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143 13 Equilibrio ácido-base Capitulo 13 Equilibrio ácido-base. En esta lección se revisan los conceptos y equilibrios ácido-base en disolución acuosa. Se estudian ácidos y bases fuertes, ácidos y bases débiles, disoluciones reguladoras de pH, reacciones de neutralización y valoraciones ácido-base. 13. 1 Equilibrio ácido-base en disolución acuosa. Ejercicio 13. 1 . Indica si es cierto o falso: Si el pH de una disolución acuosa es menor de 7, la disolución es Ejercicio 13. 2. Relacio comportamiento ácid en disolucion acuosa. 1. Amoniaco 2. Ácido nítrico. 3. Ácido acético. . Ácido perclórico.

Hidróxido sódico. 5. 6. Ácido sulfhídrico. . Ácido fuerte. b. Ácido débil. c. Base fuerte. d. Base débil. Neutro. e. 0 cias con su p base Ejercicio 13. 3. El pH de una disolución 0. 1 M de ácido perclórico S era : c pH>13 d. 1 «pH<7 e. 791-4<13 2. NH3 3. Ácido acético (HAc) 4. NaOH Ejercicio 13. 7. Relaciona cada una de las siguientes disoluciones acuosas de concentración 0. 1 M con el valor de pH que presentan: 2. NH4Cl 3. Acetato sódico (NaAc) a. 13 b. c. pH>13 Ejercicio 13. 8. Indica si es cierto o falso: El cianuro potásico en disolución acuosa resenta hidrólisis ácida. 4. 0 10-10.

Ejercicio 13. 9. Relaciona las siguientes sales con su carácter ácido- base en disolución acuosa: 1. N*S04 3. Na2S 4. Naa 5. Na2C03 Dato: pKa a. 4. 7 b. 5. 7 c. 3. 7 d. 1. 0 = 4. 7. Ejercicio 13. 14. En el sistema regulador H2C03/HC03-, ¿cuál debe ser la relación de concentraciones para que el PH sea 7. 4 (que es el pH de la sangre)? Dato: pK1= 6. 4. Ejercicio 13. 15. Indica si es cierto o falso: Una disolución de NaHS04Y Na2S04 se comporta como una disolución reguladora a pH 2. Dato: pK2= 1. 9. 13. 3 Reacciones de neutralización y valoraciones ácido-base. EjerciCi0 13. 16. Si se añaden 50 cm3 de NaOH 0. M a 100 cm3 de HCI 0. 1 M, ¿cuál será el pH de la disolución? Ejercicio 13. 17. Para neutralizar totalmente 100 cm3 de H2S04 0. 1 M, ¿cuántos cm3 de 0. 05 M hacen falta? 146 Cuestiones de Química a. 100 b. 200 c. 50 30F mi de Nazc03 0. 25 M con NaOH 0. 1 M, ¿cuántos ml de NaOH deben añadirse para alcanzar el primer punto de equivalencia? b. 500 c. 250 d. 25 Ejercicio 13. 21 . En la valoración de los siguientes ácidos y bases frente a una base fuerte o a un ácido fuerte respectivamente, indicad cómo será el pH en el punto de quivalencia: 1. Ác. clorhídrico. 2. Amoniaco (pKb= 4. 7). 3. Ác. acético(pKa= 4. ). 4. 5. Ac. nitroso (pKa=3. 4). a. Ácido. b. Básico. c. Neutro. Ejercicio 13. 22. Calcular el pH de una disolución que es 0. 1 M en HCly 0. 1 M en H2S. Datos: 1. 0 10-7, 1. 3 10-13. Ejercicio 13. 23. ¿Cuál sería el pH si a un litro de una disolución 0. 01 M de NH3 le añadimos 0. 1 mol de NaOH? Ejercicio 13. 24. El pH de un disolución 0. 1 M de ácido sulfúrico será: a. pH=1 las opciones 2, 4 y 5: HN03 H20 N03- + H30 HC104 + H20 C104- + H30+ NaOH H20 Na* (aq) OHSi una sustancia es un ácido o una ase débil, presentará un equilibrio de disociación definido por una constante de equilibrio Ka o Kb.

Como ocurre en las opciones 3 y 1 respectivamente: CH3COOH + H20 CH3COO- + H30+ NH3 + H20 n NH4+ + OHSi una sustancia puede ceder o ganar más de un ion hidrógeno, presentará más de un equilibrio ácido-base definido cada uno por una determinada constante de equilibrio Kl, Kll, etc. Tal es el caso del ác. sulfhídrico: H2S + 1-420 HS- + H30+ HS- + H20 0 S2- + H30+ 13. 3. d. El ácido perclórico es un ácido fuerte y como tal se disociará totalmente: HC104 + H20 C104 + H30 Cond. iniciales: 0. M Cond- finales: 0. VI 148 cumple el equilibrio de autoionización del agua: 2 1-420 H30+ + OH— definido por el producto iónico del agua Kw = [H30+] [OH-] – 10-14 (1), por tanto también se cumple que pH + POH = 14 (2). Teniendo en cuenta la [OH—] calculada inicialmente, se puede obtener, tanto a través de la relación (1) como de la relación (2), el valor de pH indicado para la disolución problema: pH=12. 13. 6. Al igual que en el ejercicio 13. 4. , se trata de diferenciar si la sustancia es un ácido o una base y si son fuertes o débiles: 1. Ácido fuerte: 2. Base débil: 791-4<13. 3. ?cido débil: 1

Teniendo en cuenta que los iones que sufren hidrólisis se comportan como ácidos o bases débiles. 13. 8. Falso. KCN CN- + H20 C] HCN + OH- hidrólisis básica. 13. 9. 1 13. 10. a Todos los aniones que se citan son las bases conjugadas de ácidos débiles y sufren hidrólisis en disolución acuosa. La fuerza como bases dependerá directamente de la constante de hidrólisis, 10-14/Ka y por tanto a menor Ka mayor Kh básica. 150 13. 11. Cierto. 13. 12. c. Un sistema regulador es una disolución formada mezclando las 2 sustancias que forman un par conjugado ácido-base. Su pH viene dado: -Caso a. ra una disolución reguladora formada por un ácido débil (Ka) y una sal que 7 OF contiene su base conjugad puesto que la pareja HAc/Ac- es un sistema regulador en medio ácido y nosotros buscamos un disolución reguladora a pH=8. En la opción a. , el pKl se encuentra bastante alejado del pH=8; igualarlo supondría trabajar en condiciones en las que [H2C03]<<[NaHC03], lo cual restaría eficacia reguladora al sistema. En la opción d. , el pH=14-4. 7=9. 3 cuando [NH3]=[NH4Cl], y para conseguir pH=8 deberíamos trabajar en condiciones de [sal]>>[base] y, por tanto, se perdería eficacia eguladora.

La opción c. , es la más aceptable, pues supone trabajar en condiciones: lo que supone que que queda dentro de un límite aceptable. 13. 13. c. 3. 7. Se trata de una disolución reguladora formada por un ácido débil y su base conjugada; tal como se ha indicado en el caso a del ejercicio 13. 12, el pH se calculará: pH- 4. 7 + log 1/10 3. 7 151 13. 14. – 10. Es una disolución reguladora a pH ácido (caso a del ejercicio 13. 12. por tanto: PKI + log Despejando y sustituyendo valores: log [HC03—]/[H2C03] = 7. 4 6. 4 1. Calculando el antilogaritmo se obtien ado en la respuesta. 80F 3. 15.

Cierto. 7. Tanto el HCI como el NaOH son electrolitos fuertes. Al neutralizarse se produce la reacción: HCI + NaOH _ NaCl + H20 y al añadir 50 cm3 de NaOH 0. 2 M sobre 100 cm3 de HCI 0. 1 M, la neutralización es completa, pues se cumple Va Ma Vb Mb, es decir, se han añadido los mole de base necesarios para neutralizar los moles de ácido que teníamos, según marca la estequiometria de la reacción. En la disolución sólo quedará, por tanto, NaCl, sal que no sufre hidról s s por venir de ácido y base fuertes, dando un pH neutro. 13. 17. b. 200. reacción es: H2S04 + _ gas04 + H20. mo la estequiometria de la reacción ácido base es 1:1, en el punto de neutralización se cumple: Va Ma = Vb Mb. Sustituyendo los valores y despejando obtenemos Vb= 200 cm3. 13. 18. c. y d. Recuerda que un indicador no es más que un ácido o base débil con una determinada Kay con la característica de tener diferente color en forma ácida y básica. El cambio de color del indicador se produce en un intervalo de pH denominado intervalo de 152 Cuestiones de Qu[mica en la zona reguladora NH3/NH4+ y lejos del pH en el punto de equivalencia, que vendrá dado por la hidrólisis ?cida del ion NH4+.

Este indicador no es adecuado puesto que el viraje se produce mucho antes de llegar al punto de equivalencia. 13. 20. c. 250. 13. 21. Recuerda que el pH en el punto de equivalencia viene dado por la hidrólisis de la sal correspondiente. 13. 22. 1. 0. El ácido sulfhídrico es un ácido muy débil frente al ácido clorhídrico, podemos por tanto despreciar los iones hidronio procedentes de su disociación frente a los que aporta el HCI, y el pH vale: pH- -log(O. 1 1. 13. 23. pH- 13. 0. Al añadir 0. 1 mol de NaOH tendríamos una disolución formada por dos bases, cuyas oncentraciones son [NaOH]= 0. M y M. Puesto que el NaOH es una base fuerte, será la que controlará el pH, además en este caso que su concentración es 10 veces mayor que la de amoníaco. Puede despreciarse, por tanto, el equilibrio de disociación del amoníaco y el pH vale: 13 13. 24. c. PH