PROBLEMAS DE QUIMICA ACIDO-BASE

1. Hallar el pH y el pOH de una solución 1.0x10-3M de hidróxido de barioBa(OH)2 + H2O ⇄ Ba+2 + 2OH- + H2O

2 H2O ⇄H3O + OH -

Balance de masa:

Balance de Carga:

Considerando:* El Ba(OH)2 es una base fuerte, luego en disolución acuosa disocia 100%

* Medio Básico

2Ba+2= OH- = 2X10-3MpOH = -log OH- = -log (2x10-3) = 2.7

pOH + pH = 14pH = 14 – 2.7 = 11.3

2. Hallar el pH de una solución 1.0x10-7M de HCl HCL + H2O ⇄H3O + CL-

2 H2O ⇄H3O + OH -

Balance de masa:

Balance de Carga:

Considerando:* El HCl es un ácido fuerte, luego en disolución acuosa, disocia 100%

* Medio Acido

H3O + = CL- = 1x10-7

pH = -log H3O + = -log(1x10-7) = 7

3. Hallar el pH de una solución que contiene 0.02 moles de Ba(NO3)2 por litro

0.02 moles Ba(NO3)2 por litro Ba(NO3)2 0.02 M.

Este tipo de sales producen disoluciones neutras. Las sales que contienen un Ion de un metal alcalino o alcalinotérreo (excepto Be+2) y la base conjugada de un ácido fuerte (por Ej.: Cl -, Br-, NO3

-) no se hidrolizan en una medida apreciable y sus disoluciones son consideradas neutras.

Para el caso del ión Ba+2 hidratado no dona ni acepta iones H+. El ión NO3

- es la base conjugada del ácido fuerte HNO3, por tanto es una base débil y no tiene afinidad por los iones H+. En consecuencia, una solución que tenga iones Ba+ y NO3

- es neutra y su pH es casi 7.

4. Ciertos investigadores midieron la constante de ionización del agua a diversas temperaturas encontraron que a 0ºC, Kw1 = 1.5x10-15, a 60ºC, Kw2 = 9.60x10-14. Calcule el pH de una solución neutra a cada una de estas temperaturas.

Si las soluciones son neutras H+ = OH-

Kw1 = 1.15x10-15 = H+ OH- = H+ H+ = H+2

5. Calcule el pH y el pOH de las siguientes soluciones a 25ºC. Compruebe que todas las aproximaciones que se hagan tienen justificación.1. solución 0.030 M de hidróxido de potasio

KOH ⇄ K + OH –

2 H2O ⇄H3O + OH -

Balance de masa:

Como KOH es una base fuerte

Balance de Carga:

El medio es básico

pOH = -log OH- = -log (0.030) = 1.52pOH + pH = 14

pH = 14 – 1.52 = 12.482. solución 1.4x10-7M de Ba(OH)2

Ba(OH)2 + H2O ⇄ Ba+2 + 2OH- + H2O

2 H2O ⇄H3O + OH -

Balance de masa:

Balance de Carga:

Considerando:* El Ba(OH)2 es una base fuerte

* Medio Básico 2Ba+2= OH- = 2*1.4*10-7M

pOH = -log OH- = -log (2.8*10-7) = 6.55pOH + pH = 14

pH = 14 – 6.55 = 7.45

6. Encontrar las concentraciones de todas las especies contenidas en una solución de HCN 1.0x10-4M. Cuya constante de disociación es 4.8x10-10

HCN + H2O H3O + CN-

2 H2O ⇄H3O + OH -

Balance de masa:

Balance de Carga:

Considerando:* El HCN es un ácido débil:

* Medio Acido

H3O + = CN-

7. Encontrar las concentraciones de todas las especies contenidas en una solución 0.010M de amoniaco, kb = 1.78x10-5

El NH3 es una base débil

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

Inicio: 0.01M 0 0

Cambio: -X X X -----------------------------------------

Equilibrio: 0.4 – X X X

0.01

Como NH3 es una base débil y las bases débiles ionizan muy poco, se puede suponer que X es mucho menor que 0.4 por tanto se puede hacer la siguiente aproximación: 0.01 – X = 0.01

Entonces en el equilibrio:

NH3 = 0.01 – 4.2x10-4 =5.8x10-3

NH4 = 4.2x10-4

OH- = 4.2x10-4

pOH = -log (4.2x10-4) = 3.37 y pH = 14 – 3.37 = 10.62

Se debe probar ahora que la aproximación asumida es válida si la relación de X al valor de la concentración inicial es menor a 5%

Como la relación es < 5% las halladas son una buena aproximación a lo real.

8. Encuentre las concentraciones de todas las especies y el pH de las

soluciones siguientes:

- Ácido acético 5.3x10-3M, Ka = 1.75X10-5

HAc + H2O ⇄ H3O + Ac-

2 H2O ⇄H3O + OH -

Balance de masa:

Balance de Carga:

Considerando:* El HAc es un ácido débil:

* Medio Acido

H3O + = Ac-

pH = -log H3O + = -log(3.045x10-4) = 3.52

- Ácido acético 0.40M

pH = -log H3O + = -log (2.64*10-3) = 2.58

- Ácido cianhídrico (HCN) 0.10M , Ka = 4.8x10-10

HCN + H2O ⇄H3O+ + CN-

2 H2O ⇄H3O + OH -

Balance de masa:

Balance de Carga:

Considerando:* El HCN es un ácido débil:

* Medio Acido

H3O + = CN-

pH = -log (6.93*10-6) = 5.16

- HF 1.0x10-6M, pKa = 3.17HF + H2O ⇄H3O+ + F-

2 H2O ⇄H3O + OH -

Balance de masa:

Balance de Carga:

Considerando:* El HF es un ácido débil:

* Medio Acido

H3O + = F-

pH = -log (2.6*10-5) = 4.58PoH = 9.42

9. Calcule el pH de 0.10 molar

10. Calcule el pH de una solución que es 0.010 molar en HAc y 0.010 molar en NaAc.

Se trata de una solución amortiguadora formada por un ácido débil y su salRxs de equilibrio.

⇄

⇄

(1)

El acetato de sodio es un electrolito fuerte, luego disocia o ioniza 100%, se puede suponer con base en el efecto del ión común que las s en equilibrio del ácido y de la base conjugada son iguales a las s iniciales.

Luego:

⇄Equilibrio: 0.01 M 0.01 M

Reemplazando en (1)

O utilizando la ecuación de Henderson – Hasselbach:

TALLER SOBRE SISTEMA CARBONATO

a. Una corriente tiene un pH = 8.3 y una CTCO3 de 3x10-3M. Un agua residual que contiene 1x10-2M H2SO4 va a ser descargada a la corriente. Cual es la máxima cantidad de desecho que puede ser descargada por litro de agua natural, si el pH no puede bajar de 6.7 unidades?

b. Una muestra de agua tiene un pH de 9.0 unidades; si 200 ml de muestra requieren 1.1 ml de H2SO4 0.02N para titular hasta el punto de la fenolftaleína y 22.9 ml adicionales de ácido para titular al punto de naranja de metilo. Cuales son la alcalinidad total y la alcalinidad al carbonato en meq/L y mg/L CaCO3?

a) Alcalinidad total = ? en meq/L y mg/Lb) AlC. carbonatados?

a) volumen total = 22.9 + 1.1 = 24 ml H2SO4 0.02 N

b) 1º forma

Alcalinidad carbonatos =

c. 250 ml de una muestra de agua de pH= 6.7 unidades requieren la adición de 5.8 ml de NaOH 0.1M para llevar su pH a 8.3; la misma cantidad de muestra requiere la adición de 12.2 ml de HCl 0.1N para bajar su pH a 4.3.

a. Determine la alcalinidad total y la acidez total.b. La acidez al CO2.

c. Las concentraciones de las especies carbonatadas.

pH = 6.7VM =250 mlpH 6.7 a 8.3 requiere 5.8 ml NaOH 0.1MpH 6.7 a 4.3 requiere 12.2 ml de HCl 0.1N

a. AlcT y acidez total?b. Acidez al CO2

c. [ ] especies carbonatadas

a. Sí pH = 6.7, Vf = 0 →alcT sera por HCO3-

Si PH=6.7 no hay acidez mineral, no se da la Rx ⇄

Se dan entonces las Rx: ⇄ (1)

⇄ (2)

al ácido gastado titulando la alcalinidad por existente en la muestra.

Acidez total

b. Acidez

c. Como PH=6.7 alc es debida a

acidez es debida a

4. Un agua tiene un pH de 8.5 y una alcalinidad total de 1.8 meq/L. Cúal es su CT, CO3? Exprésela en eq/L y mq/L CaCO3.

PH = 8.5 CaCO3 ⇄Ca+

+CO2-3

Equilibrio: 1.8 1.8 1.8

AlCT =1.8 meq/LCTCO3 = ?

5. Un agua natural tiene el siguiente análisis fisicoquímico parcial:

pH = 8.3

a. Cual volumen de H2SO4 0.02 N se requiere para titular 100 ml de muestra hasta el punto final de la alcalinidad total?

b. Cual es la alcalinidad total en eq/L y en mg/L CaCO3?c. Un desecho que contiene 10-2 mol/L de NaOH va a ser descargado el agua. El

pH no puede ser descargados por cada litro de agua natural?

PH =8.3

a. volumen H2SO4 0.02 N se requieren para titular 100 ml de muestra hasta el punto final de alcalinidad total?

b. AlCTOTA en meq/L y mg/L CaCO3?c. Un agua de desecho que contiene 10-2 mol/L NaOH va a descargarse en esta

agua. El pH no se puede elevar a mas de 9.5 ¿cuál es el máximo en litros que se puede agregar a cada litro de agua natural?

b. como pH = 8.3 toda la alcalinidad está como HCO3-

AlCTOTAL =

a.

6. Un análisis fisicoquímico parcial de un agua de los siguientes resultados:

CO2 = 44 mg/L

a. Cual es el pH de la solución y la concentración de CO-23?

b. Cual es la acidez total, cáustica y carbonatada? (En eq/L y en mg/L CaCO3)c. Cual es la acidez total, mineral y del CO2?

7. A 25ºC una muestra de agua requiere 10 ml de H2SO4 0.02 N para bajar el pH de 100 ml a pH 4.3. El mismo volumen de muestra de agua requiere 4 ml de NaOH 0.02 N para elevar el pH a 8.3. Calcule la alcalinidad total y la acidez al CO2 expresada en mg/L CaCO3.

V H2SO4 0.02 N = 10 ml para pH a 4.3VM = 100 mlV NaOH 0.02 N = 4 ml para pH a 8.3AlCTOTAL =?Acidez CO2 =?

Sí pH baja 4.3