Tema acidobase 2

Unidad 4: Ácido-Base I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)
F. Javier Gutiérrez Rodríguez Página 1 de 33
ÁCIDO-BASE
CONTENIDOS:
1.- Caractetísticas de ácidos y bases.
2.- Evolución histórica del concepto de ácido y base.
2.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones.
2.2. Teoría de Brönsted-Lowry.
2.3. Teoría de Lewis (ƒ)
3.- Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH.
4.- Fuerza de ácidos y bases.
4.1. Ácidos y bases conjugadas.
4.2. Relación entre Ka y Kb.
4.3. Cálculos de concentraciones en equilibrio, pH, constantes, grado de ionización.
5.- Reacciones de hidrólisis de sales (estudio cualitativo).
5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
5.2. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
5.3. Sales procedentes de ácido débil y base débil.
5.4. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
5.5. Calculo de concentraciones y pH. (ƒ)
6.- Disoluciones amortiguadoras. (ƒ)
7.- Indicadores de ácido-base. (ƒ)
8.- Valoraciones de ácido-base (volumetrías).
8.1. Neutralización (práctica de laboratorio).
CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES.
ÁÁcciiddooss::
• Tienen sabor agrio.
• Son corrosivos para la piel.
• Enrojecen ciertos colorantes vegetales.
• Disuelven sustancias
• Atacan a los metales desprendiendo H2.
• Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.
BBaasseess::
• Tiene sabor amargo.
• Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.
• Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.
• Precipitan sustancias disueltas por ácidos.
• Disuelven grasas.
• Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.
DEFINICIÓN DE ARRHENIUS.
Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”, en la que afirma que hay
sustancias (electrolitos), que en disolución, se disocian en cationes y aniones.

• ÁCIDO: “Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+
”.
AH (en disolución acuosa) → A–
+ H+
Ejemplos:
- HCl (en disolución acuosa) → Cl–
+ H+
- H2SO4 (en disolución acuosa) → SO4
2–
+ 2 H+
• BASE: “Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–
“.
BOH (en disolución acuosa) → B+
+ OH–
Ejemplo:
- NaOH (en disolución acuosa) → Na+
+ OH–
NNeeuuttrraalliizzaacciióónn
Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:
H+
+ OH–
→ H2O
El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en
disolución inalterados (sal disociada):
NaOH + HCl → H2O + NaCl (Na+
+ Cl–
)
TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY.
• ÁCIDO: “Sustancia que en disolución cede H+
”.
• BASE: “Sustancia que en disolución acepta H+
”.
PPaarr ÁÁcciiddoo//bbaassee ccoonnjjuuggaaddoo
Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+
) hay otra que se
comporta como base (captura dichos H+
).
Cuando un ácido pierde H+
se convierte en su “base conjugada” y cuando una base
captura H+
se convierte en su “ácido conjugado”.
– H+
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–
)
+ H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+
)
– H+
+ H+

Ejemplo de disociación de un ácido:
• HCl (g) + H2O (l) → H3O+
(ac) + Cl–
(ac)
En este caso el H2O actúa como base y el HCl como ácido, que al perder el H+
se
transforma en Cl–
(base conjugada).
Ejemplo de disociación de una base:
• NH3 (g) + H2O (l) → NH4
+
+ OH–
En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+
a la base NH3 que se
transforma en NH4
+
(ácido conjugado).
TEORÍA DE LEWIS (ƒƒƒƒ)
• ÁCIDO: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de
electrones y formar un enlace covalente coordinado”.
• BASE: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de
electrones para formar un enlace covalente coordinado”.
Ejemplos:
• HCl (g) + H2O (l) → H3O+
(ac) + Cl–
(ac)
En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y
quedar como H+
va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente
coordinado (H3O+
).
• NH3 (g) + H2O (l) NH4
+
(ac) + OH–
(ac)
En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar
un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4
+
).
De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3
pueden actuar como ácidos:
AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3
Cl H Cl H
I I I I
Cl Al + N H Cl Al N H
I I I I
− − → − ← −:
Cl H Cl H
EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA. CONCEPTO DE pH.
La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo
que indica que está parcialmente disociado en iones:

2 H2O (l) H3O+
(ac) + OH–
(ac)
[ ] [ ]
[ ]
+ −
×
= 3
2
2
C
H O OH
K
H O
Como [H2O] es constante por tratarse de un
líquido, llamaremos:
Kw = KC x[H2O]2
+
= [ ]×[ ]-
w 3K H O OH
conocido como “producto iónico del agua”
El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14
M2
.En el caso del
agua pura: [H3O+
] = [OH–
] = (10–14
M2
)½
= 10–7
M. Se denomina pH:
+
= − 3log[ ]pH H O
Y para el caso de agua pura, como [H3O+
]=10–7
M, pH = –log 10–7
= 7
TTiippooss ddee ddiissoolluucciioonneess
• Ácidas: [H3O+
] > 10–7
M pH < 7
• Básicas: [H3O+
] < 10–7
M pH > 7
• Neutras: [H3O+
] = 10–7
M pH = 7
En todos los casos: Kw = [H3O+
] x [OH–
]
Luego si [H3O+
] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH–
] debe disminuir y
así el producto de ambas concentraciones continúa valiendo 10–14
M2
.
CCoonncceeppttoo ddee ppOOHH..
A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:
Gráfica de pH en sustancias comunes
ÁCIDO BÁSICO
440 1 2 3
Zumo de
limón
Cerveza Leche
Agua destilada
Sangre Agua mar Amoniaco
Peachímetro

−
= −log[ ]pOH OH
Como Kw = [H3O+
]x[OH–
] = 10-14
M2
Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14, para una
temperatura de 25ºC.
Ejemplo:
El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la [H3O+
] y el pOH a la temperatura
de 25ºC?
pH = –log [H3O+
] = 12,6, de donde se deduce que: [H3O+
] = 10-pH
= 10-12,6
M
= 2,5x10-13
M
Como Kw = [H3O+
]x[OH–
] = 10–14
M2
, entonces:
pOH = – log [OH–
] = – log 0,04 M = 1,4
Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14
Ejercicio A (Selectividad. Madrid Previo 1997):
Una disolución de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 %
en peso. a) Calcule su concentración expresada en moles/litro y en gramos/litro.
b) Calcule el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior.
ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES.
EElleeccttrroolliittooss ffuueerrtteess::
Están totalmente disociados. (→)
Ejemplos:
• HCl (ac) → Cl–
+ H+
• NaOH (ac) → Na+
+ OH–
EElleeccttrroolliittooss ddéébbiilleess::
Están disociados parcialmente ( )
Ejemplos:
• CH3–COOH (ac) CH3–COO–
+ H+
0,04+
= = =
×
-14 2
-
-13
3
10
[ ]
[ ] 5 10
WK M
OH
H O M

• NH3 (ac)+ H2O NH4
+
+ OH–
Ejemplo:
Justifica porqué el ión HCO3
–
actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.
El NaOH proporciona OH–
a la disolución: NaOH (ac) → Na+
+ OH–
, por lo que
HCO3
–
+ OH–
→ CO3
2–
+ H2O, es decir, el ión HCO3
–
actúa como ácido.
Asimismo, el HCl proporciona H+
a la disolución: HCl (ac) → H+
+ Cl–
. por lo que
HCO3
–
+ H+
→ H2CO3 (CO2 + H2O), es decir, el ión HCO3
–
actúa como base.
FFuueerrzzaa ddee áácciiddooss..
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≅ constante) la fuerza de un ácido HA
depende de la constante de equilibrio:
HA + H2O A–
+ H3O+
[ ] [ ] [ ] [ ]
[ ]
[ ] [ ] [ ]
− + − +
× ×
= × = =
×
3 3
2
2
C C a
A H O A H O
K K H O K
HA H O HA
A Ka se le llama constante de disociación o constante de acidez. Según su valor
hablaremos de ácidos fuertes o débiles:
Si Ka > 100 El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad.
Si Ka < 1 El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.
Ejemplo:
El ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 x10-5
M.
ÁÁcciiddooss ppoolliipprróóttiiccooss
Son aquellos que pueden ceder más de un H+
. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.
[HA] [HA][A–
] [H+
]
[H+
][A–
]
[HA]
Ácido fuerte Ácido débil

Existen pues, tantos equilibrios como H+
disocie:
Ejemplo:
• H2CO3 + H2O HCO3
–
+ H3O+
• HCO3
–
+ H2O CO3
2–
+ H3O+
2
3 3 3 3
1 2
2 3 3
[ ] [ ] [ ] [ ]
;
[ ] [ ]
a a
HCO H O CO H O
K K
H CO HCO
− + − +
−
× ×
= =
Ka1 = 4,5x10–7
M Ka2 = 5,7x10–11
M
La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
Ejemplo:
Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10–3
,
Ka2 = 6,2 x 10–8
y Ka3 = 2,2 x 10–13
, calcular las concentraciones de los iones H3O+
, H2PO4
–
,
HPO4
2–
y PO4
3–
en una disolución de H3PO4 0,08 M.
Equilibrio 1: H3PO4 + H2O H2PO4
–
+ H3O+
;
conc. in.(mol/l): 0,08 0 0
conc. eq.(mol/l): 0,08 – x x x
− +
−×
= = = × =
−
2
32 4 3
1
3 4
[ ] [ ]
7,5 10 0,021
[ ] 0,08
a
H PO H O x
K M x
H PO x
Equilibrio 2: H2PO4
–
+ H2O HPO4
2–
+ H3O+
;
conc. in.(mol/l): 0,021 0 0,021
conc. eq.(mol/l): 0,021 – y y 0,021 + y
− +
− −
−
× × +
= = = × ×
−
2
8 84 3
2
2 4
[ ] [ ] (0,021 ) 0,021
6,2 10 6,2 10
0,021 0,021[ ]
a
HPO H O y y y
K M y
yH PO
Equilibrio 3: HPO4
2–
+ H2O PO4
3–
+ H3O+
;
conc. in.(mol/l): −
× 8
6,2 10 0 0,021
conc. eq.(mol/l): −
× 8
6,2 10 – z z 0,021 + z
+
− −
− − −
× × +
= = = × ×
× − ×
13 193 4 3
2 2 8 8
4
[ ] [ ] (0,021 ) 0,021
2,2 10 6,5 10
[ ] 6,2 10 6,2 10
a
H PO H O z z z
K M z
HPO z
[H3O+
] = [H2PO4
–
] = 0,021 M ; [HPO4
2–
] = 6,2 x 10–8
M ; [PO4
3–
] = 6,5 x 10–19
M
FFuueerrzzaa ddee bbaasseess..
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≅ constante) la fuerza de una base BOH
depende de la constante de equilibrio: B + H2O BH+
+ OH–
.

[ ] [ ] [ ] [ ]
[ ]
[ ] [ ] [ ]
+ − + −
× ×
= × = =
×
2
2
C C b
BH OH BH OH
K K H O K
B H O B
A Kb se le llama constante de basicididad.
ppKK
Al igual que el pH se denomina pK a: pKa= –log Ka ; pKb= –log Kb
Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base.
Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de
la base.
Ejemplo:
Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) =
1,8 · 10–5
M
Equilibrio: NH3 + H2O NH4
+
+ OH–
conc. in.(mol/l): 0,2 0 0
conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x
2
-54
3
[ ] [ ]
1,8 10
[ ] 0,2
b
NH OH x
K M
NH x
+ −
×
= = = ×
−
De donde se deduce que x = [OH–
] = 3,0 · 10–3
M
pOH = – log [OH–
] = – log 1,88 · 10–3
= 2,52
pH = 14 – pOH = 14 – 2,52 = 11,48
RReellaacciióónn eennttrree KKaa yy KKbb ccoonnjjuuggaaddaa..
Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O A–
+ H3O+
Reacción de la base conjugada con el agua: A–
+ H2O AH + OH–
[ ] [ ] [ ] [ ]
;
[ ] [ ]
− + −
−
× ×
= =3
a b
A H O HA OH
K K
HA A
[ ] [ ] [ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]
a b W
A H O HA OH
K K H O OH K
HA A
− + −
+ −
−
× × ×
× = = × =
×
3
3
En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que si un ácido es fuerte su base
conjugada es débil y si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.

A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele
llamar constante de hidrólisis (Kh).
Ejemplo:
Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9x10–10
M.
El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el
CN–
, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será:
CN–
+ H2O HCN + OH–
-14 2
10
10
4,9 10
W
b
a
K M
K
K M
−
−
= = =
×
5
2,0×10 M
RReellaacciióónn eennttrree llaa ccoonnssttaannttee yy eell ggrraaddoo ddee ddiissoocciiaacciióónn ((iioonniizzaacciióónn)) ““αααααααα””
En la disociación de un ácido o una base:
− +
× ×
= = =
−
2
3
1 1
[ ] [ ]
[ ] ( - )
a
A H O c c c
K
HA c
α α αα α αα α αα α α
α αα αα αα α
Igualmente:
b
c
K
αααα
αααα
=
−
2
1
En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4
), a se desprecia frente
a 1 con lo que: Ka = c αααα2
(o Kb = c αααα2
)
De donde:
= aK
c
αααα
Igualmente
bK
c
αααα =
Ejemplo (Selectividad. Madrid Previo 1998).
Una disolución de HBO2 en concentración 10-2
M tiene un valor de pH de 5,6. a) Razone
si el ácido y su base conjugada serán fuertes o débiles. b) Calcule la constante de
disociación del ácido (Ka). c) Calcule, si es posible, la constante de basicidad del ion
borato (Kb). d) Si 100 ml de esta disolución de HBO2 se mezclan con 100 ml de una
disolución 10-2
M de hidróxido sódico, ¿qué concentración de la base conjugada se
obtendrá?
a) [H3O+
] = 10–pH
= 10–5,6
= 2,51x10–6
M

6
43
2
[ ] 2,51 10
10
H O M
c M
α
+ −
−
−
×
= = = 2,51×10
lo que significa que está disociado en un 0,025 % luego se trata de un ácido débil.
Su base conjugada, BO2
–
, será pues, relativamente fuerte.
b) Ka = cα2
= 10–2
M ·(2,51x10–4
)2
= 6,3x10–10
c)
14
10
10
6,3 10
w
b
a
K
K
K
−
−
= = =
×
-5
1,58×10
d) Se neutralizan exactamente: [BO2
–
] = 0,1 M
Ejercicio B (Selectividad. Madrid Junio 1998).
En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya
concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido etanoico (acético) de concentración 0,05
M a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la
más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Dato: Ka (ácido etanoico)
= 1,8 ·10-5
HIDRÓLISIS DE SALES
Es la reacción de los iones de una sal con el agua. Así, las sales pueden producir
que una disolución de las mismas sea ácida, básca o neutra. Sólo es apreciable cuando
estos iones proceden de un ácido o una base débil:
Ejemplo de hidrólisis ácida (de un catión): NH4
+
+ H2O NH3 + H3O+
Ejemplo de hidrólisis básica (de un anión): CH3–COO–
+ H2O CH3–COOH + OH–
TTiippooss ddee hhiiddrróólliissiiss..
Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales
se clasifican en:
• Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
• Sales procedentes de ácido débil y base fuerte (Hidrólisis Básica)
• Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. (Hidrólisis Ácida).
• Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
Ejemplo: NaCl
NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+
que es un ácido muy débil como
el Cl–
que es una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios:

Na+
+ 2 H2O ← NaOH + H3O+
Cl–
+ H2O ← HCl + OH–
están muy desplazado hacia la izquierda, y por tanto, su reacción con el agua es
insignificante.
HIDRÓLISIS BÁSICA: Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
Ejemplo: Na+
CH3–COO–
Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+
es un ácido muy débil y apenas
reacciona con agua, pero el CH3–COO–
es una base relativamente fuerte y si reacciona
con ésta de forma significativa:
CH3–COO–
+ H2O CH3–COOH + OH–
lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica).
HIDRÓLISIS ÁCIDA: Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
Ejemplo: NH4Cl
Se produce HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4
+
es un ácido relativamente fuerte y
reacciona con agua mientras que el Cl–
es una base débil y no lo hace de forma
significativa:
NH4
+
+ H2O NH3 + H3O+
lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida).
Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Ejemplo: NH4CN
En este caso tanto el catión NH4
+
como el anión CN–
se hidrolizan y la disolución
será ácida o básica según qué ión se hidrolice en mayor grado.
Como Kb(CN–
) = 2 x10–5
M y Ka(NH4
+
) = 5,6 x 10–10
M , en este caso, la disolución es
básica ya que Kb(CN–
) es mayor que Ka(NH4
+
)
Ejemplo:
Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10
M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una
disolución acuosa de NaCN 0,01 M. ƒ
Se producirá hidrólisis básica por ser el CN–
un anión procedente de un ácido débil.
La reacción de hidrólisis será:
CN–
+ H2O HCN + OH–

14 2
5
10 10
[ ] [ ] 1 10
( ) 2,5 10
[ -] 4,0 10 4,0 10
W
H
KHCN OH M
K CN M
CN M M
− −
− −
− −
× ×
= = = = ×
× ×
Hidrólisis: CN–
+ H2O HCN + OH–
Conc inin. (M) 0,01 0 0
Conc equil. (M) 0,01(1–α) 0,01α 0,01α
2 2
5 [ ] [ ] (0,01 )
2,5 10
0,01(1 )[ ]
HCN OH M
M
MCN
α
α
−
−
−
×
× = =
−
Despreciando a frente a 1, se obtiene que αααα = 0,05
Caso de no despreciar, puesto que se encuentra bastante al límite, resolveríamos la
ecuación de segundo grado que nos daría un αααα = 0,0488.
-14 2
11
3
10
[ ] 2,0 10
0,01 0,05[ ]
WK M
H O M
MOH
+ −
−
= = = ×
×
pH = –log [H3O+
] = –log 2,0 x 10–11
M = 10,7
Ejercicio C (Selectividad. Madrid Junio 1998).
Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones que se
relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M;
b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS (TAMPÓN) ƒƒƒƒ
Son capaces de mantener el pH después de añadir pequeñas cantidades tanto de
ácido como de base. Están formadas por:
© Ed. Santillana. Química 2ºBachillerato

Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro:
Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro:
Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.
INDICADORES DE pH (ÁCIDO- BASE).
Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la
básica:
HIn + H2O In–
+ H3O+
forma ácida forma básica
Uno de los indicadores más utilizados e la fenolftaelína cuya forma ácida es incolora
y la forma básica rosa fucsia, y cuyo intervalo de viraje se encuentra entre 8 y 10 de pH.
Igualmente, para medir el pH de una disolución de manera aproximada en el laboratorio
se utiliza habitualmente el papel de tornasol que da una tonalidad diferente según el pH,
por contener una mezcla de distintos indicadores.
Algunos indicadores de los más utilizados son:
Indicador Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (pH)
Violeta de metilo Amarillo Violeta 0-2
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10
Para facilidad en el cálculo y dado que el pH es una escala logarítmica en base 10,
el cambio de color se considera apreciable cuando:
[HIn] > 10 [In–
] o [HIn] < 1/10 [In–
]
− +
+
−
×
= = ×3
3
[ ] [ ] [ ]
[ ]
[ ] [ ]
a a
In H O HIn
K H O K
HIn In
Aplicando logaritmos decimales y cambiando de signo:
−
= + = ±
[ ]
( ) log 1
[ ]
a a
In
pH viraje pK pK
HIn

VALORACIONES ÁCIDO-BASE
Valorar es medir la concentración de un determinado ácido o base a partir del
análisis volumétrico de la base o ácido utilizado en la reacción de neutralización.
La neutralización de un ácido/base con una base/ácido de concentración conocida
se consigue cuando n(OH–
) = n(H3O+
).
La reacción de neutralización puede escribirse:
b HaA + a B(OH)b → BaAb + axb H2O
En realidad, la sal BaAb se encuentra disociada (a Bb+
+ b Aa–
), por lo que la única
reacción es: H3O+
+ OH–
→ 2 H2O, en donde: “a” = nºde H+
del ácido y “b” = nºde OH–
de
la base.
Para que n(H3O+
) se igual que n(OH–
) debe cumplirse que:
n(ácido) x a = n(base) x b
Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b
Todavía se usa mucho la concentración expresada como Normalidad:
Normalidad = Molaridad x n (H u OH)
Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
En el caso de sales procedentes de ácido o base débiles debe utilizarse un indicador
que vire al pH de la sal resultante de la neutralización.
Ver vídeo (mpeg) (12,5 MB) (wmv) (376 Kb)
Simulaciones de neutralización puede encontrarse en: http://quim.iqi.etsii.upm.es/titrator/titrator.html y
en http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/quimica/neutralizacion/neutraliz.htm.
20 40 60 V NaOH(ml)
12
10
8
6
4
2
Zona de viraje fenolftaleína
Gráfica de valoración de vinagre con NaOH

Ejemplo de valoraciones ácido-base.
100 ml de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de
Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3SO4
2–
+2Al3+
+ 6 H2O
n(H2SO4) x 2 = n[Al(OH)3] x 3
25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x Mácido x 2, de donde:
2 4
25 2
[H SO ]
100 2
ml M
ml
×
= =
×
0,75M
Vácido x Nácido = Vbase x Nbase (Nbase= 3 x Mbase)
100 ml x Nácido = 25 ml x 6 N Nácido = 1,5 N
2
ácido
ácido
N
M = = 0,75M
Podríamos haber calculado n(H2SO4) a partir del cálculo estequiométrico, pues
conocemos:
n(Al(OH)3 = V x M = 25 ml x 2 M = 50 mmoles:
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3SO4
2–
+2Al3+
+ 6 H2O
32 4
2 4
2 4
2 Al(OH)3 H SO
(H SO ) = 75
(H SO ) 50
molmol
n mmol
n mmoles
=
2 4
2 4
2 4
(H SO ) 75
[H SO ]=
(H SO ) 100
n mmol
V ml
= = 0,75M
Ejercicio D (Selectividad. Madrid Septiembre 1997).
Si 10,1 ml de vinagre han necesitado 50,5 ml de una base 0,2 N para su neutralización.
a) Cuál será la normalidad del ácido en el vinagre b) Suponiendo que su acidez se debe
al ácido acético (ácido etanoico). ¿Cuál es el porcentaje en peso del ácido acético si la
densidad del vinagre es de 1,06 g/ml?
Algunos enlaces interesantes:
• http://www.cmark-gip.es/jano/quimica/acidosbases/acidosbases1.htm
• http://quim.iqi.etsii.upm.es/titrator/titrator.html

• http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/quimica/neutralizacion/neutraliz.htm
• http://www.pallotti.edu.uy/repartidos/quimica/equilibrio_acido_base.htm (ejercicios).
ÁCIDO-BASE.
Concepto básicos.
1.- a) Aplicando la teoría de Brönsted-Lowry, explique razonadamente, utilizando las
ecuaciones químicas necesarias, si las siguientes especies químicas se comportan
como ácidos o como bases: NH3, CH3-COOH, CN–
, CH3-COOH, HCO3
–
. b) Señale
en cada caso la base o el ácido conjugado. (Cuestión Selectividad. Zaragoza. Junio
1997).
2.- Justifica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) “La velocidad de
una reacción química conserva el mismo valor numérico durante todo el tiempo que
dure la reacción”. b) “El HCl en disolución acuosa diluida es un ácido débil”.
3.- Indica cuales son las bases conjugadas de los ácidos así como los equilibrios entre
la forma ácida y la básica: H3O+
, HNO2, HCN.
4.- Demuestra la relación matemática existente entre la constante de un ácido y la de la
base conjugada de dicho ácido.
5.- Completar los siguientes equilibrios entre pares de ácidos y bases conjugados, de tal
forma que el primer compuestos de cada ecuación actúe como ácido: a) H2CO3 +
H2O _______ + ________ b) ______ + HCO3
–
______ + H2O; c) NH4
+
+
______ H2O + ______; d) H2O + CN–
_______ + ________
6.- Completar los siguientes equilibrios ácido-base de Brönsted-Lowry; caracterizando
los correspondientes pares ácido-base conjugado: a) ..... + H2O CO3
2–
+ H3O+
;
b) NH4
+
+ OH–
H2O + ..... ; c) ..... + H2O H3O+
+ SO4
2–
; (Selectividad COU.
Galicia. 1998).
7.- Cuando a una disolución de amoniaco se le añade cloruro de amonio: Decide si son
verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones justificando las respuestas. a)
Aumenta el grado de disociación del amoniaco; b) El grado de disociación del
amoniaco no varía; c) el pH disminuye; d) aumenta el pH.
Cálculo del pH y constantes de acidez y basicidad.
8.- En un laboratorio se dispone de cinco matraces que contiene cada uno de ellos
disoluciones de las que se tiene la siguiente información: 1º) pH = 7; 2º) [H3O+
] =
10–3
; 3º) pOH = 2; 4º) [OH–
] = 10–6
; 5º) pH = 1. Ordena dichos matraces de mayor a
menor acidez. (Cuestión Selectividad COU. Andalucía. 1998).
9.- Calcula el pH de las siguientes disoluciones. a) 250 ml de HCl 0,1 M; b) 250 ml de
HOCl 0,1 M si su Ka = 3,2 · 10–8
M.
10.- Calcular el pH de una disolución 0,1 M de NH3, sabiendo que Kb = 1,8 · 10–5
.
11.- Calcula el pH y la concentración de todas las especies presentes en una disolución
10–2
M de hidróxido de calcio.

12.- A 25ºC una disolución 0,1 M de amoniaco tiene un pH de 11,12. Determina la
constante de basicidad del amoniaco y la de acidez del ion amonio.
13.- a) A un estudiante de química le piden la concentración de ácido láctico, HC3H5O3,
en un vaso de leche. Para ello determina la concentración de iones hidronio
obteniendo como resultado 3,09 · 10–3
M. ¿Qué valor debería dar? b) Le dicen que
el pH de una taza de café (a 25 ºC) es 5,12. ¿Cuál será la concentración de iones
hidronio en el café? c) Si se mezclan 125 ml del café anterior con un volumen igual
de leche, ¿cuál será el pH del café con leche obtenido? Datos (25 ºC): Considera
que la leche es una disolución acuosa y que toda su acidez se debe al ácido láctico
y que éste es un ácido monoprótico. Ka (ácido láctico) = 1,40 · 10–4
. Supón
volúmenes aditivos. (Problema Selectividad COU. Oviedo. Septiembre 1997).
Cálculo de grado de disociación, concentraciones...
14.- En 500 ml de agua se disuelven 3 g de ácido acético. Calcula: a) el pH de la
disolución resultante; b) el porcentaje de ácido acético disociado. Mat: C=12; O=16;
H=1. Ka = 1,8 · 10–5
.
15.- La constante del ácido cianhídrico (HCN) es 4,9·10-10
a 25 °C; a) ¿cuál es la
concentración de H3O+
de una disolución acuosa M del ácido a dicha temperatura; b)
su grado de ionización.
16.- Se sabe que 100 ml de una disolución de ácido oxoclorato de hidrógeno
(hipocloroso) que contiene 1,05 gramos, tiene un pH de 4,1. Calcula: a) La constante
de disociación del ácido. b) El grado de disociación. Masas atómicas: Cl: 35,5; O:
16; H: 1. (Problema Selectividad COU. Madrid Alcalá Junio 1998).
17.- El pH de una disolución acuosa de ácido acético es 2,9. Calcular la molaridad y el
grado de disociación del ácido acético en dicha disolución. pKa = 4,74.
18.- Una disolución 10–2
M de ácido benzoico presenta un grado de disociación del 8,15
%. Determina: la constante de ionización del ácido, el pH de la disolución y la
concentración del ácido benzoico sin ionizar en el equilibrio.
19.- Calcula el pH y la molaridad de cada especie química presente en el equilibrio de
ionización del amoniaco 0,15 M: NH3(ac) + H2O(l) → NH4
+
(ac) + OH–
. Kb(:NH3) =
1,8 x 10–5
.
Hidrólisis de sales.
20.- Discute, razonadamente, las siguientes afirmaciones: a) Si se añade agua destilada
a una disolución de pH = 4, aumenta la concentración de protones. b) Si se añade
cloruro amónico a una disolución de pH = 7, disminuye el pH. (Cuestión Selectividad
COU. Andalucía. Junio 1998).
21.- a) Cómo será el pH de una disolución de 150 ml de NaOCl 0,1 M. b).¿Cuánto
valdrá?ƒ
22.- Indica cómo será el pH de una disolución 1 M de: a) NaCl; b) CH3–COONa;
c) NH4Cl; d) CH3–COONH4. [Kb(NH3) = Ka(CH3–COOH) = 1,8 ·10–5
M].
23.- ƒ a) Calcula el pH de una disolución 0,7 M de KCN sabiendo que Ka de HCN es de
7,2·10–10
M. b) ¿Cual será el nuevo pH si a ½ litro de la disolución anterior le
añadimos ¼ de litro de una disolución 3 Molar de HCN?

24.- En cada una de las disoluciones acuosas de los siguientes compuestos:
a) carbonato de sodio, b) hidróxido de calcio, c) cloruro de amonio, d) dióxido de
carbono, indique justificadamente si el pH será 7, mayor que 7 o menor que 7.
(Cuestión Selectividad COU. Zaragoza. Junio 1997)
25.- Calcular el pH de la siguiente mezcla: 100 ml de ácido fluorhídrico 1,5 M y 200 ml de
agua destilada. Datos: Considerar que los volúmenes son aditivos. La constante de
disociación ácida del ácido fluorhídrico a 25 ºC es 8,8·10–4
. (Cuestión Selectividad
COU. Salamanca Junio 1997).
Neutralización
26.- Justificar si son correctas o no las siguientes afirmaciones: a) Una disolución de
NH4Cl siempre da lugar a una disolución básica; b) La mezcla estequiométrica de
HCl y NaOH da lugar a una disolución ácida; c) La mezcla estequiométrica de HCl y
NH4OH da lugar a una disolución básica; d) Una disolución de CH3COONa siempre
tiene carácter básico. (Cuestión Selectividad COU. La Laguna. Junio 1997).
27.- Una mezcla de 46,3 g de hidróxido de potasio y 27,6 g de hidróxido de sodio puros
se disuelve hasta un volumen de 500 cm3
. Calcular el volumen de una disolución 0,5
M de ácido sulfúrico que se necesitará para neutralizar 30 cm3
de la disolución
alcalina anterior. Masa atómicas: Na = 23; K = 39; O =1 6; H = 1.
28.- Calcula el pH de la disolución que se forma cuando se mezclan 1,0 litros de
amoniaco 0,25 M con 0,400 litros de ácido clorhídrico 0,30 M. Kb (amoniaco) =
1,8·10–5
. (Problema Selectividad COU. Zaragoza. Junio 1997)
29.- 250 ml de ácido nítrico concentrado del 32 % y densidad 1,19 g/ml, se colocan en un
matraz aforado de 1 litro y se añade agua destilada hasta enrasar. ¿Cuántos ml de
la disolución diluida de ácido nítrico serán necesarios para neutralizar 50 ml de una
disolución de NaOH cuyo pH es 13,93? Masas atómicas: H: 1; O: 16; N: 14.
(Problema Selectividad COU. La Rioja. 1998).
30.- Calcula el pH de la disolución formada cuando 500 ml de ácido sulfhídrico 2,20 M
reaccionan con 400 ml de disolución de hidróxido de sodio, de 1,200 g/ml de
densidad y del 20 % en peso. Masas atómicas: Na: 23; O: 16; H: 1. (Problema
Selectividad. Zaragoza. Junio 1997).
31.- Se desea preparar 100 ml de una disolución de ácido nítrico de pH = 2,4. Para ello
se dispone de otra disolución de ácido nítrico de pH = 0,3. a) ¿Qué volumen habrá
que tomar de esta disolución para preparar la disolución deseada? b) ¿Cuántos
miligramos de hidróxido sódico habrá que añadir a esos 100 ml de disolución para
neutralizarla? Masas atómicas: Na: 23; O: 16. (Problema Selectividad COU. Madrid.
1997).
32.- Se desea preparar 200 ml de ácido clorhídrico 0,4 M a partir de un ácido comercial
de 1,18 g/ml de densidad y una riqueza del 36,2 % en peso. a) ¿Cuántos ml de
ácido comercial se necesitan? b) Calcular la molaridad del ácido comercial.
c) Calcular el pH obtenido al añadir 15 ml de hidróxido sódico 0,15 M, a 5 ml de
ácido clorhídrico 0,4 M. d) ¿Cuántos ml de hidróxido sódico 0,15 M neutralizan
exactamente a 5 ml de ácido clorhídrico 0,4 M? (Problema Selectividad COU.
Cantabria. Junio 1997).
33.- Calcula la riqueza de una sosa comercial (hidróxido de sodio), si 25 g de la misma
precisan para neutralizarse 40 ml de ácido sulfúrico 3 M.

34.- A 80 ml de una disolución acuosa 0, 10 M de NaOH, se le añaden 20,0 ml de una
disolución acuosa 0,50 M de HCl. Calcular el pH de la disolución resultante.
35.- Determina el volumen expresado en ml, que se precisan de una disolución 0,21 M
de NaOH para que reaccionen completamente 10 ml de ácido (orto)fosfórico 0,1 M.
36.- Se mezclan 25 ml de HCI 0,3 M y 35 ml de NaOH 0,4 M. a) ¿Cuál es el pH de la
mezcla resultante? b) ¿Qué volumen de HCl necesitaríamos para que el pH de la
mezcla resultante fuese igual a 7? (Problema Selectividad La Laguna. Junio 1997.
37.- Calcula el pH de la disolución que resuelta de añadir a 25,0 ml de HCl 0,1 M: a) 5 ml
de NaOH 0,2 M; b) 20 ml de NaOH 0,2 M.
38.- Se disuelven 6,8 g de amoniaco en la cantidad de agua necesaria para obtener 500
ml de disolución. Calcule: a) El pH de la disolución. b) Qué volumen de ácido
sulfúrico 0,10 M se necesitará para neutralizar 20 ml de la disolución anterior. Kb
(amoniaco) = 1,8 10–5
. Masas atómicas: N: 14; H: 1. (Problema Selectividad
Zaragoza. Junio 1998).
39.- ¿Cuál será el pH de una disolución formada por 100 ml de acetato sódico 0,250 M,
25 ml de HCl del 12 % y densidad 1,06 g/ml, y cantidad suficiente de agua para
completar 250 ml? Masas atómicas: Cl: 35,5; C: 12; 0:16; H: 1; Ka (CH3COOH) = 1,8·
10–5
. (Problema Selectividad La Rioja. Junio 1998).
SOLUCIONES DE EJERCICIOS
EJERCICIO 6: Solución: a) HCO3
2–
; b) NH3; c) HSO4
–
EJERCICIO 7: Sol: c)
EJERCICIO 8: Solución: 5º > 2º > 1º > 4º > 3º.
EJERCICIO 12: Sol Kb = 1,74·10–5
M; Ka = 5,68·10–10
M..
EJERCICIO 17: Sol: c = 0’088 M; a = 0,014 M
EJERCICIO 25: Solución: pH = 1,69
EJERCICIO 29: Solución: 28,3 ml.
EJERCICIO 31: Solución: a) 0,8 ml; b) 16 mg.
EJERCICIO 32: Soluc: a) 6,84 ml disolución HCl; b) 11,7M; c) pH = 12,1; d) 13,33 ml.
EJERCICIO 37: Solución: 1,30; 12,52.

SOLUCIONES (ÁCIDO-BASE)
1.-
a) NH3 (g) + H2O (l) NH4
+
+ OH–
; Base pues captura H+
.
CH3-COOH + H2O (l) CH3-COO–
+ OH–
; Ácido pues cede H+
.
CN–
+ H2O (l) HCN + OH–
.
HCO3
–
+ H2O (l) H2CO3 + OH–
.
HCO3
–
+ H2O (l) CO3
2–
+ H3O+
; Ácido pues cede H+
.
b) NH4
+
: Ácido conjugado.
CH3-COO–
: Base conjugada
HCN: Ácido conjugado.
H2CO3: Ácido conjugado.
CO3
2–
: Base conjugada.
2.-
a) FALSO, pues ésta va disminuyendo hasta valer 0 en el equilibrio en donde ya no varían
las concentraciones de reactivos y productos a lo largo del tiempo.
b) FALSO, pues el ácido clorhídrico es un ácido fuerte y está totalmente disociado
independientemente de que se trate de una disolución diluida o concentrada.
3.-
H3O+
H+
+ OH–
(Base conjugada).
HNO2 + H2O H3O+
+ NO2
–
(Base conjugada).
HCN + H2O H3O+
+ CN–
(Base conjugada).
4.-
Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O A–
+ H3O+
Reacción de la base conjugada con el agua: A–
+ H2O AH + OH–
[A–
] · [H3O+
] [HA] · [OH–
]
Ka = —————— ; Kb = ——————
[HA] [A–]
[A–
] · [H3O+
] · [HA] · [OH–
]
Ka · Kb = —————–—————— = [H3O+
] · [OH–
] = KW
[HA] · [A–
]
5.-
a) H2CO3 + H2O HCO3
–
+ H3O+
b) H3O+
+ HCO3
–
H2CO3 + H2O;
c) NH4
+
+ OH–
H2O + NH3;
d) H2O + CN–
OH–
+ HCN
6.-

a) HCO3
–
+ H2O CO3
2–
+ H3O+
b) NH4
+
+ OH–
H2O + NH3;
c) HSO4
–
+ H2O H3O+
+ SO4
2–
.
7.-
a) FALSO, pues al añadir NH4
+
, que es uno de los productos de disociación del NH3, el
equilibrio: NH3 + H2O NH4
+
+ OH–
, se desplazará hacia la izquierda disminuyéndola
disociación del mismo.
b) FALSO, por la razón antes expuesta.
c) VERDADERO, pues al desplazarse el equilibrio hacia la izquierda también disminuirá
[OH–
], con lo que aumentará [H3O+
] y por tanto disminuirá el pH.
d) FALSO.
8.-
5º> 2º> 1º> 4º> 3º.
9.-
a) El HCl es un ácido fuerte por lo que está totalmente disociado según:
HCl + H2O → Cl–
+ H3O+
por lo que [H3O+
] = [HCl]0;
pH = –log [H3O+
] = –log 0,1 = 1
b) HClO + H2O ClO–
+ H3O+
; 3,2 · 10-8
M ≅ 0,1 M·α2
α = 5,66·10–4
[H3O+
] = 0,1 M ·5,66·10–4
= 5,66·10–5
M;
pH = –log [H3O+
] = –log 5,66·10–5
= 4,25.
10.-
Equilibrio: NH3 (g) + H2O (l) NH4
+
+ OH–
;
c0 (mol/l) 0,1 0 0
ceq (mol/l) 0,1(1–α) 0,1α 0,1α
[NH4
+
]·[OH–
] 0,1α2
1,8 · 10–5
= ––––––––––– = ––––– ≅ 0,1α2
α = 0,013
[NH3] 1–α
[OH–
] = 0,1 M · 0,013 = 1,34·10–3
M
10–14
M2
[H3O+
] = ––––––––––– = 7,45 · 10–12
M pH = –log 7,45 · 10–12
= 11,13
1,34·10–3
M
11.-
El hidróxido de calcio es una base fuerte que se encuentra totalmente
disociada: Ca(OH)2 → Ca2+
+ 2 OH–
.
[Ca(OH)2] = 0, [Ca2+
] = 10–2
M y [OH–
] = .2·10–2
M

10–14
M2
[H3O+
] = –––––––– = 5 · 10–13
M pH = –log 5 · 10–13
= 12,30
2·10–2
M
12.-
pOH = 14 – 11,12 = 2,88 [OH–
] = 1,32 · 10–3
M
Equilibrio: NH3 (g) + H2O (l) NH4
+
+ OH–
;
c0 (mol/l) 0,1 0 0
ceq (mol/l) 0,1–1,32·10–3
1,32·10–3
1,32·10–3
[NH4
+
]·[OH–
] (1,32·10–3
M)2
Kb = ––––––––––– = ––––––––––––––– = 1,76 · 10–5
M
[NH3] (0,1– 1,32·10–3
) M
KW 10–14
M2
Ka(NH4
+
) = ––––––– = –––––––––––– = 5,68 · 10–10
M
Kb(NH3) 1,76 · 10–5
M
13.-
a) Equilibrio: HC3H5O3 + H2O C3H5O3
–
+ H3O+
;
ceq (mol/l) c0 –3,09·10–3
3,09·10–3
3,09·10–3
[C3H5O3
–
]·[H3O+
] (3,09·10–3
M)2
1,40·10–4
= –––––––––––––– = –––––––––––––– c0 = 0,065 M
[HC3H5O3] (c0 –3,09·10–3
) M
b) [H3O+
] = 10–5,12
M = 7,59 · 10–6
M
c) Debido a la gran diferencia en [H3O+
] en la leche y en el café se pueden despreciar los
procedentes de éste último, con lo cual [H3O+
] es simplemente la mitad de la que había en
la leche debido a la dilución en un volumen doble:
[H3O+
] = 3,09·10–3
M/ 2 = 1,545·10–3
M pH = 2,81
14.-
a) Equilibrio: CH3COOH + H2O CH3COO–
+ H3O+
;
n0(mol) 3/60 0 0
c0 (mol/l) 0,05/0,5 0 0
ceq (mol/l) 0,1(1–α) 0,1α 0,1α

[CH3COO–
]·[H3O+
] 0,1α2
1,8 · 10–5
= –––––––––––––––– = ––––– ≅ 0,1α2
[CH3COOH] 1–α
De donde: α = 0,0134
[H3O+
] = 0,1 M · 0,0134 = 1,34 · 10–3
M pH = 2,87
b) % disociado = 100·α = 1,34 %.
15.-
Equilibrio: HCN + H2O CN–
+ H3O+
;
c0 (mol/l) 1,2·10-2
0 0
ceq (mol/l) 1,2·10-2
(1–α) 1,2·10-2
α 1,2·10-2
α
[CN–
]·[H3O+
] 1,2·10-2
α2
4,9·10-10
= –––––––––––– = ––––––– ≅ 1,2·10-2
α2
[HCN] 1–α
De donde: αααα = 2,02·10–4
[H3O+
] = 1,2·10-2
M · 0,0134 = 2,42 · 10–6
M
16.-
a) [H3O+
] = 10–4,1
M = 7,94·10–5
M
Equilibrio: HClO + H2O ClO–
+ H3O+
;
n0(mol) 1,05/52,5 0 0
c0 (mol/l) 0,02/0,1 0 0
ceq (mol/l) 0,2 –7,94·10–5
7,94·10–5
7,94·10–5
[ClO–
]·[H3O+
] (7,94·10–5
M)2
Ka = –––––––––––– ≅ ––––––––––– = 3,15·10-8
M
[HClO] 0,2 M
b) [H3O+
] = 7,94·10–5
= 0,2 M ·α αααα = 3,97·10–4
17.-
[H3O+
] = 10–2,9
M = 1,26·10–3
M
Ka = 10–4,74
= 1,82·10–5

Equilibrio: CH3COOH + H2O CH3COO–
+ H3O+
;
c0 (mol/l) c0 0 0
ceq (mol/l) c0 – 1,26·10–3
1,26·10–3
1,26·10–3
[CH3COO–
]·[H3O+
] (1,26·10–3
M)2
1,82 · 10–5
= –––––––––––––––– = ––––––––––––
[CH3COOH] c0 – 1,26·10–3
De donde: [CH3COOH]0 = 8,85·10–2
M
[H3O+
] = 8,85·10–2
M · α = 1,26·10–3
M αααα = 0,0142.
18.-
Equilibrio: C6H5COOH + H2O C6H5COO–
+ H3O+
;
c0 (mol/l) 0,01 0 0
ceq (mol/l) 0,01(1–0,0815) 0,01· 0,0815 0,01· 0,0815
[C6H5COO–
]·[H3O+
] (8,15·10–4
M)2
Ka = –––––––––––––––– = –––––––––––– = 0,177 M
[C6H5COOH] 9,185·10–3
M
pH = –log [H3O+
] = –log 8,15·10–4
M = 3,09
19.-
Equilibrio: NH3(ac) + H2O (l) NH4
+
+ OH–
;
c0 (mol/l) 0,15 0 0
ceq (mol/l) 0,15(1–α) 0,15α 0,15α
[NH4
+
]·[OH–
] 0,15 α2
1,8 · 10–5
= ––––––––––– = –––––– ≅ 0,15 α2
α = 0,011
[NH3] 1–α
[NH4
+
] = [OH–
] = 0,15 M · 0,011 = 1,65·10–3
M
[NH3] = 0,15(1–0,011) = 0,148 M
10–14
M2
[H3O+
] = ––––––––––– = 6,06 · 10–12
M pH = –log 6,06 · 10–12
= 11,22
1,65·10–3
M
20.-
a) FALSO, pues al añadir agua la disolución se diluirá, y por tanto, disminuirá [H3O+
].

b) VERDADERO, pues el NH4
+
tiene carácter ácido al provocar la hidrólisis del agua y
aumentar [H3O+
], según la reacción: NH4
+
+ H2O NH3 + H3O+
. El Cl–
, al ser la base
conjugada de un ácido fuerte no provoca hidrólisis.
21.-
a) Se produce una hidrólisis básica: ClO–
+ H2O HClO + OH–
; luego el pH será básico.
b) ƒ KH = KW/Ka = 10–14
/3,2·10–8
= 3,125·10–7
[OH–
]2
KH = 3,125·10–7
≅ ––––– [OH–
] = 1,77 · 10–4
M
0,1
10–14
M2
[H3O+
] = ––––––––––– = 5,66 · 10–11
M pH = –log 5,66 · 10–11
= 10,25
1,77 · 10–4
M
22.-
a) NEUTRO, pues tanto el Na+
como el Cl–
son iones procedentes de electrolitos fuertes y,
por tanto, no provocan hidrólisis.
b) BÁSICO, pues el mientras el anión CH3–COO–
proviene de un ácido débil (ácido
acético), y por tanto provoca hidrólisis básica, el Na+
proviene de base fuerte y no provoca
hidrólisis.
c) ÁCIDO, pues el mientras el catión NH4
+
proviene de una base débil (amoniaco), y por
tanto provoca hidrólisis ácida, el Cl–
proviene de ácido fuerte y no provoca hidrólisis.
d) NEUTRO, pues tanto el NH4
+
como el CH3–COO–
provocan hidrólisis. Al ser Ka = Kb,
[H3O+
] producido por el NH4
+
será igual a [OH–
] producido por el CH3–COO–
.
23.-
a) ƒ KH = KW/Ka = 10–14
/7,2·10–10
= 1,39·10–5
Reacción de hidrólisis: CN–
+ H2O HCN + OH–
[OH–
]2
KH = 1,39·10–5
≅ ––––– [OH–
] = 3,12 · 10–3
M
0,7
10–14
M2
[H3O+
] = ––––––––––– = 3,21 · 10–12
M pH = –log 3,21 · 10–12
= 11,49
3,12 · 10–3
M
b) n(CN–
) = 0,5 L · 0,7 mol ·L–1
= 0,35 mol
n(HCN) = 0,25 L · 3 mol ·L–1
= 0,75 mol
Vtotal = 0,5 L + 0,25 L = 0,75 L
Equilibrio: HCN + H2O CN–
+ H3O+
c0 (mol/l) 0,75/0,75 0,35/0,75 0

ceq (mol/l) 1–x 0,4667 + x x
[CN–
]·[H3O+
] 0,4667 x + x2
7,2·10–10
= –––––––––––– = –––––––––– x = [H3O+
] = 1,54·10–9
M
[HCN] 1–x
pH = –log 1,54·10–9
= 8,81
En realidad, en las disoluciones amortiguadoras la modificación del equilibrio
“x” es muy pequeña comparado tanto con [HCN] como con [CN–
], y en la ecuación
anterior podemos despreciarla frente a éstas:
[HCN] 1
[H3O+
] = Ka·–––––– = 7,2·10–10
M· –––––– = 1,54·10–9
M
[CN–
] 0,4667
24.-
a) Mayor que 7 (básico), pues el mientras el anión CO3
2–
proviene de un ácido débil (ácido
carbónico), y por tanto provoca hidrólisis básica, el Na+
proviene de base fuerte y no
provoca hidrólisis.
b) Mayor que 7 (básico), pues el Ba(OH)2 es una base bastante fuerte que en su disociación
produce OH–
.
c) Menor que 7 (ácido), pues el mientras el catión NH4
+
proviene de una base débil
(amoniaco), y por tanto provoca hidrólisis ácida, el Cl–
proviene de ácido fuerte y no
provoca hidrólisis.
d) Menor que 7 (ácido), pues el CO2 al disolverse en agua forma ácido carbónico, que en su
disociación produce H3O+
.
25.-
n0(HF) = 0,100 L · 1,5 mol·L–1
= 0,150 mol
Equilibrio: HF + H2O F–
+ H3O+
c0(mol/l) 0,150/0,300 0 0
ceq(mol/l) 0,5 – x x x
[F–
]·[H3O+
] x2
8,8·10–4
= ––––––––– = –––––– x = [H3O+
] = 2,054·10–2
M
[HF] 0,5 – x
pH = –log 2,054·10–2
= 1,69
26.-
a) FALSO, pues el mientras el catión NH4
+
proviene de una base débil (amoniaco), y por
tanto provoca hidrólisis ácida (NH4
+
+ H2O NH3 + H3O+
), el Cl–
proviene de ácido
fuerte y no provoca hidrólisis.
b) FALSO, pues se produce una neutralización completa con formación de NaCl y agua.
Tanto el Cl–
como el Na+
proceden de electrolitos fuertes y ninguno provoca hidrólisis,
con lo que al no haber exceso ni de OH–
ni de H3O+
la disolución mezcla será neutra.

c) FALSO, pues se produce una neutralización completa con formación de NH4Cl y agua.
Tal y como se vio en a) el NH4
+
provoca hidrólisis ácida.
d) VERDADERO, pues el CH3COO–
es la base conjugada de un ácido débil (ácido acético)
y provoca hidrólisis básica: CH3COO–
+ H2O CH3COOH + OH–
.
27.-
46,3 g 27,6 g
n (KOH) = –––––––– = 0,825 mol ; n (NaOH) = –––––––– = 0,69 mol
56,1 g/mol 40 g/mol
n(OH–
) = 0,825 mol + 0,69 mol = 1,515 mol
1,515 mol
[OH–
] = –––––––– = 3,03 mol/l
0,5 L
Va · 0,5 M · 2 = 30 cm3
· 3,03 M Va = 90,9 cm3
28.-
n(NH3) = 1,0 L · 0,25 mol/L = 0,25 mol; n(HCl) = 0,4 L · 0,30 mol/L = 0,12 mol
Reacción de neutralización: NH3 + HCl → NH4Cl
Se neutralizan 0,12 mol de HCl con 0,12 mol de NH3, con lo que queda un
exceso de 0,13 mol de NH3 en un total de 1,4 litros de disolución.
+
+ OH–
;
c0 (mol/l) 0,13/1,4 0 0
ceq (mol/l) 0,093 – x x x
[NH4
+
]·[OH–
] x2
1,8 · 10–5
= ––––––––––– = ––––––– x = [OH–
] ≅ 1,3 ·10–3
M
[NH3] 0,093 – x
10–14
M2
[H3O+
] = –––––––––– = 7,72 · 10–12
M pH = –log 7,72 · 10–12
= 11,1
1,3 ·10–3
M
29.-
m(HNO3) = 0,32 ·1,19 g·ml-1
·250 ml = 95,2 g
m 95,2 g
[H3O+
] = [HNO3] = –––– = –––––––––––––– = 1,5 mol/l
V·M 1,0 L · 63 g·mol–1
pOH = 14 – 13,93 = 0,07 [OH–
] = 0,85 M

Va · 1,5 M = 50 ml · 0,85 M Va = 28,3 ml
30.-
n(H3O+
) = Va · Molaridad · a = 0,50 L · 2,20 mol·L–1
· 2 = 2,20 mol
m(NaOH) = 0,20 ·1,200 g·ml-1
· 400 ml = 96 g
m 96 g
n(OH–
) = n(NaOH) = ––– = ––––––––= 2,40 mol
M 40 g·mol–1
Se neutralizan 2,20 moles de H3O+
con 2,20 moles de OH–
quedando un
exceso de 0,20 moles de OH–
en un volumen total de 900 ml.
0,2 mol
[OH–
] = –––––– = 0,22 mol/l pH = 14 + log 0,22 = 13,35
0,9 L
31.-
a) [HNO3]1 = [H3O+
]1 = 10–2,4
= 3,98 · 10–3
M
n(H3O+
) = V1 · [HNO3]1 · 1 = 0,100 L · 3,98 · 10–3
mol·L–1
= 3,98 · 10–4
mol
[HNO3]2 = [H3O+
]2 = 10–0,3
= 0,501 M
n(H3O+
) 3,98 · 10–4
mol
V2 = ––––––––– = –––––––––––– = 7,94 · 10–4
L = 0,794 ml
[HNO3]2 ·1 0,501 mol/L
b) Se necesitan 3,98 · 10–4
moles de OH–
, es decir 3,98 · 10–4
moles de NaOH.
m = n · M = 3,98 · 10–4
mol · 40 g·mol–1
= 0,0159 g = 15,9 mg
32.-
a) n(HCl) = V · [HCl] = 0,200 L · 0,4 mol·L–1
= 0,080 mol
m (HCl) = n · M = 0,080 mol · 36,5 g·mol–1
= 2,92 g
2,92 g
V = –––––––––––––– = 6,84 ml
0,362 ·1,18 g·ml-1
b) m(HCl) %· mdn 0,362
[HCl]com = ––––––––– = –––––––––– = ––––––––– ·1180 g·L-1
= 11,7 M
M(HCl)·Vdn M(HCl)· Vdn 36,5 g·mol–1
c) n(H3O+
) = Va · [HCl] · a = 0,005 L · 0,4 mol·L–1
· 1 = 0,002 mol

n(OH–
) = Vb · [NaOH] · b = 0,015 L · 0,15 mol·L–1
· 1 = 0,00225 mol
quedando un
exceso de 2,5·10–4
moles de OH–
2,5·10–4
mol
[OH–
] = –––––––––– = 0,0125 mol/l pH = 14 + log 0,0125 = 12,1
0,02 L
d) 5 ml · 0,4 M · 1 = Vb · 0,15 M · 1 Vb = 13,33 ml
33.-
n(H3O+
) = V · [H2SO4] · 2 = 0,040 L · 3 mol·L–1
· 2 = 0,24 mol
que neutralizan 0,24 moles de OH–
, es decir, 0,24 moles de NaOH.
m (NaOH) = n · M = 0,24 mol · 40 g·mol–1
= 9,6 g
9,6 g
riqueza = ––––– · 100 = 38,4 %
25 g
34.-
n(OH–
) = Vb · [NaOH] · b = 0,080 L · 0,10 mol·L–1
· 1 = 0,008 mol
n(H3O+
) = Va · [HCl] · a = 0,020 L · 0,5 mol·L–1
· 1 = 0,010 mol
Se neutralizan 0,008 moles de OH–
con 0,008 moles de H3O+
quedando un
exceso de 0,002 moles de H3O+
0,002 mol
[H3O+
] = ––––––––– = 0,02 mol/l pH = –log 0,02 = 1,7
0,10 L
35.-
El ácido (orto)fosfórico es H3PO4 y disocia, por tanto, 3 H+
.
10 ml · 0,1 M · 3 = Vb · 0,21 M · 1 Vb = 14,3 ml
36.-
a) n(H3O+
) = Va · [HCl] · a = 0,025 L · 0,3 mol·L–1
· 1 = 0,0075 mol
n(OH–
) = Vb · [NaOH] · b = 0,035 L · 0,4 mol·L–1
· 1 = 0,014 mol
quedando un

6,5·10–3
mol
[OH–
] = –––––––––– = 0,1083 mol/l pH = 14 + log 0,1083 = 13,03
0,060 L
b) Al ser tanto el ácido como la base electrolitos fuertes cuando se produzca la
neutralización el pH de la mezcla será neutro.
Va · 0,3 M · 1 = 35 ml · 0,4 M · 1 Va = 46,67 ml
37.-
a) n(H3O+
) = Va · [HCl] · a = 0,025 L · 0,1 mol·L–1
· 1 = 0,0025 mol
n(OH–
) = Vb · [NaOH] · b = 0,005 L · 0,2 mol·L–1
· 1 = 0,001 mol
Se neutralizan 0,001 moles de OH–
con 0,001 moles de H3O+
quedando un
exceso de 0,0015 moles de H3O+
0,0015 mol
[H3O+
] = ––––––––– = 0,05 mol/l pH = –log 0,05 = 1,30
0,03 L
b) n(OH–
) = Vb · [NaOH] · b = 0,020 L · 0,2 mol·L–1
· 1 = 0,004 mol
quedando un
1,5·10–3
mol
[OH–
] = –––––––––– = 0,033 mol/l pH = 14 + log 0,033 = 12,52
0,045 L
38.-
a) 6,8 g
[NH3]0 = ––––––––––––– = 0,8 mol/L
17 g·mol–1
·0,5 L
+
+ OH–
;
c0 (mol/l) 0,8 0 0
ceq (mol/l) 0,8 – x x x
[NH4
+
]·[OH–
] x2
1,8 · 10–5
= ––––––––––– = ––––––– x = [OH–
] ≅ 3,8 ·10–3
M
[NH3] 0,08 – x
pOH = –log 3,8 ·10–3
M = 2,42 pH = 14 – 11, 58 = 11, 58
b) Va · 0,1 M · 2 = 20 ml · 0,8 M · 1 Va = 5 ml
39.-

m(HCl) = 0,12 ·1,06 g·ml-1
·25 ml = 3,18 g
n(H3O+
) = n(HCl) = m/M = 3,18 g/(36,45 g·mol–1
) = 0,087 mol
n(CH3COO–
) = n(CH3COONa) = V· Molaridad = 0,100 L · 0,25 mol·L–1
=
0,025 mol
Se produce una neutralización:
CH3COO–
+ H3O+
→ CH3COOH + H2O
n0(mol) 0,025 0,087 0
nfinal(mol) 0 0,062 0,025
Quedan pues 0,062 moles de H3O+
en un total de 250 ml
n(H3O+
) 0,062 mol
[H3O+
] = ––––––– = –––––––– = 0,25 M pH = –log 0,25 = 0,60
V 0,25 L
Soluciones a los ejercicios de los apuntes:
A.-
a)
b) pH = –log [H3O+
] = –log (2 x 2,45 x 10–3
M) = 2,35
B.-
a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado: [H3O+
] = 0,05 M
pH = –log [H3O+
] = –log 0,05 = 1,30
CH3COOH es ácido débil por lo que:
5
1,8 10
0,019
0,05
aK M
c M
α
−
×
= = =
[H3O+
] = c α = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10-4
M
pH = –log [H3O+
] = –log 9,5 x 10-4
= 3,0
b) n(H3O+
) en HCl = V x Molaridad = 0,015 l x 0,05 M = 7,5 x 10-4
mol.
-3
% 20 1,2
% 100 ( / )
100 10 100
s s s
dn dn dn
m m m d g
conc g L
m V d V L
× ×
= = × = = = =
× ×
g
L
240
( / ) 240 /
98 /
s s
dn dn s s
n m conc g L g L
Molaridad
V V M M g mol
= = = = =
×
2,45
mol
L

Para que el pH sea 3,0 [H3O+
] = 10-3
M que será también la [HCl] ya que está
totalmente disociado.
El volumen en el que deberán estar disueltos estos moles es:
4
3 1
7,5 0
0,75
10
n mol
V litros
Molaridad mol l
−
− −
×
= = =
×
Luego habrá que añadir (0,75 – 0,015) litros = 735 ml
C.-
a) Acetato potásico: pH básico, ya que CH3–COO–
+ H2O CH3–COOH +
OH–
por ser el ác. acetico débil, mientras que el K+
no reacciona con agua por ser el
KOH base fuerte.
b) nitrato sódico: pH neutro, ya que ni el anión NO3
–
ni el catión Na+
reaccionan con agua por proceder el primero del HNO3 y del NaOH el segundo,
ambos electrolitos fuertes.
c) Sulfato amónico: pH ácido, ya que NH4
+
+ H2O NH3 + H3O+
por ser el
amoniaco débil, mientras que el SO4
2–
no reacciona con agua por ser el H2SO4 ácido
fuerte.
d) hidróxido de bario: pH básico pues se trata de una base fuerte (los
hidróxidos de los metales alcalinos y alcalino-térreos son bases bastantes fuertes)
D.-
a) Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
50,5 0,2
10,1
ácido
ml N
N
ml
×
= = 1 N Macido = 1 M
b)
3[CH COOH]
% 100 100soluto
disolución
m M V
m d V
× ×
= × = × =
×
1 1
1
1 60 1
100
10001,06
mol L g mol L
mLg mL
− −
−
× × ×
× × =
×
5,66%

Tema acidobase 2

Empfohlen

Empfohlen

Weitere ähnliche Inhalte

Was ist angesagt?

Was ist angesagt? (20)

Andere mochten auch

Andere mochten auch (9)

Ähnlich wie Tema acidobase 2

Ähnlich wie Tema acidobase 2 (19)

Tema acidobase 2