CAPÍTULO 4: ÁCIDOS Y BASES II

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 82 CAPÍTULO 4: ÁCIDOS Y BASES II En este capítulo se estudiarán las formas de cálculo de ph de ácidos y bases polipróticas, de mezclas de ácidos con bases y la preparación de soluciones amortiguadoras. Objetivos del Capítulo 1. Se dan a conocer los procedimientos de cálculo para ácidos polipróticos y polibases. 2. Se aprende a calcular el ph de soluciones obtenidas al mezclar ácidos (fuertes, de fuerza media y débil), con bases (fuertes, de fuerza media y débil). 3. Se aprende a calcular el ph de soluciones obtenidas al mezclar ácidos entre sí. 4. Se aprende a calcular el ph de soluciones obtenidas al mezclar bases entre sí. 5. Se define, prepara y calcula la capacidad de las soluciones tampón. 4.1. Ácidos Polipróticos Los ácidos polipróticos son aquellos que contienen más de un átomo de hidrógeno ionizable por molécula. La constante de ionización es diferente para cada paso de disociación. Cada protón sucesivo se libera con mayor dificultad que el anterior, ya que queda más fuertemente atraído por el anión formado. Por ejemplo, para el ácido carbónico en agua: 1 ra Ionización) H 2 CO 3 + H 2 O HCO 3 + H 3 O + K 1 = 4.5 10 7 2 da Ionización) HCO 2 3 + H 2 O CO 3 + H 3 O + K 2 = 4.8 10 11 Ionización Global) H 2 CO 3 + 2H 2 O CO 2 3 + 2H 3 O + K t = 2.16 10 17 (K t = K 1 x K 2 ) A título de ejemplo se muestran las tres disociaciones sufridas por el ácido fosfórico: 10.7.9410 10.6.3110 10.5.010 Dado que los valores de las constantes, lo cuál demuestra que están lo suficientemente separados, se puede suponer que la concentración de protones es suministrada solamente por la primera etapa de ionización (.

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 83 De los ácidos polipróticos comunes, el ácido sulfúrico es el único que se comporta como ácido fuerte. En su primera etapa de disociación está prácticamente ionizado al 100%, mientras que el anión sulfato ácido, es un ácido débil que sólo se disocia parcialmente: O O 1 10.1.2610 Se puede considerar que solamente la primera disociación del ácido sulfúrico contribuye de forma significativa al aporte de protones a la disolución. Los cálculos de equilibrio para ácidos polipróticos son complejos porque las concentraciones de las distintas especies presentes están determinadas por los equilibrios sucesivos. La resolución exacta requiere la resolución de una ecuación de cuarto grado. Para evitar una resolución compleja, se hacen simplificaciones, que permiten obtener una ecuación cuadrática. En el caso de un ácido diprótico, se tiene E 40 Donde es la primera constante de disociación y es la concentración inicial del ácido. La ecuación E 40 es válida bajo las siguientes aproximaciones: [H 3 O + ]» 1x10 6 M, se considera que el ph de ácido siempre será menor a 7. C a» K 2, las correspondientes constantes de disociación, disminuyen mucho (aproximadamente un factor de 10 4 a 10 5 ) para cada una de las ionizaciones sucesivas. Por esto es válido asumir que la concentración del ácido será mucho mayor a la segunda constante de ionización del ácido poliprótico. [H 3 O + ]» K 2, ésta surge como consecuencia de las anteriores aproximaciones (en una solución ácida, la concentración de protones será mayor a la segunda constante de ionización). Ej 1) Calcular la concentración de protones de una solución que contiene ácido fosfórico (H 3 PO 4 ), cuya concentración inicial es 1.00 x 10 2 M. Este ácido es triprótico, por lo tanto tiene tres equilibrios y tres constantes de ionización: K 1 = 10 2.1 K 2 = 10 7.2

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 84 Aplicando la ecuación E 40: K 3 = 10 12.4... 5.47 10 M ph = 2.26 Evaluando las aproximaciones: [H 3 O + ] 1.0 10 M, se tiene 5.47 10 1.0 10, aproximación válida C a» K 2, como C a 1.00 x 10 2 M y K 2 = 10 7.2 = 6.31 x 10 8, entonces: 100.. 100 6.31 10 % < 5% aproximación válida [H 3 O + ]» K 2, como [H 3 O + ] = 5.79 10 M y K 2 = 6.31 x 10 8, entonces: 100.. 100 1.15 10 % < 5% aproximación válida Al ser las tres aproximaciones válidas, el resultado de ph es correcto. 4.2. Bases Polivalentes Son especies químicas (bases) que en solución pueden captar dos o más protones ácidos. Al igual que para la resolución exacta de un ácido poliprótico, para una base polivalente se debería resolver una ecuación de cuarto grado. Sin embargo, esta resolución se simplifica a la ecuación cuadrática (E 41). E 41 Esta ecuación es válida bajo las siguientes aproximaciones: [H 3 O + ] 1x10 8 M, se considera que el ph de una base siempre será mayor a 7. C b K 1» K W, en general, para las bases polivalentes, la última constante (K n ) reemplaza a K 2 y la penúltima (K n 1 ) a K 1, en la ecuación E 41. [H 3 O + ] «K 1, ésta surge como consecuencia de las anteriores aproximaciones. Ej 1) Calcular la concentración de protones de una solución que contiene fosfato introducido como fosfato de sodio, cuya concentración inicial es 1.00 x 10 2 M. Este base puede captar hasta tres

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 85 protones acídicos, por lo tanto tiene tres equilibrios y tres constantes de ionización (en este caso K 2 y K 1 deben ser reemplazadas por K 3 y K 2, respectivamente). El Na 3 PO 4 se disocia según: 3 Posteriormente se suceden las reacciones de hidrólisis: 10. 10. 10. Empleando la ecuación E 48: 3 10 14 10 14 2 4 10 2 10 14 10 12.1 2 10 2 1.31 10 M ph = 11.88 Evaluando las aproximaciones: [H 3 O + ] 1x10 8 M, se tiene 1.31 10 1x10 8 aproximación válida C b K 2» K W, como C b K 2 1.00 x 10 2 x 10 7.2 = 6.31 x 10 10 y K W 1.0 x 10 14 entonces: 100.. 100 1.58 10 % < 5% aproximación válida [H 3 O + ] «K 2, como [H 3 O + ] = 1.31 10 M y K 2 = 10 7.2, entonces: 100.. 100 2.08 10 % < 5% aproximación válida Al ser las tres aproximaciones válidas, el resultado de ph es correcto. 4.3. Anfóteros El cálculo de ph de estas especies (HSO 4 H 2 O, HCO 3, H 2 PO 4 ) que se comportan como ácido y como base no depende de la concentración del mismo. El ph de una solución de anfótero se calcula por la semisuma de los pka. La fórmula es igual que para las sales cuyos iones tienen propiedades ácido base. E 42 Ej 1) Calcular el ph de una solución de bicarbonato de sodio 0.015 M.

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 86 Las posibles reacciones son: O O CO 10. 10. Aplicando la ecuación E 42, se tiene:.. 8.35 Así, en el cálculo del ph de un anfolito, no se considera el valor de la concentración. 4.4. Mezclas de Ácidos y Bases Estas mezclas son de gran importancia en operaciones analíticas como industriales. Las posibilidades de interacción son: Mezclas de ácidos entre si Mezclas de bases entre si Mezclas entre ácidos y bases 4.4.1. Mezclas Entre Ácidos Se realizan los cálculos para determinar el ph de mezclas de soluciones obtenidas por la mezcla de ácidos entre sí, ya sean fuertes, de fuerza media y/o débiles. 4.4.1.1. Mezclas de Ácidos Fuertes El cálculo de las concentraciones en el equilibrio de una mezcla de ácidos fuertes es un problema sencillo ya que no hay ninguna interacción y la concentración total de protones es la suma de los aportados individualmente por los ácidos. Ej 1) Cuál es el ph de la mezcla de una solución obtenida al mezclar 20 ml de HCl 0.1M con 100 ml de HNO 3 0.01M? En los cálculos, se debe considerar el efecto de la dilución que sufre cada ácido por separado, entonces se determina el volumen final:

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 87 V t = V HCl + V HNO3 V t = (20 + 100) ml V t = 120 ml.. = 0.0167 M = 0.0083 M H O 0.0167 0.0083 M 0.025 M ph 1.60 El ph de la mezcla debe encontrarse en el rango de ph de los ácidos individuales: ph HCl < ph Mezcla < ph HNO3 1 < 1.6 < 2 4.4.1.2. Mezclas de Ácido Fuerte y Ácido Débil La concentración de protones es, prácticamente, la suministrada por el ácido fuerte, que ejerciendo un efecto de ión común sobre el ácido débil disminuye la extensión de su disociación. Ej 1) Cuál es el ph de la mezcla de una solución de 50 ml de HCl 10 1 M con 100 ml de HNO 2 10 1 M (K ab = 5.1x10 4 )? La concentración global de hidronios que defina el ph de la mezcla estará definido por: H O H O H O, donde af: ácido fuerte y ad: ácido débil. El HCl al ser un ácido fuerte se disocia completamente por lo que: C a = H O = 10 1 ph 1.0 En el caso del HNO 2, este es un ácido débil por lo que su disociación es parcial y su ph será: K a = 5.1x10 4 10 5.1 10 H O 7.1410 M ph 2.15 Corrigiendo los efectos de dilución: V t = V HCl + V HNO2 V t = (50 + 100) ml V t = 150 ml Para el HCl: H O = 3.33 10 M que es H O procedente del HCl en la mezcla.

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 88 Para el HNO 2 : H O = 0.067 M que es H O inicial aportados por el HNO 2 en la mezcla. La H O del ácido débil en el equilibrio H O, cuando se produce una mezcla entre un ácido fuerte (af) y uno débil (ad) puede ser calculado por 14 : E 43 Se puede simplificar esta relación, cuando» Kab (más de 100 veces), por lo que la anterior ecuación se reduce a: Reemplazando los valores encontrados:.... H O 9.9610 M Reemplazando este valor en la relación inicial: H O H O H O H O 3.3310 9.9610 3.42 10 M ph 1.46 El ph de la mezcla debe estar en el rango entre el ph del ácido fuerte y el ph del ácido débil: ph HCl < ph Mezcla < ph HNO2 1 < 1.46 < 2.15 4.4.1.3. Mezclas de Ácidos Débiles Cuando se mezclan varios ácidos débiles, normalmente hay uno más fuerte que los demás que ejerce efecto de ión común sobre el resto de los ácidos, estando la concentración de protones condicionada por el más fuerte. La relación que establece la concentración de protones en una mezcla de ácidos débiles o de fuerza media en equilibrio está definida por (se omite la demostración): E 44 14 Se omite demostración de la ecuación.

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 89 Esta ecuación es válida siempre y cuando se cumpla que H O» y. Ej 1) Cuál es el ph que se obtiene cuando se mezcla una solución de 50 ml de CH 3 COOH 5x10 2 M con K ab = 1.91x10 5 y 100 ml de NH 4 NO 3 1x10 1 M con K ab = 6.31x10 10? Como se trata de ácidos de fuerza media a débil, la concentración de protones para el CH 3 COOH puede ser definida por: H O C K 510 1.91 10 9.7610 ph 3.01 En el caso del NH 4 NO 3 se tiene que, esta sal se disocia completamente y genera el equilibrio del amonio según: H O C K 110 6.3110 9.7610 ph 5.10 Así el ph de la mezcla estará entre 3.01 a 5.10. Los efectos de la dilución son: V t = (50 + 100) ml V t = 150 ml La concentración inicial de CH 3 COOH en la mezcla es: H O = 1.67 10 M La concentración inicial de NH 4 en la mezcla es: H O = 6.67 10 M Aplicando la ecuación E 44, podemos establecer la concentración de H O en la mezcla: 1.6710 1.9110 6.6710 6.3110 5.63 10 ph 3.25 que se encuentra en el rango de la mezcla: 3.01 < 3.25 < 5.10

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 90 4.4.2. Mezclas Entre Bases Se realizan los cálculos para determinar el ph de mezclas de soluciones obtenidas por la mezcla de bases entre sí, ya sean fuertes, de fuerza media y/o débiles. 4.4.2.1. Mezclas de Bases Fuertes Esta situación es relativamente sencilla de resolver, debido a la completa disociación de estas bases en solución. Sólo se debe considerar el efecto de la dilución. Luego a partir de la relación ó 14 es posible encontrar el ph. Ej 1) Cuál es el ph que se obtiene al mezclar 100 ml de una solución de NaOH 0.01M con 50 ml de KOH 0. 1M? La solución de NaOH tiene ph = 12 y la solución de KOH tiene ph = 13. V t = (50 + 100) ml V t = 150 ml.. = 0.04 M H O 11014 2.510 13 0.04 ph 12.6 que se encuentra en el rango de ph de las bases fuertes 12.0 < 12.6 < 13.0 4.4.2.2. Mezclas de Base Fuerte y Base Débil La relación que establece la concentración de oxhidrilos de una base débil o de fuerza media en una mezcla de base fuerte con una de fuerza media a débil es: E 45 Esta ecuación es válida siempre y cuando C bd» H O (válido para bases débiles). Ej 1) Cuál es el ph que se obtiene cuando se mezcla una solución de 50 ml de NaOH 1x10 2 M con 100 ml de otra solución de amoniaco 1x10 1 M con K ab = 6.31x10 10?

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 91 El ph de la solución de NaOH es: OH 110 2 ph 12.0 Mientras que para el amoniaco se tiene:.. 7.9410 M ph 11.1 Así el ph de la mezcla estará entre 11.1 a 12.0. Los efectos de la dilución son: V t = (50 + 100) ml V t = 150 ml La concentración inicial de NaOH en la mezcla es: C = 3.33 10 M = OH (base fuerte) La concentración inicial de amoniaco en la mezcla es: C = 6.67 10 M Considerando la ecuación E 45, se tiene que: 4 2 6.31 103.3310 10 6.31 10 3.3310 10 4 6.3110 10 6.6710 2 6.31 10 2.9110 M 3.4710 M Luego el aporte global será: (3.33 10 2.9110 3.62 10 M 2.7510 M ph 11.56 11.1< 12.6 < 12.0) 4.4.2.3. Mezclas de Bases Débiles Cuando se mezclan varias bases débiles, normalmente hay una más fuerte que las demás que ejerce efecto de ión común sobre el resto de las bases, estando la concentración de oxhidrilos condicionada por la base más fuerte.

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 92 La relación que establece la concentración de protones en una mezcla de bases débiles o de fuerza media en equilibrio está definida por (se omite la demostración): E 46 Esta ecuación es válida siempre y cuando se cumpla que C 1» H O y. 4.4.3. Mezcla de Ácidos con Bases Se evalúa la forma de calcular el ph cuando se mezclan soluciones ácidas (fuerte, débiles) con soluciones básicas (fuertes, débiles). 4.4.3.1. Mezclas de Ácido Fuerte con Bases Fuerte Reaccionan, neutralizándose los protones con los hidroxilos producidos por ellos. Si están en igual concentración, la solución final será neutra, ph = 7. Si están en concentración diferentes, la solución final será ácida o básica, dependiendo de la especie que esté en mayor concentración. En función del contenido mayoritario de moles de protones u oxidrilos, se pueden presentar tres situaciones: Moles de ácido (n a ) > moles de oxidrilos (n b ) H O = ph log Moles de ácido (n a ) = moles de oxidrilos (n b ) H O = 0 ph 7.00 Moles de ácido (n a ) < moles de oxidrilos (n b ) OH = ph log Ej 1) Calcular el ph de unas solución que se obtiene al mezclar 100 ml de solución 510 M de HCl con 10 ml de solución 110 M de NaOH. El ph del HCl = 1.30, mientras que el ph del NaOH = 13.00, por lo cual el ph de la mezcla se hallará en este rango.

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 93 El volumen total: V t = (100 + 10) ml V t = 110 ml Como la concentración de ácido es mayor a la de la base H O = H O H O 3.6410 M ph 1.44 4.4.3.2. Mezclas de Ácido Fuerte con Bases Débil También tiene lugar la neutralización, pero la situación es variable dependiendo de la relación de concentraciones en que se pongan el ácido fuerte (HA) de concentración C a y la base débil (BD), con constante ácido base K ab y concentración C b ; se tendrán las siguientes variantes: Moles de ácido (n a ) < moles de base (n b ) C y C Moles de ácido (n a ) = moles de base (n b ) C el ph se calcula con la ecuación general de Brønsted Lowry 7.0 Moles de ácido (n a ) > moles de base (n b ) C y C En cualquiera de la situaciones, el ph de la mezcla se encontrará entre un ph inferior definido por el ácido y un ph superior, definido por la base débil. 4.4.3.3. Mezclas de Ácidos Débil con Base Fuerte En este caso, una base débil HA de concentración C HA y constante ácido base K ab se mezcla con una solución de una base fuerte DOH de concentración C B, se generan las siguientes variantes: Moles de oxidrilo (n b ) < moles de ácido (n a ) C y C Moles de oxidrilo (n b ) = moles de ácido (n a )

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 94 C el ph se calcula con la ecuación general de Brønsted Lowry 7.0 Moles de oxidrilo (n b ) > moles de ácido (n a ) C y C En cualquiera de la situaciones, el ph de la mezcla se encontrará entre un ph inferior definido por el ácido y un ph superior, definido por la base débil. 4.4.3.4. Mezclas de Ácido Débil con Base Débil En esta mezcla, se tiene un ácido fuerza media o débil HA de concentración C HA y constante ácido base K ab se mezcla con una solución de una base de fuerza media o débil DB de concentración C B y constante básica K B = K W / K HB es su constante ácido base. Es posible tener las siguientes situaciones: H O» OH 0 H O OH 0 H O «OH 0 4.5. Soluciones Buffer o Tampón Se denominan soluciones reguladoras, amortiguadoras, tampón o buffer ciertas disoluciones que ofrece resistencia a los cambios de ph cuando se añade un ácido o una base, o cuando se diluye la muestra. Un tampón está formado por una mezcla de un ácido y su base conjugada y su acción amortiguadora se debe a las propiedades de equilibrio entre el ácido y su base conjugada. Cuando una disolución no está amortiguada (tamponada), la introducción de una pequeña cantidad de ácido o de base puede modificar en varias unidades el valor del ph.

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 95 Consideremos el equilibrio del ácido acético y acetato en la reacción: Como tomando el logaritmo negativo de ambos miembros: reordenando: Esta ecuación en términos generales, conocida como la ecuación de Henderson Hasselbalch, controla el comportamiento de los tampones. E 47 Donde [HA] y [A ] son las concentraciones del ácido y la base conjugada del sistema en cuestión. A partir de la ecuación anterior puede comprobarse que al variar la relación [A ]/[HA] en un valor de 10, el ph sólo se altera en una unidad. Cuando la concentración de A aumenta, el ph también lo hace, cuando la concentración de HA se incrementa, disminuye el ph. Ej 1) Que ph tendrá una solución amortiguadora que contiene 0.1moles de ácido acético y 0.1 moles de acetato de sodio en 1 L de solución? Aplicando la ecuación E 47: 4.75.. 4.75 Ej 2) Cuál será el ph final en de la solución si se añade 1 ml de HCl 12 M (concentrado), a 1 L de las siguientes soluciones? a) H 2 O pura y b) la solución amortiguadora del Ej 1. a) En el caso del agua pura, se tendrá que: C 0.012 M 1.92 b) En el caso de la solución tampón, el HCl adicionado altera el equilibrio, desplazando el mismo a la mayor formación de en la misma proporción en que se reducen las concentraciones de e, esquematizados en la siguiente ecuación:

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 96 0 0 Como la concentración añadida es = 0.012M, las concentraciones en el nuevo equilibrio serán: 0.1 0.012 0.088 0.1 0.012 0.112 Y el valor del ph será: 4.75.. 4.65 Como se establece, es notable el efecto de amortiguación que posee la solución constituida por el par respecto de agua pura. 4.5.1. Capacidad Tampón La mayor o menor resistencia de una solución a los cambios de ph, está dada por la capacidad tampón (), definida como: Donde : numero de milimoles de ácido o de base agregados y variación de ph correspondiente. Mientras mayor sea el valor de, mayor será la resistencia a los cambios de ph. Para calcular la capacidad tampón de una solución, se emplea la fórmula de Van Slyke: Donde: : Capacidad tampón 2.303 E 48 2.303: factor de cambio de la base logarítmica C t : concentración total (C a + C b ) K ab : constante del par ácido base empleado como tampón : Concentración de protones de la solución : Concentración de oxidrilos de la solución

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 97 Así, si se conoce el ph de una solución tampón y las concentraciones molares del ácido y su base conjugada, es posible calcular la capacidad tampón. Ej 3) Se ha preparado una solución tampón adicionando 0.2 mol/l de ácido acético y 0.1 mol/l de acetato. El ph de la solución se ha ajustado a 5.0 añadiendo NaOH. Cuántos moles/l de NaOH se requieren para incrementar el ph a 5.1? Para calcular la capacidad tampón requerimos determinar, y 0.2 0.1 0.3 5.0 10 M 10 M y 10. En la ecuación E 48: 2.303 2.303... 1010 0.156 de base por unidad de ph Por lo tanto la cantidad de NaOH requerido será: 5.1 5.0 0.156 0.016

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 98 4.6. Problemas 1) Calcular las concentraciones de todas las especies iónicas y moleculares en las siguientes soluciones: a) KCN 1.0 10 M (pk a = 9.37, pk w = 13.97) b) KCN 2.50 10 M + HCN 3.00 10 M (pk a = 9.38, pk w = 13.98) c) KNO 2 0.01 M y HNO2 2.10 10 M (pk a = 3.21, pk w = 13.91) d) H 3 BO 3 0.01M (pk a = 9.24, pk w = 14.00) 2) Calcular el ph de las siguientes soluciones de concentración 0.02M: a) H 2 S (pk 1 = 7.0, pk 2 = 12.9) b) H 2 C 2 O 4 (pk 1 = 1.2, pk 2 = 4.14) c) H 3 PO 4 (pk 1 = 2.06, pk 2 = 7.03, pk 3 = 12.1) d) H 2 CO 3 (pk 1 = 6.35, pk 2 = 10.33) 3) Calcular la concentración de protones en: a) Una solución de H 2 SO 4 1.0 10 M (pk 2 = 1.87) b) Una solución de H 2 C 2 O 4 1.0 10 M (pk 1 = 1.3, pk 2 = 4.25) 4) Cuál es el ph de una solución 5.0 10 M cloruro de glicina? (pk 1 = 2.35, pk 2 = 9.71) 5) Calcular la concentración de protones en las siguientes soluciones: a) Na 2 S 0.05 M (pk 1 = 6.8, pk 2 = 12.4, pk w = 13.76) b) N 3 PO 4 1.0 10 M (pk 1 = 2.09, pk 2 = 7.08, pk 3 = 12.2, pk w = 13.94) c) Na 2 CO 3 0.15 M (pk 1 = 5.95, pk 2 = 9.53, pk w = 13.60) d) Na 2 CO 3 3.5 10 M (pk 1 = 6.32, pk 2 = 10.27, pk w = 13.97) e) Etilendiamina 1.0 10 M (pk 1 = 6.79, pk 2 = 9.90, pk w = 14.00) 6) El agua expuesta a la atmósfera puede absorber CO 2 atmosférico. Calcular la concentración de H 2 CO 3 en dicha solución cuyos valores de ph son 5.00, 5.50, y 6.00. comentar sobre la posible aplicación de medidas de ph para determinar la cantidad de CO 2 disuelto en H 2 O. 7) Calcular el ph de una solución de ácido succínico de concentración 2.0 10 M, considerar pk 1 = 4.20, pk 2 = 5.62. 8) Determinar la concentración de protones en una solución de EDTA 0.01M (pk1 = 2.2, pk 2 = 2.97, pk 3 = 6.61, pk 4 = 10.86). 9) El ph de una solución de La(H 2 O) 6 0.01M es 5.40. Cuál es la primera constante de disociación de La(H 2 O) 6 3+? 10) Calcular las concentraciones de todas las especies iónicas y moleculares en una solución 1.0 10 M de los siguientes compuestos: a) Na 2 CO 3 (pk 1 = 6.30, pk 2 = 10.23, pk w = 13.95) b) Na 2 HPO 4 (pk 1 = 2.10, pk 2 = 7.10, pk 3 = 12.2, pk w = 13.95)

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 99 c) H 2 C 2 O 4 (pk 1 = 1.30, pk 2 = 4.21, pk w = 13.97) d) H 2 SO 4 (pk 2 = 1.90, pk w = 13.96) 11) Calcular la concentración de protones en cada una de las siguientes soluciones: a) Glicina 0.10 M (asumir una fuerza iónica = 0.1) (pk 1 = 2.35, pk 2 = 9.54, pk w = 13.76) b) Cloruro de etilendiamina 0.01M (pk 1 = 6.88, pk 2 = 9.90, pk w = 13.91) c) NaHCO 3 1.0 10 M (pk 1 = 6.32, pk 2 = 10.27, pk w = 13.97) d) NaH 2 PO 4 2.5 10 M (pk 1 = 2.01, pk 2 = 6.93, pk 3 = 12.0, pk w = 13.86) e) Na 2 HPO 4 2.5 10 M (pk 1 = 1.94, pk 2 = 6.79, pk 3 = 11.8, pk w = 13.86) 12) Calcular el ph de una mezcla que contiene H 2 S 0.1 M y NaHS 0.05M (pk 1 = 6.8, pk 2 = 12.5, pkw = 13.82) 13) Cuál es la concentración de NaHCO 3 que debería estar presente en una solución 0.02 M de Na 2 CO 3 para dar una solución de ph 10.0? (asumir que la fuerza iónica es 0.10) (pk 1 = 6.09, pk 2 = 9.85, pk w = 13.76) 14) Calcular la concentración de protones de las siguientes soluciones: a) Una mezcla de 0.10 M en ácido propiónico (pk a = 4.83) y 0.20 M en ácido acético (pk a = 4.72) b) Una mezcla de 0.20 M en cloruro de amonio (pk a = 9.24) y 0.10 M en ácido cianhídrico (pk a = 9.10) c) Una mezcla de 0.05 M en fenol (pk a = 9.85) y 0.03 M en cloruro de amonio (pk a = 9.24) d) Una mezcla de 0.02 M en nitrato de amonio (pk a = 9.24) y 0.02 M en nitrato de zinc (pk a = 9.62) e) Una mezcla de 1.0 10 M en ácido acético (pk a = 4.75) y 2.5 10 M en ácido benzoico (pk a = 4.19) 15) Cuál es el ph de una solución que es mezcla de 0.01 M en ácido acético (pk a = 4.75) y 0.10 M en H 2 S (pk 1 = 7.0, pk 2 = 12.9)? 16) Calcular el ph de una solución obtenida al mezclar 500 ml de ácido fosfórico 1.0 10 M con 250 ml de ácido acético 1.0 10 M (pk a = 4.66) (pk 1 = 2.05, pk 2 = 7.00, pk 3 = 12.1, para el ácido fosfórico) 17) Cuál es el ph de una solución que contiene 2.5 g de ácido succínico (pk 1 = 3.9, pk 2 = 5.02) y 2.5 g de ácido sulfámico (pk a = 0.7) en un litro con suficiente electrólito para dar una solución de fuerza iónica 0.2? 18) Calcular la concentración de protones de una solución obtenida al mezclar piridina 1.0 10 M (pk a = 5.30) con trimetilamina 1.0 10 M (pk a = 9.80, pk w = 13.97) 19) Calcular el ph de una solución obtenida por adición de 25.0 ml de HCl 0.05 M a las siguientes soluciones: a) 25.0 ml de ácido acético (pk a = 4.62)

CAPÍTULO 5: MÉTODO GRÁFICO 100 b) 50.0 ml de HNO 3 0.3 M c) 25 ml de NH 4 0.05 M (pk a = 9.24) d) 50 ml de NaOH 0.03 M (pk w = 13.88) 20) Calcular el ph de una solución obtenida por adición de 50.0 ml de ácido acético 0.10 M a cada una de las siguientes soluciones: a) 25.0 ml de NaOH 0.20 M (pk HOAc = 4.56, pk w = 13.80) b) 50.0 ml de NaOH 0.10 M (pk HOAc = 4.58, pk w = 13.82) c) 50 ml de NH 4 0.10 M (pk NH4 + = 9.24, pk HOAc = 4.58) d) 25 ml de NH 4 0.10 M (pk NH4 + = 9.24, pk HOAc = 4.56) 21) Cuál es el ph de una solución 0.05 M de las siguientes sales? ((pk NH4 + = 9.24 en todos los casos) a) Propionato de amonio (pk a = 4.69) b) Cianuro de amonio (pk a = 9.2) c) Acetato de amonio (pk a = 4.58) d) Propionato de anilinio (pk ión anilinio = 4.59, pk a = 4.69) 22) Calcular las concentraciones de todas las especies iónicas y moleculares en una solución 0.02 M de sulfuro de amonio (pk NH4 + = 9.24, pk 1 = 6.9, pk 2 = 12.7 para H 2 S, pk w = 13.88) 23) Cuál es el ph de una solución 2.0 10 M de carbonato de amonio? (pk NH4 + = 9.24, pk 1 = 6.18, pk 2 = 10.00 para H 2 CO 3, pk w = 13.83) 24) Calcular la concentración de protones en las siguientes soluciones: a) Cianuro de amonio 1.0 10 M (pk NH4 + = 9.24, pk a = 9.4, pk w = 13.97) b) Una mezcla de carbonato de amonio y bicarbonato de amonio 0.02 M (pk NH4 + = 9.24, pk 1 = 6.18, pk 2 = 10.00, pk w = 13.83) c) Una mezcla de Na 2 S y NaHS 0.05 M (pk 1 = 6.8, pk 2 = 12.4, pk w = 13.76) d) Oxalato de amonio 0.02 M (pk NH4 + = 9.26, pk 1 = 1.1, pk 2 = 3.87 para H 2 C 2 O 4, pk w = 13.80) 25) Calcular el ph de la solución resultante al añadir 4 g de NaF a 250 ml de HF 0,25 M (Ka para HF = 6.8x10 4 ). 26) Indicar si la siguiente afirmación es cierta o falsa, justificando brevemente la respuesta: "Al mezclar NaOH y CH 3 COOH en una proporción molar 1:2, respectivamente, la disolución resultante podrá actuar como tampón". 27) Calcular el ph de una disolución que es 0.5 M en cloruro de amonio y 0.4 M en amoniaco. Qué variación de ph se produce si a 25 ml de la anterior disolución se le añaden 5 ml de HCl 0.3 M? (Kb = 1,8.10 5 ). 28) Se mezclan 50 ml de una disolución 0.1 M de ácido acético con otros 50 ml de otra disolución 0.2 M de acetato de sodio. Calcule el ph de la disolución resultante (Ka= 1.8x10 5 ).