua según: + N2H4 (aq) + H2O (l) ⇔ N2H5 (aq) + OH (aq). Hallar el pH y la concentración del ion hidracinio, + N2H5 , en una disolución 0,2 M de hidracina en agua. R// pH= 10,8 6,3.10 4 M +

La ecuación del equilibrio: Eq) Kb =

[N

[

2

][

H 5+ OH − N2H4

]

] ⇒ 2 • 10

[ OH ] = [ N H ] = 6,3 • 10 −

+ 5

2

−4

−6

=

-

N2H4(aq) + H2O ⇔ N2H5 (aq) + OH (aq) 0,2-x x x

x•x ⇒ como 0,2 − x ≈ 0,2 ⇒ x = 6,3 • 10 −4 mol lit 0,2 − x pOH = − log6,3 • 10− 4 = 3,2 ⇒ pH = 14 − 3,2 = 10,8

11. ¿Qué sucede cuando se disuelve cloruro de amonio en agua?. Escribir la reacción y analizarla según la teoría ácido-base de Brönsted. Hallar el pH de una disolución 0'25 M de cloruro de amonio sabiendo que la constante de basicidad del amoníaco es Kb = 1'8·10 5 R//pH=4,93

El cloruro de amonio, como la mayoría de las sales, es un electrolito fuerte y, por tanto, en disolución acuosa está completamente disociado: +

-

NH4Cl(aq) → NH4 (aq) + Cl (aq) 0,25 0,25 0,25

(I) (F) -

El anión cloruro (Cl ), es la base conjugada de un ácido muy fuerte, el HCl, por tanto es una base muy débil y permanece inalterable en la disolución. + El catión amonio, NH4 , es el ácido conjugado del NH3, que es una base débil (Kb=1,8·10 5), por lo que sufrirá hidrólisis, es decir reaccionará con el agua, que actuará como base: +

(I) (Eq)

+

NH4 (aq) + H2O ⇔ NH3(aq) + H3O (aq) (Ac.1) (B-2) (B.1) (Ac.2) 0,25 0,25-x x x +

La constante de este equilibrio, Kh , es la constante de acidez del NH4 (aq), ácido conjugado de la base amoniaco, Kb . Entre estas constantes existe la relación: Ka·Kb = Kw, luego:

[

]

[NH 3 ] H 3 O + 10 −14 x•x Kw −10 Kh = Ka = = = 5,55 • 10 ⇒ Kh = ⇒ 5,55 • 10 −10 = −5 + Kb 1,8 • 10 0,25 − x NH 4

[

[

]

]

como 0,25 − x ≈ 0,25 ⇒ x = 1,18 • 10 = [NH 3 ] = H 3 O + ⇒ pH = − log1,18 • 10− 5 = 4,93 −5

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5.-Reacciones de transferencia de protones

12.- A 400ml de disolución 0,4M de una base muy débil, de pH=8,6, se le añaden “n” moles de la base pura, sin que el volumen varíe. Si el nuevo pH fue 9,1. Hallar n. R// n=1,44 moles +

-

BOH(aq) ⇔ B (aq) + OH (aq) c c-x x x

Sea BOH la base débil: I) Eq)

Siendo la concentración inicial: En el primer caso: c=0,4 M En el segundo caso: nºmoles de base = 0,4·0,4+n ⇒ c= (0,16+n)/0,4 Como Kb es la misma en ambos casos, ya que no ha variado la temperatura:

[ B ][OH ] = +

Kb =

[ BOH]

−

x• x x 2 ≈ c−x c

caso 1º : pOH = 14 − 8,6 = 5,4 ⇒ x = 10

−5 ,4

-4,9

caso 2º: pOH = 14-9,1 = 4,9 ⇒ x = 10

(10 ) Kb =

2 −5 ,4

0,4

4=

(10 ) =

2 −4 ,9

c

M

M 2

c ⎛ 10−4 ,9 ⎞ ⇒ = ⎜ −5 ,4 ⎟ ⇒ c = 0, 4 • ( 100 ,5 ) 2 = 4 M , 0 4 ⎝ 10 ⎠

0,16 + n ⇒ n = 1, 44 moles 0, 4

13.- El ácido sulfúrico es un ácido diprótico, siendo muy fuerte en su primera ionización, mientras que en la segunda tiene una Ka2 = 0,0126 . Hallar el pH y las concentraciones de todas las especies presentes en una disolución 0,09M de ácido sulfúrico.

Disociaciones iónicas del : H2SO4(aq) + 1ª disociación iónica (completa) H2SO4(aq) → HSO4 (aq) + H (aq) I) 0,09 F) 0,09 0,09 -

+

HSO4 (aq) ⇔ SO4=(aq) + H (aq) 0,09 0,09 0,09-x x 0,09+x

2ª disociación iónica (equilibrio) I) F)

x( 0, 09 + x) ⇒ x = 0,01 mol/lit 0,09 − x SO42− = 0, 01M = 0, 09 − 0, 01 = 0, 08M

0, 0126 =

[ HSO ] − 4

[

]

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[ H ] = 0, 09 + 0, 01= 0, 1M⇒ pH = 1 +

5.-Reacciones de transferencia de protones

14. Hallar el “grado de acidez” del vinagre (gramos de ácido acético en 100 ml de vinagre), si 10 ml del mismo consumen 9 ml de Ca(OH)2 0,5M .(Mr ácido acético=60) R// 5,4 g/100ml +

-

En el punto de equivalencia:Va·Ma·nºH (ácido) = Vb·Mb·nºOH (base) Ma = 0,9 mol/lit ⇒ 0,9 ·60 = 54 g/lit

10·Ma·1 = 9·0,5·2

La concentración de un vinagre comercial se expresa en “grados de acidez”, que son los gramos de ácido acético en 100 ml de ese vinagre: 54 g/lit = 54 g/1000ml = 5,4 g/100ml La acidez será = 5,4º 15. El pH de una disolución de acetato de sodio es 8,35. Calcular la concentración de esta disolución si Ka del ácido acético es 1,8·10 5. R//9,02.10 3 M

En disolución acuosa el acetato de sodio, cuya concentración inicial la llamaremos “c”, está + totalmente disociado: CH3COONa(aq) → CH3COO (aq) + Na (aq) (I) c (F) c c -

El anión acetato (CH3COO (aq)) es la base conjugada del ácido acético (CH3COOH) que es un ácido débil, como muestra su Ka, luego este anión sufrirá hidrólisis: CH3COO (aq) + H2O ⇔ CH3COOH(aq) + OH (g) (I) c (Eq) c-x x x

[

]

− − − pH = 8,35 ⇒ pOH = 14 − 8,35 = 5,56 ⇒ OH = 10 5, 56 ⇒ x = 10 5, 56 M

Kh =

(

)

2 −5 ,56

− 10 10− 11, 3 •1 ,8 •10− 5 10 14 5 56 23 3 − 5, 56 c 10 = ⇒ = + = 10 − , + 1,8 • 10− , = 9 ,02 •10 − −5 − 5, 56 −14 c − 10 10 1,8 • 10

16. ¿Qué volumen de ácido nítrico 0,1M neutraliza a una mezcla de 0,5 g de hidróxido sódico y 0,8 g de hidróxido potásico?.(Mr: NaOH=40 KOH=56) R// 0,243 litros -

Hallemos el número de moles totales de OH que debe neutralizar el ácido: 0,4 = 0, 01⇒ nº moles OH − = 0, 01 40 0,8 nº moles KOH = = 0,0143 ⇒ nº molesOH − = 0,0143 56 nº moles totalesde OH − = 0,01 + 0,0143 = 0,0243 moles nº moles NaOH =

1 mol HNO 3 da 1 mol de H + neutralizando 1 mol de OH − ⇒ 0 ,0243 moles HNO 3 se necesitan n º moles 0,0243 Molaridad = ⇒ V= ⇒ V = 0,243 litros 0,1 V

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5.-Reacciones de transferencia de protones

17.- Hallar el pH y las concentraciones finales de todas las especies presentes en una disolución 0,8M de nitrito de calcio.( Ka(ácido nitroso)=4·10 4 ) R// 8,8 +

-

Ca(NO2)2(aq) → Ca2 (aq) + 2 NO2 (aq) 0,8 0,8 2·0,8=1,6

I) F)

Por ser el anión nitrito la base conjugada del ácido nitroso, que es débil, sufrirá hidrólisis, según el equilibrio: NO2 (aq) + H2O ⇔ HNO2(aq) + OH (aq) I) 1,6 Eq) 1,6-x x x − 14 x•x 10 ⇒ como: 1,6 − x ≈ 1,6 ⇒ x 2 = 4 •10 −11 ⇒ x = 6,3•10 −6 = Kh = −4 4 •10 1,6 − x

[ Ca ] = 0,8M [ NO ] ≈ 1,6M [ HNO ] = [ OH ] = 6,3•10 2+

− 2

−

2

−6

M⇒ pOH= 5,2⇒ pH= 8,8 -

18.- El ácido cianhídrico (HCN), es un ácido muy débil (Ka=7,2·10 10). A 1 lit. de HCN 2M, se añaden 0,0018 moles de cianuro de calcio, sin variación apreciable del volumen de la disolución. Hallar las concentraciones de las especies presentes en la disolución y el pH de la misma.

Tenemos en la disolución: El cianuro de calcio→es un electrolito fuerte y se disocia completamente: + Ca(CN)2(aq) → Ca2 (aq) + 2 CN (aq) 0,0018 0,0018 0,0036 Ácido cianhídrico→Es un ácido débil y llegará al equilibrio: + HCN(aq) ⇔ H (aq) + CN (aq) (I) 2 0,0036 (Eq) 2-x x 0,0036+x -

Observemos que el CN (aq) procedente de la disociación completa del Ca(CN)2 , y que se produce en su totalidad (independientemente de la segunda), influirá en el equilibrio del HCN. La disolución que nos dan tiene disuelto un ácido débil (el HCN) y una sal de este ácido (el cianuro de calcio) que proporciona la base conjugada del ácido (el CN ), es por tanto una disolución tampón.

[CN ][H ] ⇒ 7,2 • 10 Ka = −

[ HCN]

+

−10

=

x(0,0036 + x) ⇒ Como Ka es muy pequeñ a: 2−x

0,0036 • x ⇒ x = 4 • 10 −6 ⇒ H + = 4 • 10 −6 ⇒ pH = 6 ,4 2 = 0 ,0018 M [ HCN] ≈ 2 M CN − ≈ 0 ,0036 M

7,2 • 10 −10 =

[ Ca ] 2+

[

[ ] ]

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5.-Reacciones de transferencia de protones

19.- Hallar el volumen de ácido sulfúrico 0,2 M necesario para neutralizar: a)25 ml de disolución 0,4 M de hidróxido de sodio b)80 ml de disolución 0,2 M de hidróxido de calcio.

En el punto de equivalencia de la neutralización, cuando todo el ácido se ha combinado con toda la base, se cumple: + nºmoles de H del ácido = nºmoles de OH de la base de Arrhenius + + nºmoles de H cedidos por el ácido = nºmoles de H absorbidos por la base de Brönsted +

a) H2SO4 + NaOH b) H2SO4 + Ca(OH)2

-

Va·Ma·nºH (ácido) = Vb·Mb·nºOH (base) Va · 0,2 · 2 = 25 · 0,4 · 1 Va= 25 ml Va · 0,2 · 2 = 80 · 0,2 · 2 Va = 80 ml

20.- Tenemos 10 gramos de una mezcla de NaOH y KOH, añadimos agua hasta tener 200 ml de disolución, tomamos 50 ml y valoramos con HCl 0,5 M, gastándose 112,15 ml de ella. Hallar los gramos de NaOH en la mezcla.(Mr: NaOH=40 KOH=56) R/6,4 g

Sean “x” los gramos de NaOH en la mezcla: 10 − x x x 10 − x − nº moles NaOH = nº moles KOH = nº moles totales OH = + 40 56 40 56 x 10 − x + 56 = 56x − 40x + 400 = 16x + 400 mol OH − = 40 lit 0,2 40 • 56 • 0,2 448 0,8x + 20 nº moles OH − 16x + 400 ⇒ molesOH − = nº moles OH − en 50 ml disol.: OH − = 448 448 0,05

[

]

[

]

nº moles H + = nº moles HCl = 0,5 • 0,11215 = 0,056075 moles H + 0,8x + 20 En el punto de equivalencia: = 0,056075 ⇒ x = 6,4 g NaOH 448

21.- Tenemos 200 ml de disolución 0,2 M de NaOH, y añadimos disolución 0,4 M de un ácido débil monoprótico (HA) de Ka=4·10 6 . Determinar el pH si se añaden: (a) 100 ml de la disolución ácida (b) 300 ml de la disolución ácida.(Suponer los volúmenes aditivos) R// a) 9,26 b)5,09.

(a) En el reactor hay:

0,2 · 0,2 =0,04 moles NaOH 0,1 · 0,4 = 0,04 moles HA

Luego: NaOH(aq) + HA(aq) → NaA(aq) + H2O moles I) 0,04 0,04 moles F) 0,04 El NaA(aq) está totalmente disociado:

+

-

NaA(aq) → Na (aq) + A (aq) 0,04 moles→ 0,04 moles 0,04 moles

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5.-Reacciones de transferencia de protones

Las concentraciones de los iones serán:

[ Na ] = [ A ] = 0,20,+040,1 = 03,4 = 0,133 mol lit +

−

Ahora bien, el anión es la base conjugada del ácido débil HA y, por ello, sufrirá hidrólisis: A (aq) + H2O ⇔ HA(aq) + OH (aq) I) 0,133 Eq) 0,133-x x x 10 −14 x•x = ⇒ como:0,133 − x ≈ 0,133 ⇒ x = −6 0,133 −x 4 • 10 pOH = −log1,82 •10 −5 = 4,74 ⇒ pH = 14 − 4,74 = 9,26

Kh =

0,133 • 10 −14 = 1,82 • 10 −5 mol −6 lit 4 • 10

(b) Determinemos el nº de moles de cada sustancia: nº moles NaOH = 0,2·0,2 = 0,04 moles nº moles HA = 0,4 · 0,3 = 0,12 moles La reacción será: moles (I) Δmoles moles (F)

HA(aq) + NaOH(aq) → NaA(aq) + H2O 0,12 0,04 -0,04 -0,04 0,04 0,08 0,04

Nos encontramos con una disolución que contiene un ácido débil y una sal de ese ácido, es decir una disolución tampón. Las concentraciones de estas sustancias serán: 0,08 0,04 [ HA] = 0,2 0,3 = 0,16 mol lit [ NaA] = 0, 2 + 0, 3 = 0, 08 mol lit + La disociación del NaA(aq) es completa: + NaA(aq) → Na (aq) + A (aq) 0,08 → 0,08 0,08 El equilibrio de disociación de HA(aq) será: + HA(aq) ⇔ H (aq) + A (aq) (I) 0,16 0,08 (procedente de la reacción anterior) (Eq) 0,16-x x 0,08+x Ka = 4 • 10 −6 =

(0,08 + x)x ⇒ Como: 0,16 − x ≈ 0,16 , 0,08 + x ≈ 0,08 0,16 − x

x = 8 • 10−6 mol lit ⇒ pH = 5,09

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5.-Reacciones de transferencia de protones

EJERCICIOS PROBLEMAS PROPUESTOS 22. Responder, razonadamente, indicando verdadero o falso, a las siguientes afirmaciones l) Para una disolución acuosa 1 M del ácido fuerte HX: a) La concentración del ion X es 1 M. b) La concentración del ácido no ionizado HX es 0,5M c) El pH es cero. 2) Para una disolución acuosa 0,1 M del ácido débil HA: a) La concentración del ion A es 0,1 M b) El pH es l. + c) [H (aq)] = [A (aq)] d)Una disolución NaA tiene pH>7 3) Una disolución de hidróxido cálcico tiene un pH=3 R// 1.a)V b)F c)V 2.a)F b)F c)V d)V 3.F +

23. a) ¿Cuáles son las bases conjugadas de los siguientes ácidos de Brönsted?: HCl, H2O , NH4 CH3COOH. b) Explicar cual de las siguientes afirmaciones es correcta o falsa i) La base conjugada de un ácido fuerte es débil. ii) Una disolución de acetato sódico tiene un pH = 7. iii) Una disolución de cloruro amónico tiene un pH > 7. R//b) i)V ii)F iii)F 24. Indicar la especie más ácida y más básica de los siguientes pares, justificando la respuesta: CH3COOH/CH3COO Ka = 2·10 5 + NH4 /NH3 Ka = 5·10 10 HNO2/NO2 Ka = 4·10 4 R// la más ácida el HNO2 la más básica el NH3 +

25. Hallar la concentración del H y el pH de las disoluciones: a) 10 ml de HCl l5M en 750 ml de disolución. b) 0’1 M de ácido hipocloroso (Ka= 3·10 8) c) 0,01 M de hidracina, N2H4 (Kb = 2·10 6) R// a)0,2 M pH=0,7 b)5,48.10 5 M pH=4,26 c)7,07.10 11 pH=10,15 26. El vinagre comercial es una disolución acuosa de ácido acético, de 5% de riqueza en masa de ácido y densidad 1,05 g/ml. a) ¿Cuál es el pH del vinagre?. DATOS: pKa (CH3COOH) = 4,74 (Ar:C=12 O=16 H=1) R//pH=2,4 27. Una disolución de ácido acético 0, 1 ...