OBJETIVOS ESPECÍFICOS

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Departamento de Química Aplicada – Facultad de Ingeniería UCV

TEMA III: EQUILIBRIO IONICO:

Al finalizar el Tema el estudiante:

1.1 Establecerá la expresión de la constante de equilibrio para la reacción de autoionización del agua.

1.2 Concluirá que para la autoionización del agua, se obtiene siempre iguales concentraciones de iones hidronio e hidroxilo y determinará el pH para el agua pura.

1.3 Reconocerá si una solución es ácida, básica o neutra por los valores de pH calculados.

2.1 Identificará en una reacción ácido-base pares ácido-base conjugados. 2.2 Establecerá la expresión de la constante de equilibrio para ácidos y

bases débiles y concluirá que el valor de la constante de equilibrio es una medida cuantitativa de la fuerza ácida o básica.

2.3 Dada una solución de un ácido poliprótico explicará los diferentes equilibrios en esa solución.

3.1 Identificará la hidrólisis como la reacción de sales y agua para producir ácidos o bases débiles.

3.2 Establecerá la expresión de la constante de equilibrio para estas reacciones de hidrólisis y la relacionará con la constante del producto iónico del agua y la constante de ionización del ácido o la base débil que se forma.

3.3 Predecirá si una hidrólisis será ácida, básica o neutra analizando el tipo sal que hidroliza.

4.1 Analizará el efecto que tiene un ion común, en una solución de un ácido o una base débil.

4.2 Determinará el pH de una solución reguladora o buffera y calculará el cambio que se produce en el pH cuando se le añade pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte.

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5.1 Aplicará el concepto de neutralización a los diferentes tipos de reacciones ácido-base.

a) Reacciones de ácidos y bases fuertes.

b) Reacciones de ácidos débiles con bases fuertes. c) Reacciones de ácidos fuertes y bases débiles d) Reacciones de ácidos y bases débiles

y determinará el pH de la solución resultante.

5.2 Reconocerá la necesidad de la presencia de los indicadores en las titulaciones ácido-base.

6.1 Establecerá la expresión de la constante de equilibrio para el equilibrio existente cuando sales ligeramente solubles se disuelven en agua.

6.2 Reconocerá que la solubilidad de una sal iónica, es la concentración de la sal disuelta en una solución saturada.

6.3 Predecirá que efecto tiene sobre la solubilidad de la sal el agregado de un ion común a la solución.

6.4 Concluirá a partir de los valores de la constante de solubilidad la posibilidad de la separación de dos sales en una solución acuosa.

1. Identifique pares ácido-base conjugados en cada una de las siguientes reacciones en solución acuosa: H2C2O4 + H2O HC2O4- + H3O+ NH2- + H2O NH3 + OH- H3O+ + HPO42- H2PO4- + H2O PH4+ + H2O PH3 + H3O+ NH4+ + CN- NH3 + HCN CH3NH2 + H2O CH3NH3+ + OH -PROBLEMAS PROPUESTOS

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2. Calcule [H3O+], [OH-], pH y el pOH de cada una de las siguientes soluciones de ácidos y

bases fuertes.

a) Una solución 0,01 M de HClO4

b) Una solución preparada disolviendo 4 g NaOH(s) en 100 mL de agua c) Una solución 1,8.10-2 M de HBr.

d) Una solución formada por la mezcla de 100 mL de HBr 0,01 M y 20 mL de HCl 2.5.10-3 M.

e) 2,00 mL de HClO4 0,50 M, diluidos a 50.0 mL

f) Una solución formada por la adición de 5 g NaOH y 4 g de KOH a 1 L de agua. g) 10 mL de Ca(OH)2 0,2 N diluidos a 100 mL

3. Calcule el pH, pOH y el % de ionización para cada una de las siguientes soluciones acuosas a 25 ºC.

a) Acido acético (CH3COOH) 0,1 M

b) Acido nitroso (HNO2) 0,01 M

c) Acido cianhídrico (HCN) 1 M d) Metilamina (CH3NH2) 0,1 M

e) Amoníaco acuoso (NH3) 0,1 M.

4. Una solución 0,20 M de un ácido débil HX está ionizado 9.4 %. Calcule Ka para HX.

5. El ingrediente activo en una aspirina es el ácido acetilsalicílico, HC9H7O4, un ácido

monoprótico con Ka = 3,3.10-4 ¿Cuál es el pH de la solución obtenida al disolver dos tabletas de aspirina que contienen 325 mg de ácido acetilsalicílico, en 250 mL de agua?

R: a) 2,87; 1,34% b) 2,72; 19,1% c) 4,70; 0,002% d) 11,34; 2,21% e) 11,13; 1,34% R: pH: a) 2 b) 14 c) 1,74 d) 2,06 e) 1,70 f) 13,3 g) 12,3 e) 11,13, 1,34% R: 1,95.10-3 e) 11,13, 1,34% R: 2,86 e) 11,13, 1,34%

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6. La morfina C17H19NO3, es una base débil que contiene un átomo de nitrógeno, y tiene un

pKb = 6.1 Cuál es el pH de una solución 0,50 M de morfina.

7. Dadas las siguientes soluciones a 25 ºC:

a) NH4OH 0,1 M b) NH4OH 0.05 M c) CH3COOH 0,1 M d) CH3COOH 0,2 M

Responda lo siguiente: ¿Cuál tiene mayor pH? ¿Cuál tiene mayor pOH? ¿Cuál de las soluciones es la más básica?

8. Conteste las siguientes preguntas para soluciones 0,10 M de los ácidos débiles que se indican: HF, HNO2, CH3COOH, HOCl, HCN.

a) Mayor pH; b) menor pH; c) mayor pOH; d) mayor [H3O +] e) concentración

más alta del anión del ácido débil; f) concentración más baja del anión del ácido débil; g) mayor % de ionización.

9. Conteste las siguientes preguntas para so luciones 0,10 M de las siguientes bases débiles: NH3, CH3NH2, (CH3)2NH

a) mayor [H3O+]; b) menor pH; c) menor pOH; d) concentración más alta de

moléculas no ionizadas de base débil e) mayor % de ionización

10. El vinagre es una solución acuosa diluida de ácido acético (CH3COOH). La densidad de

una muestra de vinagre blanco que contiene 5 % de masa de CH3COOH es 1.01 g/mL.

Calcule el pH de esa solución.

11. Calcule las concentraciones de todas las especies presentes en una solución de H2CO3

0.1 M. R: 10,8

e) 11,13, 1,34%

R: Mayor pH (a); mayor pOH (d); (d) más ácida; (a) menos ácida e) 11,13, 1,34% R: a) HCN b) HF c) HF d) HF e) HF f) HCN g) HF e) 11,13, 1,34% R: a) NH3 b) NH3 c) (CH3)2NH d) NH3 e) (CH3)2NH e) 11,13, 1,34% R: 2,41 e) 11,13, 1,34%

R: [H+] = [HCO3-] = 2,05.10-4 M , [CO3=] = 4,8.10-11 M , [OH-] = 4,88.10-11 M

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12. Calcule las concentraciones de todas las especies presentes en una solución 0,10 M de H3PO4.

13. Calcule las concentraciones de todas las especies presentes en una solución 0,2 M de H2SO4.

14. Calcule el pH y el % de hidrólisis de soluciones acuosas 0,15 M de las siguientes sales: a) KNO3 ; b) NaNO2 ; c) NH4NO3

15. a) Ordene las siguientes bases en orden creciente de basicidad: NH3 acuoso, C6H5NH2,

CN-, OCl

-b) Suponga que cuenta con soluciones 0.05 M de c/u de los siguie ntes solutos: NH3,

C6H5NH2, NaCN y NaClO ¿Qué solución será más básica y cuál menos básica?

16. Calcule el pH de una solución: a) 0,1 M de Na2S b) 0,1 M de NaHS

17. Calcule el pH de una solución: a) 0,1 M de NaHCO3 b) 0,1 M de Na2CO3

18. En un experimento un estudiante encuentra que los valores de pH de tres soluciones 1.0 M de las sales KX, KY y KZ son: 7.0, 9.0 y 110 respectivamente. Ordene los ácidos HX, HY y HZ en orden creciente de fuerza ácida.

R: [H3PO4] = 0,076 M; [H3O +] = 0,024 M = [H2PO4-]; [HPO4-] = 6.2.10-8 M [PO43- ] = 9,3.10-19 M e) 11,13, 1,34% R: [H3O+] = 0,211 M; [HSO4-] = 0,189 M; [SO4=] = 0,011 R: a) 7,0 ; 0 b) 8,26 ; 1,2.10-3 c) 5,04 ; 6.10-3 R: a) C6H5NH2 < OCl- < NH3 < CN- ; b) NaCN, ; C6H5NH2 R: a) 12,76 b) 10 R: a) 9,69 b) 11,65 R: HZ < HY < HX

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19. Dados las siguientes soluciones, todas de una misma concentración: a) NH4Cl b) CH3COONa c) NaCN d) Na2CO3 e) KNO3

y dados los siguientes valores de pH: 7,00; 5,00; 11,32; 11,78 y 9.00, seleccione para cada solución su respectivo valor de pH.

20. Si 0,18 moles de NH4 Cl se mezclan con 0,10 moles de NH4OH y suficiente cantidad de

agua hasta obtener un litro de solución. a) Calcule el pH de la solución resultante,

b) Calcule el pH final si a la solución obtenida en (a) se le añaden: i) 10 mL de NaOH 1M, ii) 10 mL de HCl 1 M

21. Se tiene un litro de una solución buffer 0,2 M en CH3COOH y 0,2 M en CH3COONa.

Calcule la variación de pH y el pH de la solución resultante cuando: a) se toman 500 mL de dicha solución y se le agregan 50 mL de HCl 0,1 M b) se toman los otros 500 mL del buffer original y se le agregan 100 mL de NaOH 0,1 M.

22. ¿Qué volumen de NH3 acuoso 6 M se debe mezclar con 50 mL de solución 2 M de NH4Cl

para obtener una solución cuyo pH = 9,50?

23. Calcular la variación del pH cuando a 500 mL de solución 0,10 M en metilamina, CH3NH2, y 0,20 M en cloruro de metilamina CH3NH3Cl se le añaden:

a) 0,01 moles de HNO3

b) 0,01 moles de NaOH

Suponga que no hay cambio en el volumen al añadir el ácido y la base. R: a) 5,00 b) 9,00 c) 11,32 d) 11,78 e) 7,00

R: a) 9,0 b) i. 9,07 c) ii. 8,94

R: a) 4,70 , -0,04 b) 4,83 , 0,09

R: 29 mL

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24. Describa el cambio en el pH (aumento, disminución o ninguno) que resulta de cada una de las siguientes adiciones:

a) Acetato de potasio (CH3COOK) a una solución de ácido acético (CH3COOH).

b) Nitrato de amonio (NH4NO3) a una solución de amoníaco (NH3).

c) Formiato de sodio(HCOONa) a una solución de ácido fórmico (HCOOH). d) Cloruro de potasio (KCl) a una solución de HCl.

25. El pH del plasma sanguíneo es 7.40. Suponiendo que el sistema amortiguador principal es el HCO3-/H2CO3, calcule la relación [HCO3-]/[H2CO3]. ¿Cuándo es más eficaz este

amortiguador cuando se agrega un ácido o una base?

26. 20 mL de una solución 0,20 M de HCl se titulan con una solución 0,20 M de NaOH. Calcular el pH de la solución resultante luego de la adición de los siguientes volúmenes de base:

a) 15 mL b) 19.9 mL c) 20.0 mL d) 20.1 mL e) 25 mL

28. Considere la titulación de 40.0 mL de NH3 0.10 M. Calcule el pH después de añadir los

siguientes volúmenes de HCl 0.10 M en mL: a) 0,0 b) 20 c) 39.5 d) 40 e) 40.5 f) 50.0

29. Calcular el pH de la solución que se obtiene mezclando 50 mL de KOH 0,1 M con 25 mL de HF 0,1 M.

30. ¿Cuál es el pH de la solución que se obtiene mezclando 0,18 moles de NH4Cl, 0,1 mol de

NH4OH y 0,01 mol de HCl diluidos a 1 L de solución?

R: a) aumento b) disminución c) aumento d) ninguno

R: 10,47, ácido

R: a) 1,54 b) 3,30 c) 7,00 d) 10,70 e) 12,35

R: a) 11,13 b) 9,26 c) 7,36 d) 5,28 e) 3,21 f) 1,95

R: 12,52

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31. Al mezclar 80 mL de CH3COOH 0,3 M con un volumen desconocido de NaOH 0,2 M se

obtiene una solución cuyo pH = 4. Calcule el volumen de NaOH utilizado.

32. Cuando se titulan 50 mL de ácido ciánico (HOCN) 0,20 M, con NaOH 0,10 M. ¿Cuál será el pH?

a) Después de agregar 10.0 mL de base.

b) Cuando se ha neutralizado la mitad del HOCN. c) En el punto de equivalencia.

d) Cuando se ha añadido 110 mL de base.

33. Se mezclan 100 mL de solución 1 M de NH4OH con 9,63 g de NH4Cl y suficiente cantidad

de agua hasta obtener 200 mL de solución.

¿Cuántos gramos de NaOH sólido deben agregarse a la solución anterior para producir una variación en el pH de 0,09 unidades? Considere que no hay cambio de volumen al añadir el sólido.

34. a) ¿Cuántos gramos de acetato de sodio sólido anhidro (CH3COONa), deben añadirse a

100 mL de HCl 0,11 M para obtener una solución amortiguadora de pH = 4,60?

b) Si a la solución se le añaden 10 mL de HNO3 0,4 M ¿Cuál será el pH de la solución

resultante?

Se supone que el volumen de solución no cambia al añadir el sólido.

35. Escriba una ecuación para la disolución y la expresió n de la constante del producto de solubilidad para c/u de los siguientes compuestos poco solubles:

a) PbSO4 b) AgBr c) Mg(OH)2 d) Ag2CO3 e) Ag2S f) MgC2O4 g) Fe3(AsO4)2

36. A partir de los datos de solubilidad que se dan para los siguie ntes compuestos, calcule sus constantes del producto de solubilidad.

a) AgI, 2.8.10-6 g/L R: 18,5 mL

R: a) 2,51 b) 3,46 c) 8,14 d) 11,80

R: 0,516 g

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Departamento de Química Aplicada – Facultad de Ingeniería UCV b) BaF2, 0,012 g/10 mL

c) Ag2SO4, 5.7 g/L

d) Ag3PO4 6.7.10-3 g/L

37. Calcule las solubilidades molares, concentraciones de los iones constituyentes y solubilidades en g/L para los siguientes compuestos a 25 ºC.

a) Cromato de estroncio, SrCrO4

b) Hidróxido de hierro (II) Fe(OH)2

38. Determine la solubilidad en moles/L, del PbBr2 en:

a) agua pura; b) en una solución 0.1 M de NaBr; c) en una solución 0,20 M de Pb(NO3)2.

39. Si se mezclan los siguientes volúmenes de las soluciones que se indican ¿se formará un precipitado?

a) 100 mL de AgNO3 5.10-4 M y 100 mL de KCl 1,9.10-3 M

b) 200 mL de Pb(NO3)2 0.015 M y 100 mL de NaI 0.033 M

c) 200 mL de Ag NO3 0,015 M y 50 mL de Na2SO4 0,01 M

40. Se introducen 1.10-4 g AgI en un recipiente y se añade agua hasta obtener un litro de solución ¿se disolverá o no completamente el AgI?

R: a) 1,4.10-16 b) 1,28.10-6 c) 2,45.10-5 d) 1,77.10-18 R: a) [Sr2+] = [CrO4=] = 6.10-3 M , S = 1,22 g/L b)[Fe2+] = 1,25.10-5 M , [OH-] = 2,5.10-5 M , S = 1,12.10-3 g/L R: a) 1,16.10-2 M b) 6,3.10-4 M c) 2,8.10-3 M R: si : a, b no: c R: no

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41. Suponga que se desea recuperar la plata de una solución acuosa que contiene un compuesto soluble de plata, como AgNO3, precipitando los iones plata en forma de algún

compuesto insoluble como AgCl.

a) ¿Cuánto cloruro de sodio en g/L, debe añadirse para reducir la [Ag+] a 1.10-8 M? b) ¿Qué masa de Ag+ quedará en solución?

c) ¿Qué volumen de solución contendrá un gramo de Ag+?

42. Se desea eliminar iones calcio (Ca++) del agua potable de cierta ciudad añad iéndole carbonato de sodio anhidro, Na2CO3 ¿qué concentración final de CO3= se requiere para

reducir la [Ca++] del agua a 8.10-5 M? ¿Qué volumen de esta solución contiene 1 g de Ca++? Suponga que no se produce variación de volumen al añadir el carbonato de sodio.

43. Se añade Na2SO4 sólido con lentitud a una solución de Pb(NO3)2 0,10 M y Ba(NO3)2

0,1M

a) ¿En qué orden se formarán el PbSO4 sólido y el BaSO4 sólido?

b) ¿Cuál será la concentración del catión (Pb++ o Ba++) que precipita primero, cuando se inicia la precipitación del segundo sulfato?

44. Al mezclar 50 mL de una solución 0,20 M de NaI con 150 mL de una solución 0,02 M de Pb(NO3)2, ¿precipitará PbI2?. Si su respuesta es afirmativa, calcule las concentraciones de

los iones plomo (Pb2+) y yoduro (I-) que quedan en solución. R: a) > 1,05 g/L b) 1,08.10-6 g/L c) 9,26.105 L

R: 6,10-5 M, 416,7 L

R: a) 1. BaSO4 2. PbSO4 b) 6.10-4 M

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