Problemas acido base con soluciones, Ejercicios de Química

¡Descarga Problemas acido base con soluciones y más Ejercicios en PDF de Química solo en Docsity! ENUNCIADOS. Temas 6 y 7: EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE. 6.1. a) ¿Cuál es la [H3O +] producida por ionización del agua en una disolución 0.10 M de HCl? ¿Puede despreciarse esta concentración frente a la de [H3O +] procedente del HCl? b) ¿Y en una disolución 1,0x10-8 M de HCl? HCl + H2O → H3O+ + Cl- I 0,10 M F 0,10 M 0,10 M a) 2H2O
H3O + + OH- [ ]i 55,56 M 0,10 M ∆[ ] -x x x [ ]eq ≈ 55,56 M 0,10 + x x Kw = [H3O +]·[OH-]; 1,00·10-14 = (0,10 + x )·x; x ≈ 1,00·10-13 M Puede despreciarse . [H3O +] = 0,10 + 1,00·10-13 ≈ 0,10 M; [OH-] = 1,00·10-13 M; pH = 1,00 b) 2H2O
H3O + + OH- [ ]i 55,56 M 1,0x10 -8 M ∆[ ] -x x x [ ]eq ≈ 55,56 M 1,0x10 -8 + x x Kw = [H3O +]·[OH-]; 1,00·10-14 = (1,0x10-8 + x )·x; x = 9,50·10-8 M No puede despreciarse . [H3O +] = 1,0x10-8 + 9,50·10-8 ≈ 1,05·10-7 M; [OH-] = 9,50·10-8 M; pH = 6,98 6.2. A 60oC la densidad del agua es 0,983 g/mL y Kw=9,6x10 -14. Calcula el pH del agua pura a esa temperatura. ¿Es ácida, básica o neutra el agua a esa T? ¿Cuál es el porcentaje de ionización del agua? Kw = [H3O +]·[OH-]; 9,60·10-14 = x·x; x = 3,10·10-7; [H3O +] = [OH-] =3,10·10-7; pH = 6,51 . A esta temperatura, el pH es menor porque la constante es mayor, pero las concentraciones de H3O + y OH- son iguales y por tanto el agua sigue siendo neutra . 6.3. En una disolución acuosa 0,050 M, un ácido débil está ionizado en un 1,2 %. Calcula Ka. 6.4. Los músculos pueden doler tras un ejercicio intenso debido a que se forma ácido láctico a una velocidad mayor a la que se metaboliza para dar CO2 y H2O. ¿Cuál es el pH del fluido muscular cuando la concentración de ácido láctico es 1,0x10-3 M? Ácido láctico: Ka=1,4x10 -4. 6.5. Calcula el grado de disociación de un ácido débil para las siguientes concentraciones iniciales de ácido: a) [HA]0 = 100·Ka ; b) [HA]0= Ka ; c) [HA]0 = Ka/100. HA + H2O
A - + H3O + [ ]i c ∆[ ] -cα cα cα [ ]eq c(1 - α) cα cα c = [HA]0 [ ][ ] [ ]HA AOH Ka −+ = 3 )1( α αα − = c cc Ka )1( 2 α α − = cKa a) c = [HA]0 = 100Ka; )1(100 2 α α − = cc ; 1 – α = 100 α2; 100 α2 + α – 1 = 0; α = 0,095 b) c = [HA]0= Ka )1( 2 α α − = cc ; 1 – α = α2; α2 + α – 1 = 0; α = 0,618 c) [HA]0 = Ka/100 )1( 100 2 α α − = cc ; 100 – 100α = α2; α2 + 100α – 100 = 0; α = 0,99 6.6. El aminoácido glicina existe principalmente en la forma +NH3-CH2-COO -. Escribe las fórmulas del ácido conjugado y de la base conjugada de la glicina. Si su pKa es 9,78, ¿cuál será el pH de una disolución 0,0100 M de glicina? +NH3-CH2-COO - + H2O
NH2-CH2-COO - + H3O + Ácido base conjugada +NH3-CH2-COO - + H2O
NH2-CH2-COO - + H3O + [ ]i 0,0100 M ∆[ ] -x x x [ ]eq 0,0100 - x x x Ka = 1,66·10 -10 ( ))0100,010·66,1 2 10 x x − =− x = 1,29·10-6 M pH = 5,89 6.7. Calcula las concentraciones de H3O +, OH-, HCO3 - y CO3 2- en una disolución acuosa 5,00x10-2 M de H2CO3. ¿Cuál es el pH de esta disolución? Ka1=4,20x10 -7, Ka2=4,80x10 -11. 6.8. Para el ácido sulfuroso Ka1=1,7x10 -2 y Ka2=6,5x10 -8. a) Determina el pH de una disolución 0,20 M de este ácido. b) Ordena, de mayor a menor concentración, todas las especies presentes en una disolución acuosa de este ácido. H2SO3
H3O + + HSO3 - Ka = 1,7x10 -2 [ ]i 0,20 M ∆[ ] -x x x [ ]eq 0,20-x x x [ ][ ] [ ]32 33 SOH HSOOH Ka −+ = ; ( ))20,0017,0 2 x x − = ; x = 5,0·10-2 [H3O +] ≈ 5,0·10-2 M pH = 1,3 [HSO3 -] ≈ 5,0·10-2 M [H2SO3] = 0,15 M [SO3 2-] = Ka2 = 6,5x10 -8 M [OH-] = Kw/[H3O +] = 2,0·10-13 M [H2SO3] > [H3O +] > [HSO3 -] > [SO3 2-] > [OH-] 7.5. Esbozar las siguientes curvas de valoración y calcular el pH inicial y el correspondiente al punto de equivalencia: a) 25,0 mL de KOH(ac) 0,100 M con HI(ac) 0,200 M b) 10,0 mL de NH3(ac) 1,00 M con HCl(ac) 0,250 M (pKb(NH3)=4,74) 7.6. En la valoración de 20,00 mL de NaOH 0,1750 M con HCl 0,2000 M ¿qué volumen de HCl se habrá añadido cuando el pH sea: a) 12,550, b) 7,000, y c) 4,000 ? 7.7. Si se dispone de los siguientes pares de sustancias: 1) ácido acético (pKa=4,74) y acetato de sodio; 2) metilamina (pKb=3,37) y cloruro de metilamonio; 3) amoniaco (pKb=4,74) y cloruro de amonio; 4) ácido hipocloroso (pKa=7,54) e hipoclorito de sodio; y 5) fenilamina (pKb=9,13) y cloruro de fenilamonio, a) ¿qué par de sustancias elegirías para preparar una disolución tampón de pH=9,00? b) ¿en qué proporción deberían estar las concentraciones de dichas sustancias? a) Debe elegirse el par conjugado con la Ka más cercana a 9,00: ácido acético y acetato de sodio pKa=4,74; metilamina y cloruro de metilamonio pKb=3,37; pKa = 14 – 3,37 = 10,63 amoniaco y cloruro de amonio pKb=4,74; pKa = 14 – 4,74 = 9,26 ácido hipocloroso e hipoclorito de sodio pKa=7,54 fenilamina y cloruro de fenilamonio pKb=9,13 pKa = 14 – 9,13 = 4,87 b) pH = pKa + log [NH3]/[NH4Cl]; 9,00 = 9,26 + log [NH3]/[NH4Cl]; log [NH3]/[NH4Cl] = -0,26; [NH3]/[NH4Cl] = 0,55 ; [NH4Cl] / [NH3] = 1,82 7.8. Para el ácido ortofosfórico: pKa1=2,12, pKa2=7,21 y pKa3=12,67. ¿Cuál es el pH de una disolución tampón que contiene Na2HPO4 0,040 M y KH2PO4 0,080M? 7.9. a) Calcula el pH de una disolución que se prepara disolviendo 1,00 mol de ácido láctico (Ka=1,40x10 -4) y 1,50 mol de lactato sódico en agua y completando el volumen de disolución hasta 500 mL. b) Si posteriormente agregamos a la disolución 0,250 moles de H3O +, calcula las concentraciones de ácido láctico, ión lactato y el nuevo pH de la disolución resultante. (Supón que no hay cambio de volumen) [CH3CHOHCOOH] = 1,00/0,500 = 2,00 M [NaCH3CHOHCOO] = 1,50/0,500 = 3,00 M Ka=1,40x10 -4 pKa = 3,85 pH = pKa + log [NaCH3CHOHCOO] /[CH3CHOHCOOH]; pH = 3,85 + log (3,00/2,00); pH = 4,03 b) [H3O +]añadida = 0,250/0,500 = 0,500 M H3O + + CH3CHOHCOO - → H2O + CH3CHOHCOOH I 0,500 3,00 2,00 ∆ -0,500 +0,500 +0,500 F ---- 2,50 2,50 pH = 3,85 + log (2,5/2,5); pH = 3,85 7.10. El dióxido de carbono producido en la respiración celular es transportado por la sangre en forma de ion bicarbonato y de ácido carbónico en proporción molar de 9 a 1. El sistema tampón carbónico/bicarbonato es el principal regulador del pH de la sangre, que es 7,40. a) Determina la Ka del ácido carbónico. b) Si el pH de la sangre descendiera por debajo de 7,00 o se elevara por encima de 7,80 los resultados serían letales ¿Qué proporciones molares HCO3 -/H2CO3 máxima y mínima pueden permitirse en la sangre sin que se produzca la muerte del individuo? a) pH = pKa + log ([HCO3 -]/[H2CO3]); 7,40 = pKa + log 9/1; pKa = 6,446; Ka = 3,58·10 -7 b) 7,00 = 6,446 + log ([HCO3 -]/[H2CO3]); log ([HCO3 -]/[H2CO3]) = 0,55; [HCO3 -]/[H2CO3] = 3,58 7,80 = 6,446 + log ([HCO3 -]/[H2CO3]); log ([HCO3 -]/[H2CO3]) = 1,35; [HCO3 -]/[H2CO3] = 22,6 7.11. ¿Qué cantidad de disolución 0,200 M de fluoruro de sodio debe añadirse a 100 mL de otra disolución 0.100 M de ácido fluorhídrico (Ka=7,20x10 -4) para obtener una disolución reguladora de pH=3,00? pKa = 3,14 pH = pKa + log ([NaF]/[HF]); 3 = 3,14 + log ([NaF]/[HF]); log ([NaF]/[HF]) = -0,14; [NaF]/[HF] = 0,72; 0,72 = [0,2V/(100+V)]/[0,1·100/(100-V)]; 0,72 = 0,2V/10; V = 36 mL 7.12. Se preparó una disolución reguladora añadiendo 10 ml de disolución 4.0 M de acetato sódico a 10 ml de otra 6.0 M en ácido acético y diluyendo a un volumen total de 100 mL. ¿Cuál es el pH de la disolución? [CH3COOH]disolución reguladora = 6,0 x 10/100 = 0,60 M [NaCH3COO]disolución reguladora = 4,0 x 10/100 = 0,40 M pH = pKa + log [NaCH3COO]/[CH3COOH] pH = 4,74 + log 0,40/0,60 pH = 4,74 – 0,18 pH = 4,56 7.13. Una botella de amoniaco concentrado tiene una molaridad de 14,8. Calcular el volumen de amoniaco concentrado (Kb=1,80x10 -5) y el peso de cloruro amónico que tendrían que utilizarse para preparar 150 mL de una disolución reguladora de pH=10.0, si la concentración final de cloru- ro amónico ha de ser 0,250 M. pH = pKa + log ([NH3]/[NH4Cl]); 10 ,0 = 9,26 + log ([NH3]/0,250); [NH3] = 1,37 M V(NH3) = 1,37 M x 15 mL / 14,8 M; V(NH3) = 13,9 mL Masa(NH4Cl) = 0,250 M x 150 ·10 -3 L x 53,45 g/mol = 2,00 g . 7.14. Un tampón de pH=9,6 contiene 5,35 g/L de cloruro amónico y amoniaco 0,200 M. a) Halla la Kb del amoniaco. b) Si a 100 mL de la disolución tampón se le añaden 0,0100 mol de ácido clorhídrico, ¿cuál es el pH de la disolución resultante? Considera que no hay cambio de volumen. 7.15. Calcula la variación de pH que se produce al añadir 1,00 mL de HCl 2,00 M a 20,00 mL de: a) agua pura; b) una disolución 1,00 M de ácido acético; c) una disolución tampón HAc(1,000 M)/NaAc(1,000 M). Ácido acético: pKa = 4,74. 7.16. Para el indicador azul de bromofenol Ka=5,80x10 -5. ¿Qué porcentaje de indicador estará en forma básica (azul) y en forma ácida (amarillo) a pH= 3,00 y a pH= 6,00? ¿Qué color veremos en cada caso? pKin = 4,24 pH = pKin + log (I -/HI); a) 3,00 = 4,24 + log (I-/HI); log (I-/HI) = -1,24; (I-/HI) = 0,058; %I- = 100[I-]/([HI]·[I-]; %I- = 100x0,058[HI]/[HI](1+0,058); %I- = 5,5 azul ; %HI = 100 – 5,5 = 94,5% amarillo . b) 6,00 = 4,24 + log (I-/HI); log (I-/HI) = 1,76; (I-/HI) = 58; %I- = 100[I-]/([HI]·[I-]; %I- = 100x58[HI]/[HI](1+58); %I- = 98,3 azul ; %HI = 1,7% amarillo . 7.17. El anaranjado de metilo es un indicador de Ka=2,0x10 -4. Su forma ácida es roja y su forma básica es amarilla. a) ¿Qué color se ve al ponerlo en una disolución 0,20 M de ácido benzoico (Ka=6,0x10 -5)? b) ¿Qué color se ve al añadirlo a una disolución 0,20 M en ácido benzoico y 1,0 M en benzoato sódico? c) Si a 1 L de la disolución del apartado b) le añadimos 4,0 g de NaOH ¿cambiará el color del indicador? 7.18. Tenemos 250 mL de una disolución tampón que contiene ácido acético 0,250 M y acetato de sodio 0,200 M. a) ¿Cuál sería el pH final si se le añaden 50 mL de ácido clorhídrico 0,100 M? b) ¿Cuál es el número máximo de moles de ácido clorhídrico que puede neutralizar sin que se supere su capacidad amortiguadora? Ka= 1,80x10 -5.