EjerciciosFyQ

Ácido-base: problema competencial sobre el tratamiento de aguas (8601)

F_y_Q — 2026-02-23T06:11:52Z

En una Estación Depuradora de Aguas Residuales (EDAR) se monitoriza el pH del agua tratada para garantizar su seguridad antes del vertido. El agua residual contiene ácido acético (procedente de la fermentación de materia orgánica) y fosfatos (procedentes de detergentes). Para neutralizar el exceso de acidez, se utiliza una disolución de hidróxido de sodio. Posteriormente, se añade una disolución amortiguadora fosfato para mantener el pH estable antes del vertido. Se dispone de los siguientes datos a 25 °C:

Especie	Constante de equilibrio
$$$ \text{CH}_3\text{COOH}$$$	$$$ \text{K}_\text{a} = 1.8\cdot 10^{-5}$$$
$$$ \text{H}_3\text{PO}_4$$$	$$$ \text{K}_{\text{a}_1} = 7.5\cdot 10^{-3}$$$; $$$ K_{\text{a}_2} = 6.2\cdot 10^{-8}$$$; $$$ \text{K}_{\text{a}_3} = 4.8\cdot 10^{-13}$$$
$$$ \text{H}_2\text{O}$$$	$$$ \text{K}_\text{w} = 1.0\cdot 10^{-14}$$$

Apartado a)

En el tanque de entrada se analiza una muestra de agua residual que contiene ácido acético 0.10 M.

a.1) Escribe el equilibrio de disociación del ácido acético en agua, según la teoría de Brönsted-Lowry, identificando los pares ácido-base conjugados. Calcula el pH de esta disolución y el grado de disociación del ácido.

a.2) Si el agua residual también contiene fosfato de sodio ($$$ \text{Na}_3\text{PO}_4$$$) 0.050 M, justifica, escribiendo las reacciones correspondientes, si el pH de la disolución resultante será ácido, básico o neutro. Considera que el ion fosfato actúa como base conjugada de $$$ \text{HPO}_4^{2-}$$$.

Apartado b)

Para neutralizar el agua residual del apartado a.1), se añade disolución de NaOH 0.20 M.

b.1) Calcula el volumen de disolución de NaOH necesario para neutralizar completamente 50.0 mL del agua residual que contiene ácido acético 0.10 M. ¿Cuál será el pH en el punto de equivalencia? Justifica la respuesta considerando la hidrólisis de la sal formada.

b.2) Si en lugar de alcanzar el punto de equivalencia se añaden 12.5 mL de NaOH 0.20 M, calcula el pH de la disolución resultante e indica qué sustancias forman el sistema amortiguador presente.

Apartado c)

Una vez neutralizada, se añade un sistema amortiguador fosfato para mantener el pH estable entre 6.8 y 7.5 antes del vertido, utilizando una mezcla de $$$ \text{NaH}_2\text{PO}_4$$$ y $$$ \text{Na}_2\text{HPO}_4$$$.

c.1) Justifica, utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbalch, cuál de los dos pares conjugados del ácido fosfórico es el más adecuado para preparar este amortiguador, y calcula la relación $$$ [\text{HPO}_4^{2-}]/[\text{H}_2\text{PO}_4^-]$$$ necesaria para mantener el pH a 7.2.

c.2) Si se dispone de 500 mL de disolución de $$$ \text{NaH}_2\text{PO}_4$$$ 0.10 M, calcula qué masa de $$$ \text{Na}_2\text{HPO}_4$$$ debe añadirse para preparar el amortiguador del apartado anterior.

Datos: Masas atómicas relativas: Na = 23.0; P = 31.0; O = 16.0; H = 1.00.

Apartado a)

a.1) Según la teoría de Brönsted-Lowry, un ácido es una especie capaz de ceder protones y una base es capaz de aceptarlos. El equilibrio de disociación para el ácido acético es:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{CH}_3\text{COOH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_3\text{O}^+}}$$$

Los pares ácido-base conjugados son:

Par 1: $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{CH}_3\text{COOH} / \text{CH}_3\text{COO}^-}}$$$
Par 2: $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{H}_3\text{O}^+ / \text{H}_2\text{O}}}$$$

Para calcular el pH tienes que analizar qué ocurre con las concentraciones molares iniciales y finales en el equilibrio anterior:

	$$$ [\text{CH}_3\text{COOH}]$$$	$$$ [\text{CH}_3\text{COO}^-]$$$	$$$ [\text{H}_3\text{O}^+]$$$
Inicial	0.10	0	0
Equilibrio	$$$ 0.10(1-\alpha)$$$	$$$ 0.10\alpha$$$	$$$ 0.10\alpha$$$

Necesitas calcular el valor del grado de disociación para saber la concentración de $$$ \text{H}_3\text{O}^+$$$ y, a partir de ellas, calcular el pH. Vas a calcular «$$$ \alpha$$$» a partir de la expresión de $$$ \text{K}_\text{a}$$$:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{K_a = \dfrac{[\text{CH}_3\text{COO}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{CH}_3\text{COOH}]}}} = \dfrac{(0.10\alpha)^2}{0.10(1-\alpha)} = \dfrac{0.10\alpha^2}{1-\alpha} = 1.8\cdot 10^{-5}$$$

El valor de la constante de equilibrio es muy pequeño, por lo que puedes hacer una aproximación muy útil: $$$ (1-\alpha) \approx 1$$$

Si aplicas esta aproximación a la ecuación anterior el cálculo del grado de disociación es muy simple:

$$$ 0.10\alpha^2 = 1.8\cdot 10^{-5}\ \to\ \alpha = \sqrt{\dfrac{1.8\cdot 10^{-5}}{0.1}} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 0.0134}}$$$

Al obtener un valor de «$$$ \alpha$$$» menor de 0.05, la aproximación que has hecho es buena. Ahora es cuando tienes que calcular la concentración de iones hidronio:

$$$[\text{H}_3\text{O}^+] = 0.10\cdot 0.0134 = \color{royalblue}{\bf 1.34\cdot 10^{-3}\ \text{M}}$$$

El pH de la disolución es:

$$$\color{forestgreen}{\bf{\text{pH} = -\log\ [\text{H}_3\text{O}^+]}} = -\log\ (1.34\cdot 10^{-3}) = \color{firebrick}{\boxed{\bf 2.87}}$$$

a.2) Ahora tienes que analizar qué ocurre con el fosfato de sodio ($$$ \text{Na}_3\text{PO}_4$$$), pero considerando el equilibrio en el que el anión fosfato(3-) actúa como una base conjugada, es decir:

$$$ \color{forestgreen}{\bf \text{PO}_4^{3-} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HPO}_4^{2-} + \text{OH}^-}$$$

Como puedes ver, se obtienen iones $$$ \text{OH}^-$$$ como producto, por lo que el pH será básico.

Como conoces el valor de la constante de acidez de la tercera disociación puedes hacer una verificación cuantitativa de esta justificación. Lo primero que haces es calcular la constante de basicidad del anión fosfato(3-):

$$$ \color{forestgreen}{\bf{K_b(\text{PO}4^{3-}) = \dfrac{K_w}{K_{a_3}}}} = \dfrac{1.0\cdot 10^{-14}}{4.8\cdot 10^{-13}} = \color{royalblue}{\bf 2.08\cdot 10^{-2}}$$$

Esta valor de la constante $$$ \text{K}_\text{b}$$$ es significativo y quiere decir que el fosfato es una base relativamente fuerte y elevará notablemente el pH.

En este caso, la mezcla contendrá un ácido débil como el ácido acético y una base moderadamente fuerte, como el anión fosfato. El pH final dependerá de las concentraciones relativas de cada especie. La concentración del ácido es el doble que la concentración de la base, pero el valor de la constante de acidez es casi mil veces menor que el valor de la constante de basicidad, por lo que predominará el carácter básico de la disolución resultante, resultando un pH > 7.

Apartado b)

b.1) La reacción de neutralización que debes considerar es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf \text{CH}_3\text{COOH} + \text{NaOH} \rightarrow \text{CH}_3\text{COONa} + \text{H}_2\text{O}}$$$

Para calcular el volumen de NaOH necesario debes calcular los moles de ácido que están contenidos en la disolución de partida:

$$$ \require{cancel} \text{n}_{\text{CH}_3\text{COOH}} = 0.050\ \cancel{\text{L}}\cdot 0.10\ \dfrac{\text{mol}}{\cancel{\text{L}}} = \color{royalblue}{\bf 5.0\cdot 10^{-3}\ \text{mol}}$$$

La estequiometría de la reacción es 1:1, por lo que necesitas los mismos moles de NaOH para hacer la neutralización. Como sabes la concentración de la base, el volumen necesario es:

$$$ \require{cancel} \text{V}_{\text{NaOH}} = \dfrac{5.0\cdot 10^{-3}\ \cancel{\text{mol}}}{0.20\ \cancel{\text{mol}}\cdot \text{L}} = 0.025\ \text{L} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 25.0\ mL\ NaOH}}$$$

En el punto de equivalencia, todo el ácido acético se ha convertido en acetato de sodio ($$$ \text{CH}_3\text{COONa}$$$). El ion acetato es la base conjugada del ácido acético y se hidroliza según la ecuación:

$$$ \color{forestgreen}{\bf \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^-}$$$

Tienes que calcular constante de basicidad del equilibrio anterior y lo haces con el valor de la constante de acidez y el valor de la constante de la hidrólisis del agua:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{K_b = \dfrac{K_w}{K_a}}} = \dfrac{1.0\cdot 10^{-14}}{1.8\cdot 10^{-5}} = \color{royalblue}{\bf 5.56\cdot 10^{-10}}$$$

Calculas la concentración de acetato suponiendo que los volúmenes son aditivos:

$$$ [\text{CH}_3\text{COO}^-] = \dfrac{\text{mol}}{\text{V}} = \dfrac{5.0\cdot 10^{-3}\ \text{mol}}{(0.05 + 0.025)\ \text{L}} = \color{royalblue}{\bf 6.67\cdot 10^{-2}\ M}$$$

La constante de equilibrio, considerando al acetato como una base y que reaccionan «x» moles, es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{K_b = \dfrac{[\text{CH}_3\text{COOH}][\text{OH}^-]}{[\text{CH}_3\text{COO}^-]}}} = \dfrac{\text{x}^2}{6.67\cdot 10^{-2}} = 5.56\cdot 10^{-10}$$$

Despejas el valor de la concentración de anión hidróxido:

$$$ \text{x} = [\text{OH}^-] = \sqrt{6.67\cdot 10^{-2}\cdot 5.56\cdot 10^{-10}} = \color{royalblue}{\bf 6.09\cdot 10^{-6}\ M}$$$

El pOH que corresponde a este valor de concentración es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{\text{pOH} = -\log\ [OH^-]}} = -\log\ (6.09 \times 10^{-6}) = \color{royalblue}{\bf 5.22}$$$

Como debes calcular el pH, solo tienes que tener en cuenta la fórmula:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{pH + pOH = 14}}\ \to\ \text{pH} = 14 - 5.22 = \color{firebrick}{\boxed{\bf 8.78}}$$$

Como puedes ver, el pH es básico por ser mayor de siete.

b.2) En este caso se añaden solo 12.5 mL de NaOH 0.20 M, es decir, la mitad del volumen de neutralización. Calculas los moles de NaOH que se añaden con ese volumen, que deben ser la mitad de los calculados en el apartado anterior:

$$$ \text{n}(\text{NaOH}) = 0.0125\ \cancel{\text{L}}\cdot 0.20\ \dfrac{\text{mol}}{\cancel{\text{L}}} = \color{royalblue}{\bf 2.5\cdot 10^{-3}\ mol}$$$

La reacción a tener en cuenta es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf \text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^- \rightarrow \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_2\text{O}}$$$

Las concentraciones iniciales y finales son:

	$$$ [\text{CH}_3\text{COOH}]$$$	$$$ [\text{OH}^-]$$$	$$$ [\text{CH}_3\text{COO}^-]$$$
Inicial	$$$ 5.0\cdot 10^{-3}$$$	$$$ 2.5\cdot 10^{-3}$$$	0
Final	$$$ 2.5\cdot 10^{-3}$$$	0	$$$ 2.5\cdot 10^{-3}$$$

Se forma una mezcla equimolecular de ácido acético y acetato que forma un sistema amortiguador «ácido acético/acetato».

Puedes calcular el pH de esta disolución tampón si usas la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

$$$ \color{forestgreen}{\bf \text{pH} = \text{p}K_a + \log\ \dfrac{[\text{CH}_3\text{COO}^-]}{[\text{CH}_3\text{COOH}]}}$$$

Observa que las concentraciones de las especies conjugadas que están en el cociente son iguales por lo que el pH es:

$$$ \text{pH} = -\log\ (1.8\cdot 10^{-5}) + \log\ 1 = \color{firebrick}{\boxed{\bf 4.74}}$$$

Apartado c)

c.1) Lo primero que debes hacer es calcular los «$$$ \text{pK}_\text{a}$$$» para el ácido fosfórico, en cada una de sus disociaciones:

$$$ (\text{H}_3\text{PO}_4/\text{H}_2\text{PO}4^-)\ \to\ \text{pK}_{\text{a}_1} = -\log\ (7.5\cdot 10^{-3}) = \color{royalblue}{\bf 2.12}$$$
$$$ (\text{H}_2\text{PO}_4^-/\text{HPO}4^{2-})\ \to\ \text{pK}_{\text{a}_2} = -\log\ (6.2\cdot 10^{-8}) = \color{royalblue}{\bf 7.21}$$$
$$$ (\text{HPO}_4^{2-}/\text{PO}4^{3-})\ \to\ \text{pK}_{\text{a}_3} = -\log\ (4.8\cdot 10^{-13}) = \color{royalblue}{\bf 12.32}$$$

Una buena disolución amortiguadora es aquella cuyo «$$$ \text{pK}_\text{a}$$$» está lo más cerca posible del «pH» deseado y su funcionamiento óptimo es produce en el intervalo:

$$$ \color{forestgreen}{\bf \text{pH} = \text{p}K_a \pm 1}$$$

Como el pH objetivo es 7.2 el par «$$$ \bf \text{H}_2\text{PO}_4^-/\text{HPO}_4^{2-}$$$» es el más adecuado porque su «$$$ \bf \text{pK}_\text{a}$$$» coincide prácticamente con el valor deseado.

Para calcular la relación de concentraciones utilizas la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

$$$ \text{pH} = \text{pK}_{\text{a}_2} + \log\ \dfrac{[\text{HPO}_4^{2-}]}{[\text{H}_2\text{PO}_4^-]}\ \to\ \color{forestgreen}{\bf{\log\ \dfrac{[\text{HPO}_4^{2-}]}{[\text{H}_2\text{PO}_4^-]} = pH - pK_{a_2}}} = (7.2 - 7.21) = \color{royalblue}{\bf -0.01}$$$

La relación entre las concentraciones es:

$$$ \dfrac{[\text{HPO}_4^{2-}]}{[\text{H}_2\text{PO}_4^-]} = 10^{-0.01} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 0.98 \approx 1}}$$$

La relación es muy cercana a 1:1.

c.2) Como dispones de 500 mL de una disolución de $$$ \text{NaH}_2\text{PO}_4$$$ 0.10 M, tienes que calcular los moles que contiene y esos serán los moles de $$$ \text{Na}_2\text{HPO}_4$$$ que necesitas porque la relación es 1:1:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{n(\text{H}_2\text{PO}_4^-) = M\cdot V}} = 0.5\ \cancel{\text{L}}\cdot 0.10\ \dfrac{\text{mol}}{\cancel{\text{L}}} = \color{royalblue}{\bf 0.050\ mol}$$$

Necesitas la masa molecular del $$$ \text{Na}_2\text{HPO}_4$$$:

$$$ \text{M}_{\text{Na}_2\text{HPO}_4} = 2\cdot 23 + 1\cdot 1 + 1\cdot 31 + 4\cdot 16 = \color{royalblue}{\bf 142\ g\cdot mol^{-1}}$$$

Calculas la masa que corresponden a los moles calculados anteriormente:

$$$ \text{m} = 0.05\ \cancel{\text{mol}}\cdot 142\ \dfrac{\text{g}}{\cancel{\text{mol}}} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 7.1\ g}}$$$

[P(8554)] PAU Madrid: química (junio 2025) - ejercicio 4A (8555)

F_y_Q — 2025-10-27T02:58:26Z

Para ver el enunciado y las respuestas a los apartados del ejercicio que se resuelve en el vídeo, clica sobre este enlace.

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / pH, Ionización, PAU, EBAU, Selectividad, Disolución tampón

PAU Madrid: química (junio 2025) - ejercicio 4A (8554)

F_y_Q — 2025-10-25T04:40:38Z

El ácido butanoico ($$$ C_3H_7COOH$$$) es un ácido monoprótico débil que se utiliza en muchas aplicaciones de la vida cotidiana, por ejemplo, para mantener la frescura del pan, como aromatizante en jarabes o para mejorar la jugosidad de la carne, entre otras. A 25 ºC se preparan 250 mL de una disolución 0.250 M de este ácido con pH = 2.72.

a) Escribe ajustada la reacción de disociación en agua y calcula el porcentaje de disociación del ácido y el pKa.

b) A 25 ºC se prepara una disolución de butanoato de sodio ($$$ C_3H_7COONa$$$). Razona, si su pH será mayor, menor o igual que el de la disolución del enunciado.

c) Justifica si se formaría una disolución reguladora al mezclar la disolución del enunciado con una disolución de butanoato de sodio.

a) $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf C_3H_7COOH + H_2O\ \to \ C_3H_7COO^- + H_3O^+}}$$$ ; $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \alpha = 0.764\ \%}}$$$ ; $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf pK_a = 4.83}}$$$
b) El pH será mayor que el de la disolución del enunciado.
c) Sí se formaría.

RESOLUCIÓN DEL EJERCICIO EN VÍDEO.

pH de una disolución de un ácido triprótico y porcentaje de disociación en cada etapa (8433)

F_y_Q — 2025-03-25T04:32:18Z

Se prepara una disolución acuosa de ácido cítrico () con una concentración inicial de 0.05 M. El ácido cítrico es un ácido triprótico con las siguientes constantes de acidez a :

; ;

a) Calcula el pH de la disolución resultante, teniendo en cuenta las tres etapas de disociación.

b) Determina las concentraciones de todas las especies presentes en la disolución en equilibrio.

c) Calcula el porcentaje de cada etapa de disociación.

d) Calcula el pH de la disolución resultante después de añadirle 0.025 moles de NaOH.

Una manera de abordar el problema es empezar por resolver el segundo de los apartados y luego hacer el primero.

b) Al ser el ácido cítrico un ácido triprótico, puede donar tres protones cuando está en solución acuosa. Los equilibrios de disociación para cada una de las constantes de acidez son:

Primera disociación: H2C6H5O7- + H+}\ \ (K_{a_1} = 7.4\cdot 10^{-4})" title="\ce{H3C6H5O7 <=> H2C6H5O7- + H+}\ \ (K_{a_1} = 7.4\cdot 10^{-4})" />
Segunda disociación: HC6H5O7^{2-} + H+}\ \ (K_{a_2} = 1.7\cdot 10^{-5})" title="\ce{H2C6H5O7- <=> HC6H5O7^{2-} + H+}\ \ (K_{a_2} = 1.7\cdot 10^{-5})" />
Tercera disociación: C6H5O7^{3-} + H+}\ \ (K_{a_3} = 4.0\cdot 10^{-7})" title="\ce{HC6H5O7^{2-} <=> C6H5O7^{3-} + H+}\ \ (K_{a_3} = 4.0\cdot 10^{-7})" />

Primera disociación.

La primera disociación es la más significativa debido al valor más alto de la primera constante de disociación. Debes asumir que la concentración de protones proviene principalmente de esta disociación.

Conoces la concentración inicial del ácido cítrico. Si llamas «x» a la concentración de protones y la especie diprótica tras el primer equilibrio:

Al resolver la ecuación de segundo grado anterior obtienes dos valores, pero solo uno de ellos positivo, que es el que debes considerar:

Si quieres tener en cuenta la concentración de los iones hidróxido debidos al agua de la disolución, su concentración es:

Segunda disociación.

La segunda disociación contribuye menos al pH debido al menor valor de su constante de equilibrio. La concentración de protones ya es , por lo que la contribución de la segunda disociación será pequeña. Si haces la aproximación de que la concentración de protones no cambia de manera significativa:

Tercera disociación.

La tercera disociación es aún menos significativa porque su constante de disociación es la menor:

a) Como has supuesto que la concentración de protones no varía sustancialmente desde el primer equilibrio de disociación, el valor del pH es muy fácil de calcular:

c) El porcentaje de disociación en cada etapa lo calculas haciendo el cociente entre la concentración de la especie disociada y la concentración inicial del ácido, multiplicando por cien para expresarla en tanto por ciento.

Primera disociación:

Segunda disociación:

Tercera disociación:

d) Cuando añades NaOH, que es una base fuerte, se produce la neutralización del exceso de protones debidos al ácido cítrico. La reacción que tiene lugar es:

H2C6H5O7- + H2O}}}" title="\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{H3C6H5O7 + OH- -> H2C6H5O7- + H2O}}}" />

Al añadir 0.025 moles de NaOH, se neutralizará parte del ácido inicial, formándose una disolución tampón. Con la expresión de Henderson-Hasselbalch, considerando la primera constante de equilibrio, puedes calcular el pH resultante:

Las concentraciones que forman el par conjugado son iguales, por lo que el cociente es uno:

Moles de HCl para variar el pH de un búfer amonio/amoniaco (7475)

F_y_Q — 2022-01-28T06:25:03Z

¿Cuántos moles de HCl se deben agregar a 1 L de una disolución amortiguadora, de concentraciones 0.84 M en amoniaco y 0.96 M en cloruro de amonio, para obtener una disolución de pH = 8.56? Supón que el volumen permanece constante.

Dato:

Se trata de un búfer básico y por ello puede ser más cómodo trabajar con el pOH de la disolución:

Como conoces las concentraciones de las especies que forman la disolución puedes calcular el pOH de la misma usando la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

Cuando añades el ácido, parte de los protones reaccionan con la base y dan lugar a más concentración de ácido conjugado. Si llamas x a los moles de HCl que agregas (porque al considerar 1 L de disolución sería la concentración molar) la ecuación anterior quedaría como:

Operando con la ecuación obtienes:

Desarrollas la ecuación anterior, despejas x y calculas:

Descarga el enunciado y la resolución del problema en formato EDICO si lo necesitas.

Fuerza iónica de un búfer de sales de fosfato (7242)

F_y_Q — 2021-06-25T07:56:13Z

Calcula la fuerza iónica de una solución acuosa que contiene , con concentración y , con concentración .

Datos: ; ;

La fuerza iónica se define según la siguiente ecuación:

Conoces las concentraciones iniciales de ambas sales pero no las concentraciones en el equilibrio. Es necesario establecer los equilibrios químicos y calcular esas concentraciones a partir de los valores de adecuados.

\underset{x}{\ce{K^+}} + \underset{x}{\ce{H2PO4^-}}}" title="\ce{\underset{c_0 - x}{\ce{KH2PO4}} <=> \underset{x}{\ce{K^+}} + \underset{x}{\ce{H2PO4^-}}}" />

A partir del valor de la primera constante de equilibrio:

\underset{y}{\ce{2Na^+}} + \underset{y}{\ce{HPO4^{-2}}}}" title="\ce{\underset{c_0 - y}{\ce{Na2HPO4}} <=> \underset{y}{\ce{2Na^+}} + \underset{y}{\ce{HPO4^{-2}}}}" />

A partir del valor de la segunda constante de equilibrio:

El cálculo de la fuerza iónica lo haces a partir de las concentraciones en el equilibrio calculadas para cada uno de los iones, teniendo en cuenta la estequiometría de las reacciones:

Descarga el enunciado y la resolución del problema en formato EDICO si lo necesitas.

pH de un búfer de amoniaco y amonio (6608)

F_y_Q — 2020-05-27T16:18:20Z

Se preparó una solución reguladora agregando a 1.0 L de solución de amoniaco, de concentración 3.4 g/L, cloruro de amonio en cantidad suficiente para que su concentración fuera 0.15 M. Calcula el pH de dicho amortiguador.

Dato: .

Este problema puedes resolverlo de dos modos distintos y voy a ilustrar ambos modos.

PRIMER MODO: Aplicando la ecuación de Henderson.

Lo primero que debes hacer el calcular la molaridad del amoniaco en el amortiguador:

Esta ecuación relaciona el valor del con el valor de la constante de basicidad del amoniaco y las concentraciones iniciales de base y ácido conjugado:

Sustituyes los datos del enunciado y calculas:

Como te piden que calcules el debes aún aplicar que la suma de y es igual a 14:

SEGUNDO MODO: A partir de las concentraciones en el equilibrio y la constante de basicidad.

Dado que el amoniaco es un base débil reaccionará poco. Si llamas x a la parte del amoniaco que reacciona, las concentraciones en el equilibrio, escritas en la constante de basicidad, quedarán como:

NH4+ + OH-}}}" title="\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}}}" />

La ecuación de segundo grado que obtienes al sustituir es . El valor de x al resolver la ecuación es muy pequeño, como era de esperar: .

Solo tienes que calcular el y luego el de manera similar al método anterior:

Volúmenes de ácido y sal del ácido para hacer una disolución reguladora de un pH dado

F_y_Q — 2020-01-05T20:44:42Z

Se dispone de dos disoluciones: una 0.1 M de ácido acético y otra 0.1 M de acetato de sodio. ¿Qué volúmenes de cada una de ellas se deben mezclar para obtener 100 mL de una disolución reguladora de pH = 5.30?

Supón que los volúmenes son aditivos y toma como dato para el ácido acético.

Voy a llamar AcOH al ácido acético y AcONa al acetato de sodio para más comodidad.
La ecuación que relaciona el pH de la disolución con las concentraciones de ácido y sal del ácido es:

El pK_a es:

Sustituyendo y despejando en la ecuación de partida:

Solo hay que plantear un sistemas de ecuaciones teniendo en cuenta que, al ser las concentraciones de las disoluciones iguales al volumen final, expresado en litros, se reducen mucho los cálculos y los podemos hacer en mL:

Habrá que mezclar 21.6 mL de ácido acético y 78.4 mL de acetato de sodio.

pH de una disolución de metilamina y pH del búfer formado al añadir cloruro de metilamonio (5518)

F_y_Q — 2019-08-05T06:30:43Z

a) Se dispone de una disolución acuosa de metilamina 0.25 M. Sabiendo que su , ¿cuál es el pH de la disolución? Escribe la ecuación de disociación.

b) A de la disolución anterior se le añaden de una disolución 0.40 M de cloruro de metilamonio. Calcula el pH de la nueva disolución. Escribe el equilibrio que se establece y cómo actúa la mezcla búfer si se agrega NaOH.

a) A partir del dato del podemos obtener el valor de la constante de disociación:

El equilibrio de disociación es:

CH3NH3+ + OH-}" title="\ce{CH3NH2 + H2O <=> CH3NH3+ + OH-}" />

Las concentraciones en el equilbrio son:

A partir de la ecuación de la constante de ionización:

Sustituimos y despejamos para obtener una ecuación de segundo grado que hay que resolver:

La concentración de en el equilibrio nos da el valor del pOH:

El valor del pH es:

b) Ahora añadimos la sal al sistema, por lo que añadimos catión metilamonio () al sistema, provocando el efecto ion común. Como la sal se disocia completamente, podemos considerar que la concentración del catión metilamonio es la misma que la de la sal, con lo que el equilibrio del apartado anterior se desplaza hacia la izquierda, formándose más especie metilamina y descenciendo la concentración de ión .

Las concentraciones de cada especie, al sumar los volúmenes, se reducen a la mitad por lo que podemos considerar que son:

Calculamos el pOH de la disolución búfer formada a partir de la expresión que lo relaciona con la y el cociente entre las especies ácida y básica:

El pH será, por lo tanto:

pH final al añadir HCl a una disolución amortiguadora (5432)

F_y_Q — 2019-07-17T08:06:15Z

Una solución amortiguadora contiene ácido acético 0.1 M y acetato de sodio 0.1 M. Calcula el pH final cuando se le añaden 10 mL de HCl 0.1 N a 90 mL de la solución amortiguadora. El para el ácido acético es 4.75.

Una disolución amortiguadora está formada por disoluciones concentradas de un ácido (o base débil) y su especie conjugada. Son usadas para mantener el pH constante en un medio cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base y su funcionamiento se basa en que en el equilibrio coexisten una especie y su conjugado. La ecuación que vas a usar para calcular el pH final al añadir el ácido clorhídrico es:

Calculas los moles de protones que añades al tampón:

Ahora calculas los moles de cada especie que contiene la disolución reguladora:

El volumen total del sistema es (10 + 90) mL = 100 mL = 0.1 L.

En el equilibrio, el ácido añadido reacciona con la base y reduce la concentración de esta especie, aumentando la concentración del ácido. Calculas las concentraciones de cada especie:

Si sustituyes en la ecuación del inicio:

Descarga el enunciado y la resolución del problema en formato EDICO si lo necesitas.