Cinética y equilibrio químico. En las reacciones vistas hasta ahora, hemos supuesto que los reactivos se transforman por completo en productos. Sin embargo en muchas reacciones la reacción cesa antes de que se agoten los reactivos. Esto sucede cuando se alcaza un equilibrio entre los reactivos y productos de la reacción. reac ción. Dada la reacción: a A + bB c C + d D Donde a y b son los coeficientes estequiométricos de los reactivos A y B; c y d son los coeficientes estequiométricos de los productos C y D. Cuando los reactivos reaccionan entre si para la generación de productos, este proceso ocurre a una cierta velocidad que la denominaremos velocidad directa (v d) si los productos se combinan para generar los reactivos ocurre dicho proceso a una velocidad denominada velocidad inversa (v i).
La velocidad de una reacción química puede determinarse mediante la expresión de Arrhenius, la cual establece que la velocidad de reacción es proporcional al producto de las concentraciones de los reactantes elevadas a sus coeficientes estequiométricos.
La constante específica de velocidad es un parámetro que solo depende de la temperatura . A diferentes temperaturas tendremos diferentes constantes para una misma reacción. Planteando la expresión de velocidad para el proceso directo e inverso para la reacción genérica tendremos: a b Vd kd A B c
d
Vi ki C D
Cuando ambas velocidades son iguales, la reacción química alcanza el equilibrio químico. Igualando ambas velocidades y agrupando constantes y concentraciones tendremos: Vd V i a
b
c
d
kd A B ki C D k d k i
c
d
C D Keq a b A B
El cociente entre las constantes específicas de velocidad define una nueva constante únicamente función de la temperatura denominada constante de equilibrio Keq . Autor: Monzón, Cristián Gastón
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La constante de equilibrio la podemos expresar en términos de las concentraciones de los productos y reactivos: es el cociente entre la productoria de las concentraciones de los productos elevados a sus respectivos coeficientes estequiométricos y la productoria de las concentraciones de los reactivos elevados a sus coeficientes estequiométricos respectivamente.
P Keq R
p
r
Ejemplo de aplicación. Expresar la constante de equilibrio para la reacción de descomposición del pentacloruro de fósforo en fase gaseosa. PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)
PCl3 ( g ) Cl2 Keq PCl5
(g)
(g)
Cuando todas las especies en una reacción química se encuentran en la misma fase (estado de agregación) hablamos de un equilibrio homogéneo . Si una o más especies están en diferente estado se habla de un equilibrio heterogéneo . Si una especie es un sólido o un líquido puro, no tiene sentido hablar de sus concentraciones ya que sus propiedades se estudian mediante la densidad del mismo. Por ese motivo la expresión anterior solo hace referencia a especies en estado gaseoso o en solución; y las “concentraciones” de aquellos sólidos o líquidos puros la tomaremos i gua l a uno (1). Ejemplo: la descomposición térmica del carbonato de calcio: CaCO 3 (s) CaO(g) + CO2 (g) será: Keq CaO( g ) CO2( g )
La reacción de ionización del ácido acético en agua: CH3COOH (dis) + H2O(l) CH3COO-(dis) + H3O+ CH 3COO H3O Keq
CH3COOH
Cuando se lleva a cabo una reacción, uno de los desplazamientos de la reacción predomina sobre el otro . Si en la reacción química el proceso directo predomina sobre el inverso, se producen mayores cantidades de productos que reactivos y la constante de equilibrio toma un valor mayor; si el desplazamiento inverso predomina sobre el directo se obtiene mayores cantidades de reactivos que productos y la constante toma un valor menor. Como parámetro de referencia adoptamos: Keq 102 favorecidos los productos (desplazada hacia la derecha)
Keq 102 favoredicos los reactivos (desplazada hacia la izquierda) Ejercicio de aplicación: 1) Expresar la constante de equilibrio para cada una de las siguientes reacciones y clasifícalos en homogéneos y heterogéneos: a) C (s) + CO2 (g) 2CO (g) b) 2HgO (s) 2Hg (l) + O2 (g) c) 2ZnS (s) + 3O2 (g) 2ZnO (s) + 2SO2 (g) d) PCl3 (g) + Cl2 (g) PCl5 (g) e) 2CO2 (g) 2CO (g) + O2 (g)
Autor: Monzón, Cristián Gastón
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2) Calcula las constantes de equilibrio para cada una de las reacciones anteriores si una vez alcanzado el equilibrio se obtuvieron 0,2 moles de cada producto y 0,35 moles de cada reactivo en un recipiente de 5 litros de capacidad.
Cálculo de las concentraciones en el equilibrio. Cuando la constante de equilibrio para un proceso determinado es un dato y nos piden las concentraciones finales de las especies conociendo la de partida o viceversa, debemos considerar la cantidad de los reactivos que reaccionan para formar la cantidad de producto resultando un problema matemático en su resolución. Problema de ejemplo : El cloruro de bromo es gas covalente de color rojizo con propiedades parecidas a la del cloro y que puede utilizarse en sustitución del cloro como desinfectante de agua. Se mezclan un mol de cloro y un mol de bromo en un matraz de 5 litros de capacidad y se deja que alcance el equilibrio a 40 ºC. La constante de equilibrio para este proceso es 4,7. 10 -2. Calcular las concentraciones de todas las especies cuando se alcanzó el equilibrio. Solución: Como primer paso determinaremos las concentraciones molares de las especies de partida.
Cl2
1mol
0, 2 M 5l 1mol Br 0, 2 2 5l
M
Planteamos la ecuación química correspondiente al proceso:
Cl2 + Br2 2 BrCl Ti 0,2M 0,2M Tf 0,2 – X 0,2 – X 2X Donde X representa la cantidad de cada reactivo que ha reaccionada para producir 2X de producto. Planteamos la constante de equilibrio: 2
2 BrCl 2 x ( g ) 2 Keq 4,7.10 Cl2( g ) Br2( g ) 0, 2 x 0, 2 x
4,7.10
2
4 x
2
0, 04 0, 4 x x
2
4, 7.10 .(0, 04 0, 4 x x ) 4 x 2
2
2
1,88.103 0, 0188 x 4, 7.102 2x 4 2x
3,953 x 2 0, 0188 x 1,88.103 0 Se obtiene así un polinomio de grados dos, para resolver esta ecuación usamos la resolvente: ax2 + bx + c = 0 b b 2 4ac 2a
0, 0188 0, 01882 4( 3.953)1.88.103 2(3,953)
x1 0,0243M x2 0,01956M
Autor: Monzón, Cristián Gastón
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El valor negativo queda descartado debido que hablamos de concentraciones. Las concentraciones en el equilibrio para cada una de las especies serán: Cl2( g ) 0, 2 x 0,18M 2(Brg ) 0, 2 x 0,18 M
2 x0, 03912 BrCl (g)
M
Ejercicios de aplicación: 1) Se mezcla hidrógeno gaseoso con Yodo en un recipiente de 1 litro de capacidad a 400 ºC.se alcanza el equilibrio cuando las concentraciones de las especies es de 0.49M para el HI, 0,06M para el I 2 y 0,08M para el H2. Si se añaden 0,3 moles de HI indicar cuales serán las nuevas concentraciones al restablecerse el equilibrio. Dato: H 2 (g) + I2 (g) 2 HI(g). La constante de equilibrio, Kc, de la reacción: H2 (g) + CO2 (g) = H2O (g) + CO (g), es de 2)
3)
4,2 a 1650ºC. Para iniciarla se inyectan 0,8 moles de H 2 y 0,8 moles de CO2 en un recipiente de 5,0 l. Calcular: a) La concentración de todas las especies en el equilibrio. En un recipiente de 5 l se introduce 1 mol de SO 2 y 1 mol de O2 y se calienta a 727ºC, con lo que se alcanza el equilibrio en la reacción: 2 SO 2 (g) + O2 (g) = 2 SO3 (g). Se analiza la
muestra después de llegar al equilibrio y se encuentran 0,150 moles de SO 2 . Calcule: a) La cantidad de SO 3 que se forma en gramos. b) La Kc
En un recipiente de 5 l se introducen un mol de dióxido de azufre y otro de oxígeno, se calienta el sistema a 1000ºC con lo que se produce la reacción: 2 SO 2 (g) + O2 (g) = 2 SO3 (g) Determine: a) La cantidad de trióxido de azufre formado si en el equilibrio hay 0,15 moles de dióxido. b) Que valor tiene Kc a esa temperatura. c) Razone la influencia de un aumento de la presión en el equilibrio. Las concentraciones de equilibrio para la reacción: PCl3 (g) + Cl2 (g) = PCl5 (g) que se 5) realiza en un matraz de 1 l son respectivamente 0,2 mol/l, 0,1 mol/l y 0,4 mol/l. En ese momento se añaden 0,1 mol de cloro gas. Calcula: a) Cuál es la nueva concentración de PCl5 (g) en el equilibrio. b) Cómo podría influir una variación de la presión sobre el sistema. La Kc y Kp. Cuando la constante de equilibrio se expresa en términos de concentraciones molares, como la expresión vista hasta el momento, se denomina Kc. si la reacción química ocurre en fase gaseosa, podemos expresar la constante de equilibrio en términos de las presiones parciales de cada uno de los gases que constituyen la mezcla, la relación entre ellas será: 4)
,
Factores que afectan la constante de equilibrio. Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier : si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación.
Autor: Monzón, Cristián Gastón
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Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica. Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de V, y viceversa. Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya.
Ejercicios de aplicación. 1) La constante de equilibrio K para la formación del cloruruo de nitrosilo 2NO(g) + Cl 2(g) 2NOCl(g) es de K= 6,5. 104 a 35°C . En un experimento se mezclan 2.10 -2 moles de óxido nitroso (NO) , 8,3.10 -2 moles de cloro y 6.8 moles de NOCl en un matraz de 2 litros ¿en qué dirección se desplaza el sistema para alcanzar el equilibrio? y calcule la concentración de todas las especies químicas en el equilibrio. Rtas: [NOCl] eq= 3.35 M; [NO] eq= 0.052 M; [Cl2 ] eq= 0.062 M
2) Supongamos que las concentraciones iniciales de una solución son las siguientes: H2=0.00623M, I2-=0.004141M, HI=0.00240M y K=54.3 Calcule las concentraciones al equilibrio de todas las especies químicas en solución. Rtas: [H2]=0.0027M; [I2]=0.000641M; [HI]=0.0094 M
3) La constante K para la reacción es 2,37.10 -3, a una temperatura de 700°C. En un experimento determinado, las concentraciones al equilibrio son las siguientes: [N2]=0.683M, [H2]=8.8M y [NH3]=1.05M Suponga que se añade NH 3 a la mezcla, de manera que su concentración se incrementa hasta 3.65M. a) Prediga el cambio en la dirección de la reacción para alcanzar un nuevo equilibrio. b) Calcular las concentraciones de todas las especies químicas al final de la reacción. c) Confirme la predicción de la reacción calculando Q, y comparándolo con K. d) Calcula el rendimiento de la reacción en el sentido en el que se lleva a cabo 4) Considere las siguientes reacciones en equilibrio: 2 PbS(s) + 3 O2(g) 2 PbO(s) + 2 SO2(g) PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g) Prediga la dirección de la reacción al aumentar la presión, a temperatura constante. Rtas: Reacción 1.- Derecha; Reacción 2.- Izquierda; Reacción 3.- Igual
5) Considere la siguiente reacción: N2F4 2NF2, ΔH=38.5 kJ Prediga los cambios en el equilibrio si: a) Se calienta la mezcla. A Volumen constante. b) El gas difluoruro de Nitrógeno se remueve de la mezcla de reacción, a temperatura y volumen constantes. c) Se disminuye la presión de la mezcla, a temperatura constante d) Se agrega helio a la reacción, a temperatura, volumen y presión constantes. Rtas: a) Derecha; b) Derecha; c) Derecha; d) No influye, ya que el Helio no es reactivo . 6) El COCl2 gaseoso se disocia a 1000 ºK según la reacción: COCl 2 (g) = CO (g) + Cl 2 (g). Calcúlese el valor de Kp cuando la presión de equilibrio es de 1 atm y el porcentaje de disoc iación del COCl 2 es del 49,2 %. 7) La constante de equilibrio Kp a 25ºC, para la descomposición de dos moles de bromuro de nitrosilo, NOBr (g), en monóxido de nitrógeno, y bromo, es 0,16 (las presiones han sido medidas en atmósferas). a) Se mezclan bromuro de nitrosilo, monóxido de nitrógeno y bromo, a 25ºC, siendo sus respectivas presiones parciales 1,0 atm, 0,8 atm y 0,4 atm, ¿ocurrirá alguna reacción neta?. Si la respuesta es afirmativa, ¿se formará o se consumirá NO ?. b) Cómo afectará a la concentración de NO: I) La adición de bromo. II) La eliminación de bromuro de nitrosilo. III) El aumento del volumen del recipiente.
Autor: Monzón, Cristián Gastón
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IV) El aumento de la presión total.
Relación entre la constante de equilibrio y la variación de energía libre. Mediante la formulación matemática del segundo principio de la termodinámica podemos confirmar si una reacción química es o no espontánea:
G = H T S G = - RTln(Keq) Keq = e
G RT
Equilibrio ácido – base. Teorías ácido – base. Teoría de Arrhenius: Arrhenius define a un ácido como a toda sustancia que en disolución acuosa se disocia liberando un protón o ion hidrogenión. Mientras que una base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia dando como producto un ion oxidrilo. Ejemplos de ácidos: - HCl H+ + Cl- (ácido monoprótido, libera un protón) - H2SO4 H+ + HSO4HSO4- H+ + SO42- (ácido diprótido, libera dos protones) Ejemplos de bases: - NaOH Na+ + OH- KOH K+ + OHDesde éste punto de vista, la neutralización se define como la combinación de protones con iones oxidrilos parar formar moléculas de agua: H+(aq) + HO- H2O(l)
(neutralización)
- Teoría de Br nsted - Lowry. En ésta teoría se define un ácido, como a toda sustancia capaz de ceder un protón y a una base como aquella sustancia capaz de aceptar un protón. Queda claro que el protón que acepta la base proviene del ácido correspondiente. De ésta forma una reacción ácido - base es la transferencia de un protón de un ácido a una base aceptora de protones. Ejemplo: HCl(aq)
+
H2O(l) Cl-(aq) +
H+3O
El ácido clorhídrico libera un protón, por lo cual se comporta como ácido y genera un anión cloruro que es una base fuerte la cual en el proceso inverso podría tomar un protón (una base conjugada); el agua acepta ese protón comportándose como una base y genera un ion hidrogenión que se comportará como una base en el proceso inverso (ácido conjugado).
Autor: Monzón, Cristián Gastón
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Las reacciones ácido - base de Br nsted se describen en términos de pares conjugados. Los pares conjugados de ácidos y bases son especies que difieren de un protón. Cuando más débil sea un ácido, mayor será la fuerza de su base conjugada y cuando más débil sea una base, mayor será la fuerza de su ácido conjugado.
El amoníaco es una base débil y frente al agua, quién actuaría como un ácido, da como productos al ion amonio y oxidrilo.
En ambos ejemplos podemos ver que en uno el agua se comporta como ácido y en el otro se comporta como agua. Esto nos da la idea del comportamiento dual que tiene el agua. Se dice que el agua es anfiprótica, es decir que las moléculas de agua pueden aceptar o donar protones. El anfiprotismo es anfoterismo cuando las sustancias aceptan y donan un protón en reacciones distintas. Fuerza de los ácidos binarios . La facilidad con la que los ácidos binarios protónicos se ionizan depende: De la facilidad de ruptura del enlace H - X. De la estabilidad de los compuestos resultantes en solución acuosa. Como hemos mencionado, el ácido florhídrico se ioniza levemente en solución acuosa: HF(aq)
H+(aq) + F-(aq)
Sin embargo el HCl, HBr o el HI se ionizan totalmente o casi en su totalidad ya que el enlace H - X es más débil. HF >> HCl > HBr > HI Para comprender por que un ácido es mucho más débil que otro, hay que considerar: - Diferencia de electronegatividad. - Fuerza de enlace: es decir se es más difícil o más fácil de romper. Otra regla a recordar: - El ion hidrógeno hidratado es el ácido más fuerte que puede existir en solución acuosa. - El ion oxidrilo hidratado es la base más fuerte que puede existir en disolución acuosa. Es decir que todos los ácidos más fuertes que el H + reaccionan con el agua para dar H+ y la base conjugada. Ejemplo visto, el ácido clorhídrico. También, las bases más fuertes que él OH - reaccionan con el agua para dar OH - y el ácido conjugado correspondiente. Ejemplo: el hidróxido de sodio en agua. Fuerza de los Ácidos ternarios . Los ácidos terciarios se ionizan para producir H +(aq). Debe destacarse que los ácidos terciarios se clasifican en monoprótidos, diprótidos y poliprótidos y se diferencian de la cantidad de protones y de las múltiples etapas para perder todos los protones. Por ejemplo, el ácido fosfórico tiene tres protones, es poliprótido y por lo tanto se ioniza en tres etapas (una por cada protón). Autor: Monzón, Cristián Gastón
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La fuerza de los ácidos terciarios que contiene átomos centrales iguales aumenta a medida que aumenta el estado de oxidación y por lo tanto a medida que aumenta la cantidad de átomos de oxígenos en la estructura. H2SO3 < H2SO4 HNO2 < HNO3 HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4 La fuerza ácida de la mayoría de los ácidos terciarios de distintos átomos centrales , con el mismo estado de oxidación y pertenecen al mismo grupo , se incrementa a medida que aumenta la electronegatividad del átomo central . H2SeO4 < H2SO4, H2SeO3 < H2SO3 H3PO4 < HNO3 HBrO4 < HClO4, HBrO3 < HClO3 Diversos hidróxidos metálicos insolubles son anfóteros es decir reaccionan con ácidos para formar sales y agua pero se disuelven también y reaccionan con excesos de bases fuertes solubles. Por ejemplo es hidróxido de aluminio frente aun ácido como el nítrico reacciona para dar nitrato de aluminio y agua (reacción de neutralización); pero si reacciona con una base fuerte como el hidróxido de sodio o sosa cáustica, producirá un compuesto llamado aluminato de sodio o más correctamente tetrahidroxoaluminato de sodio. Otras bases anfóteras son: el hidróxido de cromo, de zinc, el dihidróxido de estaño, el tetrahidróxido de estaño, el dihidróxido de cobre, etc. Auto ionización del agua. Considerando la reacción de ionización del agua: H2O(l) H+ + OHSe sabe que la concentración en molar de cada una de las especies iónicas, producto de la ionización es 1. 10 -7 M. Si planteamos la constante de equilibrio para esta reacción tendremos: Keq = H+*OH- = 1.10-14 M Por ser el agua el reactivo en análisis la Keq se denominará Kw por lo tanto: Kw = H+ * OH- = 1.10-14 M Si aplicamos a esta ecuación logaritmo miembro a miembro, multiplicamos por (-1) miembro a miembro y haciendo uso de las propiedades tendremos: Kw = H + . OH- = 1.10-14 M logKw = log H+ log OH- - logKw = - log H+ log OH-
Entonces:
- logKw = - log H+ - log OH- pKw pH pOH 14 pKw 14 pH log pOH log
Autor: Monzón, Cristián Gastón
H OH
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Se define a pH a la escala semilogaritmica de concentraciones de ion hidrógeno (en molar) a partir de la cual tomamos como parámetro para determinar la acidez, basicidad o neutralidad de un compuesto.
Ejemplos de problemas: 1) Determinar el pH de una solución de ácido clorhídrico 0,25M. 2) Determinar el pH de una solución de hidróxido de sodio 0,25 M. Soluciones: 1) el ácido clorhídrico es un ácido fuerte, se disocia por completo en solución por lo cual tendremos: To Tf
HCl(aq) Cl- + H+ 0,25 M 0,25 M 0,25 M pH = - logH+ = - log 0,25M = 0,6 pH = 0,6 2) el hidróxido de sodio es una base fuerte, se disocia por completo en solución por lo cual tendremos:
To Tf
NaOHl(aq) Na+ + 0,25 M 0,25 M
OH0,25 M
pOH = - logOH- = - log 0,25M = 0,6 pH = pKw – POH = 14 – 0,6 pH = 13,4 Ácidos y bases débiles. En el caso de los ácidos y bases débiles, los mismos están parcialmente ionizados. Esto quiere decir que en solución tendremos una parte del ácido o base como molécula y otra parte como iones. Esto nos indica que entre estas especies existe equilibrio químico y por lo tanto los fenómenos de ionización estarán determinados por su constante de equilibrio, la cual será Ka si es un ácido o Kb si es una base. Ejemplos de problemas: 1) Calcular el pH de una solución de ácido acético 0,2 M si su constante de equilibrio es de 1,8.10 -5. Autor: Monzón, Cristián Gastón
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2) Calcular el pH de una solución de amoníaco 0,2 M si su constante de equilibrio es de 1,78 .10 -5. Soluciones: 1) el ácido acético se disocia según: CH3COOH CH3COO- + To 0,2M Tf 0,2 – x x
H+ x
Donde x es la cantidad del ácido que se ha ionizado para dar el anión acetato y el protón. Planteando la constante de equilibrio para la reacción: CH 3COO H K a 1,810 5
CH 3COOH
x.x
0, 2 x
x
2
0, 2
x 1,810 .0,2 1,897310 M 5
3
H x 1,897310 3 M pH 2,72
Para los ácidos débiles cuya constante sea menor o igual a 1.10 -5 el pH se puede calcular por la siguiente ecuación:
pH = 0,5 . (pKa – log Ca) Donde Ca es la concentración del ácido. 2) el amoníaco en agua se ioniza según: To Tf
NH3 + H2O 0,2M 0,2 – x
NH4+ + x
OHx
OH NH 4 5 K b 1, 7810
3 NH
x.x
0, 2
x
2
0,x 2
x 1,7810 .0,2 1,8868.10 M 5
OH x 1,8868.103 M pOH 2,73 pH pKw pOH 11, 27
3
Para las bases débiles cuya constante sea menor o igual a 1.10 -5 el pH se puede calcular por la siguiente ecuación: pH = 14 - 0,5 . (pKb – log Cb) Donde Cb es la concentración de la base. Ejercicios de aplicación: 1) En una disolución ligeramente ácida, la concentración de los iones H 3+O es 1.10-8M. Determinar la concentración de los iones OH -. (Rta: 1.10 -6 M) 2) La concentración de iones hidronios de una solución 0,1 molar de ácido acético es igual a 1,32.10 -3 moles por litro. Hallar la constante de ionización del ácido acético. (Rta: 1,77.10 -5).
Autor: Monzón, Cristián Gastón
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3) Se disuelve 1 g de amoníaco en agua, obteniéndose 610 cm 3 de una disolución cuyo pH es igual a 11,11. Hallar la constante de ionización del amoníaco. (Rta: 1,75.10 -5) 4) La constante de ionización del ácido acético es 1,77.10 -5. Calcular el grado de ionización y el pH: a) de una solución 0,05 molar de ácido acético y b), de la misma disolución a la que se le agregan, por litro, 0,05 moles de acetato de sodio. (Rta. a) 3,03 y b) 4,75). 5) El indicador de rojo de metilo, rojo en medio ácido y amarillo en medio básico, tiene una constante de ionización de 7,93.10-4. Si se supone que un 6 % de la forma roja no ionizada y un 12% de la forma amarilla iónica ya no son reconocibles por su color, determinar el intervalo de pH para el viraje de este indicador. (Rta: 4,24 – 6,30) 6) Hallar el pH de las siguientes disoluciones: a) HCl 0,01 M, b) H 2SO4 0,001 M, c) NaOH 0,01 M y d) Ca(OH) 2 0,01 M. (Rtas: a) 2; b) 2,7; c) 12 y d) 12,30). 7) Hallar el pH de las siguientes disoluciones que contienen: a) 1 g de H 2SO4 por litro, b) 0,01 g de KOH en 200 ml y c) 0,001 g de Ba(OH) 2 en 25 ml. (Rtas: a) 1,69; b) 10,95y c) 10,67). 8) En una disolución de ácido acético 0,01 M, está ionizado 4, 11%. Calcular la constante de ionización del ácido. (Rta: 1,76.10 -5). 9) Una disolución de ácido acético tiene una concentración de 0,02 mol/ litro y un pH de 3,23. Hallar la constante de ionización del ácido. (Rta: 1,78.10 -5). 10) La constante de ionización del ácido salicílico (o-hidroxibenzoico), C 6H4(OH)COOH, es 1,06.10 -3. Calcular el grado de disociación y el pH de una disolución que contiene 1 g del ácido por litro y b) el grado de disociación del ácido cuando se disuelve 1 g del mismo en 1 litro de ácido clorhídrico 0,1 M. (Rtas: a) x = 0,316 y pH = 2,64; b) x = 0,0104) 11) A 15º C, 1 litro de agua disuelve aproximadamente 1 litro de CO 2 a la presión de 1 atm. Si la constante de equilibrio para el proceso: CO 2 + 2H2O === HCO 3- + H3+O es 4,3.10 -7, calcular el pH de la disolución. (Rta: 3,87). 12) La constante de ionización del ácido benzoico, C 6H5COOH, es 6,3.10 -5. Calcular el grado de hidrólisis del Benzoato de sodio en una disolución que contiene 5 g por litro y calcular el pH de la solución (Rta: x = 6,23.10 -5 y pH = 8,41). 13) La anilina, C6H5NH2, tiene carácter básico, se une a protones para formar el ion anilinio, C 6H5NH3+, siendo su constante de ionización de 4.10 -10. Hallar el grado de hidrólisis y el pH de una solución 0,02 M de Clorhidrato de anilina (conocida también como cloruro de fenilamonio o cloruro de anilinio), C 6H5NH2Cl. (Rta: x = 0,0348, pH = 3,16). 14) Calcule la concentración molar de una disolución de ácido sulfúrico que tenga el mismo pH que otra de ácido acético 0,374 M. DATOS: Ka = 1,8 • 10 -5. 15) Calcular el pH de la disolución obtenida al diluir 10 ml de una disolución de hidróxido sódico 2 M con agua, hasta un volumen final de 250 ml. 16) Una lejía contiene hipoclorito de sodio, cloruro de sodio y agua. Justifique el carácter básico de la disolución. Si la concentración en hipoclorito es 0,2 mol/dm 3, calcule el pH de la disolución. DATOS: a 25 °C, K b (C10-): 3,3 10-7. 17) Explique brevemente los términos ácido y base de Bronsted. 18) Calcule el pH de 50 ml de amoniaco 0.500 M. Kb= 1,81.10 -5. 19) El ácido cloroacético (ClCH 2-COOH) en concentración 0,01 M y a 25 °C se encuentra disociado en un 31 % . Calcule: a) La constante de disociación de dicho ácido. b) El pH de la disolución. 20) Una disolución de un ácido monoprótico en concentración 10 -2 M, se encuentra ionizado en un 3%. Calcular: a) El pH de la disolución. b)La constante de disociación de dicho ácido. 21) Calcule la constante de ionización de un ácido monoprótico débil, HA, sabiendo que una disolución acuosa de 0,10 moles de este ácido, en 250 ml de disolución, se ioniza el 1,5%. ¿Cuál es el pH de la disolución?. 22) Indique si son ácidas, básicas o neutras las disoluciones acuosas de los compuestos: 1) Cloruro de amonio. 2) Acetato de sodio. Formule las ecuaciones iónicas que justifiquen su respuesta. 23) Se desea saber el pH aproximado de una disolución acuosa de amoniaco, 0,150 M si la constante de ionización del NH3 es 1,75 x 10 -5 . 24) Dados los siguientes pares: Ácido clorhídrico-cloruro sódico; Ácido cianhídrico-cianuro potásico; Ácido nítriconitrato amónico; Hidróxido amónico-cloruro amónico. Indique qué pares formarán una disolución reguladora. 25) Se forma una disolución adicionando 50 ml de agua destilada a 150 ml de una disolución 0,1 M de amoniaco. Calcular el pH de la nueva disolución. DATOS: Kb NH 3 = 1,8 x 10 -5 . 26) Calcular la constante de ionización de un ácido HA que está ionizado al 1% en disolución 0,2 M. b) Explica cómo calcularías de forma práctica en el laboratorio la concentración de una disolución de ácido clorhídrico, utilizando hidróxido de sodio 0,01 M. 27) ¿Qué peso de NH 4CI debe añadirse a 11 de disolución 0,2 M de NH 3 para que su pH sea 9,5 ? DATOS : Kb del NH40H = 1,8 . 10 -5. 28) Según la teoría de Bronsted-Lowry, ¿cuáles de las siguientes especies pueden actuar sólo como ácidos, sólo como bases y cuáles como ácidos y bases? : HSO 4 - , SO3-2 , H30+ , HCI04 , S2- , HCO3- , CO3229) El ácido acetilsalicílico (aspirina), AH, es un ácido monoprótico débil cuya fórmula empírica es (C 9O4H8). Calcule el pH de una disolución preparada disolviendo una tableta de aspirina de 0,5 g en 100 ml de agua. Se supone que el ácido acetilsalicílico se disuelve totalmente y que su constante de acidez es Ka = 2,64 10 -5 . 30) Calcule el pH de la disolución y el grado de disociación del ácido nitroso, en una disolución obtenida al disolver 0,47 gramos de dicho ácido en 100 ml de agua. ¿Cuántos gramos de hidróxido sódico se necesitarán para neutralizar 25 ml de la disolución anterior? DATOS: Ka = 5,0 . 10 -4.
Autor: Monzón, Cristián Gastón
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