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JUNIO 2001-2002.- Opción A nº 2 Se preparan 500 ml de una disolución que contiene 0,2 moles de un ácido orgánico monoprótico cuyo pH es 5,7. Calcule:

a) La constante de disociación del ácido. b) El grado de disociación del ácido en la disolución. c) La constante Kb de la base conjugada.

SOLUCIÓN

a) HA + H2O A- + H3O+

Ácido Base Conjug.

Antes de plantear el equilibrio, calculamos la molaridad y la concentración de iones

hidronio.

0,2 moles M = = 0,4 M ; pH = -log [H3O

+] 5,7 = - log [H3O+] [H3O

+] = 1,99 ·10-6 M 0,5 L

HA + H2O A- + H3O+

0,4 – x x x

0,4 - 1,99 ·10-6 1,99 ·10-6 1,99 ·10-6

[A-] · [H3O] (1,99 ·10-6)2 Ka = = = 9,9 · 10-12 Es un ácido muy [HA] 0,4 - 1,99 ·10-6 débil, es decir poco ionizado.

b) Como me piden el grado de disociación (α) y no me dicen como, yo lo voy a calcular en

porcentaje

Si de 0,4 M 1,99 ·10-6 M se ha disociado

100 M α α = 4,97 ·10-4 %

Kw 10-14

c) Kb (A-) = = = 1,01 · 10-3 La base conjugada es bastante más Ka 9,9 · 10-12 fuerte, dentro de su debilidad que su ácido.

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SEPTIEMBRE 2004-2005.- Cuestión 3 Complete y ajuste las siguientes ecuaciones ácido base y nombre todos los compuestos

a) HNO3 + Mg(OH)2 b) NH3 + H2SO4 c) HCO3

- + NaOH d) CH3 – COOH + KOH

SOLUCIÓN

a) 2 HNO3 + Mg(OH)2 Mg(NO3)2 + 2 H2O Ác. Nítrico Hidróxido de magnesio Sal nitrato de magnesio Agua (ácido) + (base) (Sal) + (agua) NEUTRALIZACIÓN

b) NH3 + H2SO4 NH4+ + HSO4

- Amoniaco Ác. Sulfúrico Ion amonio Ion hidrógeno tetraoxosulfato (VI)

(base) + (ácido) (ácido conjug) Base conjug. NEUTRALIZACIÓN He preferido poner esto así para que se vean los pares conjugados (NH3/NH4

+) y (H2SO4/HSO4

-) y que por tanto veamos que es una neutralización según Brönsted- Lowry. Lógicamente los dos iones reaccionarán entre sí y dará: NH3 + H2SO4 (NH4)HSO4 (hidrógeno tetraoxosulfato (VI) de amonio) O bien si consideramos la protonización total del ácido sulfúrico, tendremos: NH3 + H2SO4 2 NH4

+ + SO42- Los iones se juntan y

tendremos: 2 NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4

c) HCO3

- + NaOH ¿????????? (Esto está mal dado) Ion bicarbonato Hidróxido sódico (ácido) + (base)

d) CH3 – COOH + KOH CH3 – COOK + H2O Ácido acético Hidróxido potasico Sal acetato potásico agua (ácido) + (base) (sal) + agua NEUTRALIZACIÓN

SEPTIEMBRE 2004-2005.- Opción B nº 1 Una disolución acuosa 0,2 M de un ácido débil HA tiene un grado de disociación de un 2%. Calcule:

a) La constante de disociación de dicho ácido. b) El pH de la disolución. c) La concentración de OH- de la disolución

SOLUCIÓN

a) Lo primero que hacemos es el cálculo de la cantidad disociada (X) basándonos en el

dato de α que da el problema:

100 M 2 M se disocia (ioniza)

0,2 M X X = 4 · 10-3 M

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Con estos datos ya puedo plantear la reacción:

HA + H2O A- + H3O+

0,2 – X X X

0,2 - 4 · 10-3 4 · 10-3 4 · 10-3

[A-] · [H3O

+] (4 · 10-3)2 Ka = = = 8,16 · 10-5

[HA] 0,2 - 4 · 10-3

b)

pH = -log [H3O+] = - log 4 · 10-3 = 2,39

c)

Hay dos formas de poder hacer este apartado:

Utilizando la expresión de la Kw: [H3O+] · [OH-] = Kw = 10-14

10-14 10-14 [OH-]= = = 2,5 · 10-12 M [H3O

+] 4 · 10-3

Otra forma es calculando el pOH y luego la inversa:

pH + pOH = 14; pOH = 14 – pH pOH = 14 – 2,39= 11,61

pOH = -log [OH-] 11,61 = -log [OH-] -11,61 = log [OH-];

[OH-] = 2,45 · 10-12 M

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JUNIO 2009-2010 F. GENERAL Cuestión 2A.- Considere los ácidos orgánicos monopróticos: úrico, benzoico, láctico y butanoico.

a) Ordénelos en orden creciente de acidez en disolución acuosa. b) Justifique cuál de sus bases conjugadas tiene menor valor de Kb. c) Justifique cuál será la base conjugada más fuerte. d) Escribe la fórmula semidesarrollada del ácido butanoico.

DATOS: Ka(úrico) = 5,1 x 10-6; Ka(benzoico) = 6,6 x 10-5; Ka(láctico) = 1,4 x 10-4; Ka(butanoico)= 1,5 x 10-5

SOLUCIÓN

a) Un ácido será tanto más ácido cuanto mayor sea el valor de su constante, por tanto a

la hora de ordenar tendremos que ir de menor a mayor acidez, es decir de más débil a

más fuerte (de menor a mayor Ka) úrico (5,1 x 10-6)<butanoico (1,5 x 10-5)<benzoico

(6,6 x 10-5)<láctico (1,4 x 10-4).

b) La relación entre el ácido y su base conjugada es siempre una relación inversa

(Kb=Kw/Ka), por tanto la base más débil (la que tiene menor valor de Kb) será la

conjugada del ácido más fuerte, es decir la base conjugada del ácido láctico.

c) Por el mismo razonamiento del apartado anterior, la base conjugada más fuerte (la

que tiene el mayor valor de Kb) será la del ácido más débil, es decir la base conjugada

del ácido úrico.

d) CH3 – CH2 – CH2 – COOH

SEPTIEMBRE 2009-2010 F. ESPECÍFICA Problema 2B.- Una disolución acuosa 0,2 M del ácido cianhídrico HCN está ionizada un 0,16 %. Calcule:

a) La constante de acidez. b) El pH y la concentración de OH- de la disolución.

SOLUCIÓN

a)

HCN + H2O CN- + H3O+ Como el problema da α%, podemos calcular x:

0,2-x x x 100 M 0,16 M se ioniza

0,2- 3,2 · 10-4 3,2 · 10-4 3,2 · 10-4 0,2 M x; x = 3,2 · 10-4 M

[CN- ] [H3O

+] (3,2 · 10-4)2 Ka = = = 5,13 · 10-7 HCN 0,2- 3,2 · 10-4 b)

pH = - log [H3O+] = - log 3,2 · 10-4 = 3,49; pOH = 14 – 3,49 = 10,51

- 10,51 = log [OH-]; [OH-] =3,09 · 10 -11 M

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SEPTIEMBRE 2009-2010 F. GENERAL Cuestión 2A.- Teniendo en cuenta los valores de las constantes de acidez de los ácidos fluorhídrico, cianhídrico y etanoico en disolución acuosa, conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) Ordene los ácidos de menor a mayor acidez en agua. b) A igualdad de concentración inicial de ácido, ¿cuál tiene mayor pH? c) ¿Cuál es la Kb de la base conjugada más débil? d) Escriba la reacción entre el ácido más fuerte y la base conjugada más fuerte.

DATOS: Ka: HF = 10-3; HCN = 10-10; CH3 – COOH = 10-5

SOLUCIÓN

a) De menor a mayor acidez significa de pH más alto a pH más bajo (más ácido). Un ácido es tanto más fuerte y por tanto más ácido cuanto mayor sea el valor de su Ka, por tanto se tendrá que ordenar de ácido más débil a más fuerte: HCN < CH3 – COOH < HF

b) Hablar de mayor pH significa un pH más alto y esto se cumplirá cuanto más débil sea el ácido, por tanto será el HCN.

c) Como la relación es inversa (Kb = Kw/Ka), la base conjugada más débil será la que derive del ácido más fuerte, por tanto será la del HF, es decir F- : Kb = 10-14/10-3 = 10-11

d) HF + CN- F- + HCN Ácido Base conj. Base conj. Ácido

JUNIO 2004-2005 OPCION A Problema 1.- Dada una disolución acuosa 0,0025 M de ácido fluorhídrico, calcule:

a) Las concentraciones en el equilibrio de HF, F- y H+.

b) El pH de la disolución y el grado de disociación.

DATO: Ka = 6,66 · 10-4

SOLUCIÓN

a) HF F- + H+ ( HF + H2O F- + H3O+ )

0,0025 – x x x

[F-] · [H+] x2

Ka = ; 6,66 · 10-4 = ; x2 = 1,665 · 10-6 – 6,66 · 10-4 x; [HF] 0,0025 - x No debemos despreciar el valor de x, ya que la constante es del orden de -4.

X2 + 6,66 · 10-4 x - 1,665 · 10-6 = 0. Al resolver esta ecuación, tenemos x = 9,995 · 10-4 M

[F-] = [H+]= x = 9,995 · 10-4 M

[HF] = 0,0025 - 9,995 · 10-4 = 1,5 · 10-3 = 0,0015 M

b) pH = -log [H+] = - log 9,995 · 10-4= 3; pH = 3

0,0025 M 9,995 · 10-4 M se disocia

100 M α ; α = 39,98 % disociado (ionizado)

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JUNIO 2006-2007 OPCION A Problema 1.- El pH de un zumo de limón es 3,4. Suponiendo que el ácido del limón se comporta como un ácido monoprótico (HA) con constante de acidez Ka = 7,4 · 10-4, calcule:

a) La concentración de HA en ese zumo de limón. b) El volumen de una disolución de hidróxido sódico 0,005 M necesaria para neutralizar

100 ml del zumo de limón

SOLUCIÓN

a) HA + H2O A- + H3O+

C – x x x Como nos dan el pH de forma indirecta nos dan el valor de [H3O

+] ; 3,4 = - log [H3O+]; -3,4= log [H3O

+]; C - 3,98 · 10-4 3,98 · 10-4 3,98 · 10-4 [H3O

+] = 3,98 · 10-4 M = x

[ A- ] [H3O

+] (3,98 · 10-4)2

Ka = ; 7,4 · 10-4 = ; Ahora realizamos las operaciones [HA] C - 3,98 · 10-4 para despejar C (concentración)

7,4 · 10-4 C – 2,94 · 10-7 = 1,58 · 10-7; C = 6,1 · 10-4 M

b)

HA + NaOH NaA + H2O

Ácido Base Sal Neutralizar significa que todo el ácido reacciona con toda la base desapareciendo del recipiente y apareciendo la sal y el agua.

100 ml V????

6,1 · 10-4 M 0,005 M Como la reacción es mol a mol, al sacar los moles de HA, estos serán los mismos que los de NaOH.

n HA n HA M = ; 6,1 · 10-4 M = ; n HA = 6,1 · 10-5

1 L disolución 0,1 L n NaOH = n HA= 6,1·10-5 moles. Ahora sustituimos en la molaridad del NaOH

0,005 = 6,1 · 10-5 ; V = 0,0122 L = 12,2 ml V

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JUNIO 2008-2009 OPCION B Problema 1 El ácido butanoico es un ácido débil siendo su Ka = 1,5 · 10-5. Calcule:

a) El grado de disociación de una disolución 0,05 M del ácido butanoico. b) El pH de la disolución 0,05 M c) El volumen de una disolución de hidróxido de sodio 0,025 M necesario para neutralizar

100 ml de disolución 0,05 M de ácido butanoico.

SOLUCIÓN

a) CH3 – CH2 – CH2 – COOH + H2O CH3 – CH2 – CH2 – COO- + H3O+

0,05 – x x x

Con el valor de esta constante podemos despreciar sin problemas la x que está restando a 0,05:

[CH3 – CH2 – CH2 – COO-] [ H3O+] x2

Ka = = [CH3 – CH2 – CH2 – COOH] 0,05 - x

X2

1,5 · 10-5 = ; x = 8,66 · 10-4 M 0,05

0,05 M 8,66 · 10-4 se disocia (ioniza)

100 M α; α = 1,732 %

b) pH = -log [ H3O+] = -log 8,66 · 10-4 = 3,06 ; pH = 3,06

c) CH3 – CH2 – CH2 – COOH + NaOH CH3 – CH2 – CH2 – COONa + H2O

0,05 M 0,025 M Neutralizar significa que reacciona todo 100 ml V??? el ácido con toda la base

0,05 = n ácido/ 0,1 n ácido = 0,005 n NaOH = 0,005, por tanto: 0,025= 0,005/V

V = 0,2 L = 200 ml

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JUNIO 2007-2008 OPCION B Problema 2 Se obtiene una disolución de ácido nítrico de pH = 2,30

a) Determine el número de moles de ion nitrato en disolución sabiendo que el volumen de la misma es de 250 mL.

b) Calcule la masa de hidróxido de sodio necesaria para neutralizar 25 ml de la disolución anterior.

c) Determine el pH de la disolución obtenida al añadir 25 mL de hidróxido de sodio 0,001 M a 25 ml de la primera disolución de ácido nítrico, suponiendo que los volúmenes son aditivos.

DATOS: m. ATM: Na = 23; O = 16; H = 1

SOLUCIÓN

a) Si nos damos cuenta ni nos dan el dato de la Ka, ni nos pedin el valor de la Ka, por

tanto tenemos que suponer ( como así es), que el ácido nítrico es un ácido fuerte

Con el valor del pH podremos calcular el valor de la concentración de ion hidronio

pH = -log [H3O+] 2,3 = -log [H3O

+]; -2,3 = log [H3O+] [H3O

+] = 5,01 · 10-3 M

HNO3 + H2O NO3- + H3O

+

5,01 · 10-3 M 5,01 · 10-3 M 5,01 · 10-3 M

Al ser un ácido fuerte la concentración del ion H3O+ es igual que la concentración del

Ion NO3- y que la concentración del ácido HNO3, ya que este se ha disociado todo.

n NO3- n NO3

-

M = ; 5,01 · 10-3 = ; n NO3- = 1,2525 · 10-3 = 1,25 · 10-3

1 L 0,25 L b)

Este apartado es una neutralización, pero a diferencia de los dos anteriores no piden volumen, piden gramos (PRIMER EJEMPLO DE NEUTRALIZACIÓN QUE YO DI EN CLASE)

HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O

25 mL g???? 5,01 · 10-3

n HNO3 5,01 · 10-3 = n HNO3 = 1,25 · 10-4 moles HNO3 = moles de NaOH 0,025 L

moles NaOH = g/ M. molar; 1,25 · 10-4 = g/40 g · mol-1 g. NaOH = 0,005 g

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c)

HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O

25 mL 25 mL En este caso nos dan ambos reactivos, por tanto uno 5,01 · 10-3 M 0,001 M estará en exceso (TERCER EJEMPLO DE NEUTRALIZACIÓN

Aplicando la molaridad Aplicando la molaridad calcularé moles de HNO3 calcularé moles de NaOH

n HNO3 n NaOH 5,01 · 10-3 M = 0,001 M =

0,025 L 0,025 L

n HNO3 = 1,25 · 10-4 n NaOH = 2,5 · 10-5

Hay más moles de ácido (exceso) que de base (limitante), por tanto reaccionarán 2,5 · 10-5 moles de NaOH con 2,5 · 10-5 moles de HNO3 para dar 2,5 · 10-5 moles de NaNO3 y quedarán 1,25 · 10-4 - 2,5 · 10-5= 10-4 moles de HNO3 sin reaccionar. Ahora calcularemos la nueva molaridad del HNO3 que no ha reaccionado, ya que tenemos un volumen total = 25 mL + 25 mL = 50 mL = 0,050L

10-4 M (HNO3) = = 2 · 10-3 M 0,050 L

HNO3 + H2O NO3- + H3O

+ ES ÁCIDO FUERTE

2 · 10-3 M 2 · 10-3 M 2 · 10-3 M

pH = -log [H3O+] = -log 2 · 10-3 M pH = 2,69

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SEPTIEMBRE 2007-2008 OPCION A Problema 2 Una disolución acuosa de amoniaco de uso doméstico tiene una densidad de 0,962 g·cm-3 y una concentración del 6,5% en peso. Determine:

a) La concentración molar del amoniaco en dicha disolución. b) El pH de la disolución. c) El pH de la disolución resultante al diluir 10 veces.

DATOS: M. atm: N = 14; H = 1; Kb (amoniaco) = 1,8 · 10-5

SOLUCIÓN

a) 6,5 % masa 6,5 g NH3 puro (soluto) / 100 g. disolución. Ahora con el dato de la

densidad calculo el volumen que ocupan los 100 g. de la disolución:

100 g 100 g 0,962 g·cm-3= V. disolución = = 103,95 cm3 = 0,10395 dm3

V. disolución 0,962 g·cm-3 = 0,10395 L

Por tanto ya tenemos los gramos de soluto 6,5 g. de NH3 y el volumen de la disolución 0,10395 L, aplicamos la fórmula de la molaridad: n NH3 6,5g/17 g·mol-1

M = = = 3,68 M 1 L disolución 0,10395

b) El amoniaco es una base débil y por tanto tiene equilibrio:

NH3 + H2O NH4+ + OH-

3,68 – x x x

[NH4+] [OH-] x2 x2

Kb = 1,8 · 10-5= 1,8 · 10-5 = x = 8,13·10-3M NH3 3,68 – x 3,68

pOH = -log [OH-] = -log x = -log 8,13·10-3 = 2,089 = 2,09 pH = 14 – 2,09 = 11,91.

c) Si la molaridad de esta disolución de amoniaco es 3,68, esto significa que hay 3,68

moles de amoniaco puro (soluto) en 1 litro de disolución. Diluir 10 veces significa que

ahora se ha echado agua hasta llegar a un volumen de 10 litros, sin modificar los

moles, por tanto la nueva molaridad será:

3,68 M´= = 0,368 M

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Ahora es volver a repetir el anterior apartado pero con la nueva molaridad:

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NH3 + H2O NH4+ + OH-

0,368 – x x x

[NH4+] [OH-] x2 x2

Kb = 1,8 · 10-5= 1,8 · 10-5 = x = 2,57·10-3M NH3 0,368 – x 0,368

pOH = -log [OH-] = -log x = -log 2,57·10-3 = 2,59 pH = 14 – 2,59 = 11,41.

Es muy importante que nos fijemos en este valor, este dato nos está diciendo que diluir una concentración 10 veces (o las veces que sea) NO SIGNIFICA QUE EL pH SE DILUYA ESAS VECES, en realidad si os fijáis en los dos valores del pH no se ha dado una gran modificación.

JUNIO 2009-2010 F. ESPECÍFICA Problema 1B.- Se disuelven 1,68 gramos de hidróxido de potasio en agua hasta alcanzar un volumen de 100 ml.

a) Calcule el pH de la disolución obtenida. b) Calcule cuantos ml de ácido clorhídrico 0,6 M hacen falta para neutralizar 50 ml de la

disolución de hidróxido de potasio, y cuál es el pH de la disolución final. c) Calcule el pH de la disolución que se obtiene al añadir 250 ml de agua a 50 mL de la

disolución inicial de hidróxido de potasio. DATOS. Masas atómicas: K = 39; O = 16; H = 1

SOLUCIÓN

1,68 g/56 g·mol-1 a) MM KOH = 56 g·mol-1 ; M = = 0,3 M

0,1 L El enunciado nos pide el cálculo de un pH y no da ningún valor de Kb, esto nos tiene que advertir que estamos ante una base fuerte y por tanto se disocia toda ella, sin que se de ningún equilibrio.

KOH K+ + OH-

0,3 M 0,3 M 0,3 M

pOH = -log [OH-] = -log 0,3 = 0,52 pH = 14 – 0,52 = 13,48

b)

HCl + KOH KCl + H2O REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN

V??? 50 mL Calcularemos los moles de KOH y como la reacción es mol a mol 0,6 M 0,3 M , estos serán los moles de HCl necesarios para neutralizar al KOH

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n KOH 0,3 M = n KOH = 0,015 moles KOH 0,015 moles de HCl 0,050 L 0,15 0,15 0,6 M = V HCl = = 0,25 L = 250 mL de la disolución de HCl V 0,6 para neutralizar los 50 mL de la disolución de KOH y como la sal es KCl (deriva de ácido y base c) fuerte), el pH será 7

De la disolución inicial de KOH, cuya concentración hemos calculado en el apartado a) (0,3 M), se cogen 50 mL y se le añaden 250 ml de agua. Lo primero que tenemos que hacer es calcular los moles de KOH que hay en los 50 mL (se han calculado ya en el apartado anterior) y posteriormente calcular la nueva M.

50 mL 250 mL

0,3 M H2O

n KOH 0,3 M = n KOH = 0,015 moles; Volumen total = 50 + 250 = 300 mL 0,050 0,015 moles M = = 0,05 M; 0,3 L

KOH K+ + OH-

0,05 M 0,05 M 0,05 M

pOH = -log [OH-] = -log 0,05 M = 1,3 pH = 14 – 1,3 = 12,7