Ejercicios de Qumica II

UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO FACULTAD DE INGENIERIA INGENIERIA QUIMICA

Tema: Equilibrio Químico-capítulo 10

Integrantes:

Susan Rodríguez Aguilar Sonia Rodríguez Mori Karla Marquina Vásquez

Ciclo: 2°-“A”

ÁCIDOS Y BASES FUERTES 10.1

¿Por qué no se disocia el agua y produce H+ 10-7 M y OH- 10-7 M cuando se añade algo de HBr? 

10.2

Por ser el HBr un ácido fuerte

Calcular el pH de: a. HBr 1,0 x 10-3 M HBr ----------I

H+

1x10-3

Br-

+

0

0

R 1x10-3

1x10-3

1x10-3

F

1x10-3

1x10-3

0

[H+]=1x10-3 /1L pH = -log[H+] pH = -log[1x10-3]=3 pH = 3

b. KOH 1,0 x 10-3 M

KOH I

-----------

1x10-3

K+ 0

+

OH0

R 1x10-3

1x10-3

1x10-3

F

1x10-3

1x10-3

0

[OH-]=1x10-3 /1L pOH = -log[OH-] pOH = -log[1x10-3]=3 pH =14 – 3 = 11 10.3 Calcular el pH de HClO4 5,0 x 10-8M. ¿Qué fracción del total de H+ en esta disolución procede de la disociación del agua?

HClO4 I

H+

-----------

5x10-8

ClO4-

+

0

0

R 5x10-8

5x10-8

5x10-8

F

5x10-8

5x10-8

0

[H+]=5x10-8 /1L pH = -log[H+] pH = -log[5x10-8] pH =7,30

10.4 a. El pH medido de HCl 0,100 M a 25 oC es 1,092. A partir de esta información calcular el coeficiente de actividad de H+, y comparar la respuesta con la tabla 8.1.

pH = -log[H+]ɣH+ 1,092 = -log(0,100 x ɣH+) 0,100 x ɣH+ = 10-1,092 ɣH+ =0,809

b. El pH medido de HCl 0,0100 M y KCl 0,0900 M a 25o es 2,102. A partir de esta información, calcular el coeficiente de actividad de H+ en esta disolución.

HCl I

-----------

0,01

H+ 0

+

Cl0

R 0,01

0,01

0,01

F

0,01

0,01

0

pH = -log[H+]ɣH+ 2,0102 = -log(0,01 x ɣH+)

ɣH+ = 0.701

c. La fuerza iónica de las dos disoluciones anteriores es la misma ¿Se puede deducir algo sobre la influencia de determinados iones en los coeficientes de actividad?  El coeficiente de actividad depende poco.

EQUILIBRIO DE ÁCIDOS DÉBIL 10.5 Escribir la reacción química que corresponde a las siguientes constantes de equilibrio: a. Ka para el ácido benzóico, C6H5CO2H C6H5CO2H

==========

H+

+

C6H5CO2-

Ka = [C6H5CO2- ] [H+ ]/ [C6H5CO2H ] b. Kb para el ión benzoato, C6H5CO2C6H5CO2-

+

H2O ==========

OH-

+

C6H5CO2H

OH-

+

C6H5NH3+

Kb = [C6H5CO2H ] [OH- ]/ [C6H5CO2- ] c. Kb para anilina, C6H5NH2 C6H5NH2 +

H2O

==========

Kb = [C6H5NH3+] [OH- ]/ [C6H5NH2 ] d. Ka para el ión anilinio, C6H5NH3+ C6H5NH3+

==========

H+

+

C6H5NH2

Ka = [C6H5NH2 ] [H+ ]/ [C6H5NH3 ]

10.6 Hallar el pH y la fracción de disociación (α) de una disolución 0.100 M de un ácido débil HA con Ka = 1.00 x 10-5. HClO4 I

0.1

-----------

H+ 0

+

ClO40

R x

x

x

F 0,1 - x

x

x



Ka = [A-][H+]/[HA] 1x10-5 = (x)(x)/(0,1 – x) X = 1 x 10-3



α = []disociada/[]inicial α = 1 x 10-3/1 x 10-2 %α =1%



pH = -log[H+] pH = 3

10.7 BH+ClO4- es la sal formada por la base B (Ka = 1.00 x 10-4) y el ácido perclórico. Se disocia en los iones BH+, que es un ácido débil, y ClO4-, que no es ni ácido ni base. Hallar el pH de una disolución de BH+ClO4- 0,100 M. B B. Débil BH+

+

+

BH +ClO4 –

HClO4 ----------Ac. Fuerte H2O

=========

B-

+

H3O+

I

0,1

0

0

R

x

x

0, 1

F 0,1 - X

x

x

Kh=KW /Kb Kh =[H3O][B] /[BH+] Kh =(X)(X)/0,1 – X

X =1 x 10-3 [H3O+]=[H+]= X pH = -log[H+]= -log 3,16 x 10-6

pH= 5,50

10.8 Hallar el pH y las concentraciones de trimetilamina, (CH3)3N, y trimetilamonio, (CH3)3NH+,en una disolución de cloruro de trimetilamonio 0,060 M. 10.9 Usar el cociente de reacción, Q, para explicar por qué la fracción de disociación de un ácido débil HA aumenta cuando se diluye la disolución en un factor de 2.

10.10 ¿ Cuándo es débil y cuándo es fuerte un ácido?Demostrar que el ácido débil HA estará disociado en un 92% cuando se disuelve en agua si la concentración formal es 1/10 del Ka (F= Ka /10).Demostrar que la fracción de disociación es del 27% cuando F=10K. ¿A qué concentración formal se disociará el ácido en un 99%?Comparar la respuesta obtenida con la curva de la fig 10.2.   

Un ácido es débil cuando no está totalmente disociado en una disolución acuosa. Un ácido es fuerte cuando en solución acuosa se disocia por completo. La disociación es el 99% cuando F=(0,0102)Ka.

10.11 Una disolución 0.0450 M de ácido benzoico tiene un pH de 2,78 Calcular el pKa de este ácido.

C6H5COOH

=======

H+

+

C6H5COO-

I

0,0450

0

0

R

X

X

X

X

X

F

0,0450 - X

pH = -log[X] 2,78 = -log X X = 1,660 x 10-3 Ka= [C6H5COO-][ H+]/[ C6H5COOH] Ka = (X)(X)/(0.0450 – X)=6,41 x 10-5 pKa = -log Ka pKa = -log 6,41 x 10-5 pKa = 4,193

10.12 Una disolución de HA 0,0450 M está disociada en un 0.60%. Calcular el pKa de este ácido. HA

H+

+

A-

I

0,045

0

0

R

x

x

x

F



========

0,045 - x

x

x

α% = []disociada/[]inicial x 100 0,60% = X/0,045 X = 2,7 x 10-4



Ka = [A-][H+]/[HA] Ka = (x)(x)/(0,045 – x) Ka = 1,63 x 10-6



pKa = -log Ka pKa = -log 1,63 x 10-6 pKa = 5,788

10.13 El acido barbitúrico se disocia como sigue: O

O

O

O

Ka= 9,8 x 10-5 HN

NH

HN

O

N:-

+ H+

O

a) Calcular el pH y la fracción de disociación de acido barbitúrico 10-2.00 M. HA

→

H+ + A-

[H+]=X

10-2,00

[A-]=X

X

X

X

10-2,00-X

X

X

[HA]=10-2,00-X

X=9,42x10-4

Ka=

[H+]=9,42x10-4

9,8 x10-5=

pH=-log[h+] pH=3,025

9,8x10-5=

 Fracción de disociación: α=

=

= 0,0942

b) Calcular el pH y la fracción de disociación de ácido barbitúrico 10-10.00 M.

→

HA

H+ + A-

[H+]=X

10-10,00

[A-]=X

X

X

10-10,00-X X

X

[HA]=10-10,00-X

X

X=9,99x10-11

Ka=

[H+]=9,99x10-11

9,8 x10-5=

pH=-log[h+] pH=10.00

9,8x10-5=

 Fracción de disociación: α=

= 0.999

10.14 Usando coeficientes de actividad, calcular la fracción de disociación en hidroxibenceno(fenol)50,0 mM en una disolución de LiBr 0,050 M. Suponer que el tamaño del C6H5O- es 600 pm. C6H5OH

+

LiBr

C6H5O- + H+

Li + Br

µ= ∑ µ=

+

µ=50,5 δC6H5O- =600pm (

log δC6H5O- =

) √ √

δC6H5O- = 1,74 C6H5OH

↔

C6H5O-

+

H+

Ka=

α= 1,00 x

=

(

)

(

)

X = 4,07 x

10.15 El catión Cr3+, así como otros muchos metales de carga 2,son ácidos en virtud de la reacción de hidrólisis Cr3+ + H2O ↔ Cr(OH)2+ + H+

Kal = 10-3,80

[Si la reacción prosigue, se forma Cr(OH)2+, Cr(OH)3 y Cr(OH)4-.] Considerando solo la reacción Kal, hallar el pH de la disolución de perclorato de cromo 0,010 M. ¿Qué fracción de cromo se encuentra en forma de Cr(OH)2+?

10.16 A partir de la constante de disociación del HNO3 a 25 °C , hallar el porcentaje en que se encuentra disociada una disolución de HNO3 0,0100 M y otra 1,00 M. HNO3 ======== NO3- + H+ 0,0100

0

0

X

X

X

0,100-X

X

X

Ka=26,8

Ka= 26,8=

( )( )

26,8=

X=9,99x

%α =

x 100

α

%α=99,9

NHO3 ======== NO3- + H+ 1,00

0

0

X

X

X

1,00-X

X

X

Ka=26,8 α=

Ka=

x100

X=0,965 α

26,8=

( )( )

% α=96,5

26,8=

10.17 Los compuestos covalentes, por lo general, tienen mayores presiones de vapor que los compuestos ionicos.El olor del pescado proviene de aminas. Explicar porque se reduce el olor (y el gusto) de pescado al exprimir limón(que es acido)sobre el pescado. Muchas aminas de bajo peso molecular tienen olores desagradables a “pescado”. La descomposición anaeróbica (en ausencia del O2) de materia animal o vegetal muerta produce aminas y NH3. El limón contiene principalmente ácido cítrico. Debido a este carácter ácido, puede neutralizar el grupo amino de los compuestos orgánicos, por lo que se reduciría el olor del pescado. La reacción sería: RNH2

(base)

+

H+(ácido)

------->

RNH3+(sal)

10.18 Hallar el pH y la fracción de asociación (α)de una disolución de base débil 0,100 M de Kb = 1,00 x 10 -5. B + H2O ======== 0,100

0

0

X

X

X

0,100-X

X

X

X = 1x 10-3

Kb = 1,00x10-5=

BH+ + OH-

( )( )

1,00x10-5 = [OH-]= X =1x10-3 pOH= -logOH pOH= 3

pH + pOH=14 pH=14-3=11

10.19 Hallar el pH y la concentración de trimetilamina y trimetilamonio de una disolución de trimetilamina 0,060 M. 10.20 Hallar el pH de una disolución de NaCN 0,050 M. NaCN === Na+ + CNCN-

+

H2O ===

HCN+ + OH-

0,050 X 0,050-X X

0

0

X

X

X

[OH-]= X =5,56 x 10-6

Ka =

pOH= -logOH 6,2 x 10-10=

( )( )

pOH= 5,25

pH + pOH=14 6,2x10-10 =

pH=14-5,25=8,75

X=5,56x10-6

10.21 Calcular la fracción de asociación(α) de disoluciones de acetato sódico 1,00 x 10 -1,1,00x 10-2 y 1,00 x 10-12 M. ¿Aumenta o disminuye α con la dilución? CH3COONa ======== CH3COO- + Na+ CH3COO-

+ H2O ======= CH3COOH + OH-

1,00 x 10-1

0

X 1,00 x 10-1-X Ka =  1,75 x 10-5 =

0

X

X X

X

X= 1,31 x 10-3 α=

=

= 0,0131

=

= 0,0409

 1,75 x 10-5 =

X= 4,09 x 10-4 α=

 1,75 x 10-5 =

X=1 x 10-12 α=

=

=1

 α aumenta con la disolución 10.22 Para una disolución 0,10 M de una base que tiene un pH 9,28, hallar Kb de la base.

pH= -log[H+] 9,28=-log [H+]

B + H2O

BH + OH-

0,10

0

0

9,28 = log[H*]-1

x

x

x

9,28 = log ( )

0,10-X

x

x

109,28= ( )

Kb =

X=

X = 5,24 x 10-10

Kb =

Kb= (

(

) )

= 5,24 x

10.23 Hallar Kb de una base sabiendo que una disolución 0,10 M de la misma esta hidrolizada en un 2,0 % (α= 0,020).

α= A + H2O === B- + H3O+ 0.020=

0,1

0

x

0 x

0,1-X

x

X

X

X= 2 x

Kb=

Kb=

(

)

Kb= 4,08 x

10.24 Demostrar que la fracción límite de asociación de una base débil en agua a medida que la ⁄ (

concentración de la base se acerca a 0 es

)

10.25 Describir las operaciones que se tendrían que hacer para preparar exactamente 100 mL de tampón acetato 0.200 M de pH 5.00, a partir de ácido acético puro y disoluciones de HCl~3M y NaOH~3M. 10.26 ¿Por qué el pH de un tampón es casi independiente de su concentración? Observemos:

R E ⁄ ⁄

ó ó

Entonces el pH de un tampón es prácticamente independiente de su volumen, por lo tanto, es prácticamente independiente de su concentración. 10.27 ¿Por qué la capacidad de un tampón aumenta al aumentar la concentración del tampón? Porque la capacidad de un tampón es directamente proporcional a la variación de la concentración del ácido o base. Además si se adiciona una gran cantidad de ácido o base, no tendrá una gran influencia en el pH. 10.28 ¿ Por qué la capacidad de un tampón aumenta cuando la disolución se hace muy ácida (pH≈1) o muy básica (pH≈13)? Porque dentro de éste intervalo hay suficiente cantidad de ácido y de base débil, para reaccionar con la base y el ácido añadido. 10.29 ¿Por qué la capacidad tampón es máxima cuando pH=pKa?

10.30 Explicar la siguiente afirmación:”la ecuación de Henderson-Hassebalch (con coeficientes de actividad) siempre es verdadera; pero puede no ser correcta cuando se utilizan los valores de [A-] y [HA] al aplicar la ecuación.” En el ejemplo se supone que HA es demasiado fuerte, entonces se disocia en más de un 40%, además sus concentraciones son muy bajas, por ello no se cumple la ecuación de Henderson-Hassebalch. 10.31 ¿Cuál de los siguientes ácidos sería más indicado para preparar un tampón pH 3,10? a) b) c) d)

Peróxido de Hidrógeno Ácido propanoico Ácido cianoacético Ácido 4-aminobenzensulfónico Rpta: Ácido 4-aminobenzensulfónico

10.32 Se preparó un tampón disolviendo 0.100 moles de ácido débil HA (Ka = 1.00 x 10-5) y 0.050 M moles de su base conjugada Na+ A- en 1.00 L. Hallar el pH. pH = pKa + log[A-)/ [HA]  

Ka =1.00x10-5 pKa =-log [1.00x10-5] = 5

pH = 5 + log[0.050]/[0.100] pH =5 – 0.301

pH = 4.699

10.33 Escribir la ecuación de Henderson-Hasselbalch para una disolución de ácido fórmico. Calcular el cociente (HCO2-)/ (HCO2H) HCOOH ======= H+ + HCOOpH = pKa + log[HCOO-]/ [HCOOH]  

Ka =1.80x10-4 pKa =-log (1.80x10-4) = 3.75

a) pH 3,000; 3,000 = 3,75 + log [HCOO-]/ [HCOOH] - 0, 75 = log [HCOO-]/ [HCOOH] [HCOO-]/ [HCOOH] = 0,178 b) pH 3,745; 3,745 = 3,75 + log [HCOO-]/ [HCOOH] - 5x10-3 = log [HCOO-]/ [HCOOH] [HCOO-]/ [HCOOH] = 0,989

c) pH 4,000. 4,000 = 3, 75 + log [HCOO-]/ [HCOOH] 0, 25 = log [HCOO-]/ [HCOOH] [HCOO-]/ [HCOOH] = 1,778

10.34 Dado que el pkb del ion nitrito (NO2-) es 10.85, hallar el cociente (HNO2)/(NO2-) de una disolución de nitrito sódico a a) pH 2.00; b) pH 10.00. 10.35 a) Describir el procedimiento para preparar 0,250 L de una disolución de HEPES 0,050 0 M (tabla 10.2) de pH 7,45.

b) ¿Se necesita NaOH o HCl para llevar el pH a 7,45? DATOS:   

V = 0,250 L = 250 mL MHEPES : 0,050 M pH: 7,45 (

)(

) (

)

PROCEDIMIENTO: 1. Pesar 2,9788 g HEPES y disolverlos en unos 200 mL. 2. Ajustar el pH a 7,45 con NaOH, porque el HEPES es un ácido. 3. Diluir a 250 mL. 10.36 ¿Cuántos mL de HNO3 0,246 M se tienen que añadir a 213 mL de etilamina 0,006 66 M para ajustar el pH a 10,52?

10.37 a) Escribir las reacciones químicas correspondientes a las constantes de equilibrio Ka y Kb del hidrocloruro de imidazol y del imidazol, respectivamente. b) Calcular el pH de una disolución preparada mezclando 1,00 g de imidazol con 1,00 g de hidrocloruro de imidazol, y diluyendo a 100,00 mL. DATOS:      

pH = ¿? mimidazol = 1 g mHidrocloruro de imidazol = 1 g Vsolución = 100 mL B = imidazol BH+ = Hidrocloruro imidazol

( )

Luego reemplazamos:

c) Calcular el pH de dicha disolución si se le añaden 2,30 mL de HClO4 1,07 M. B + H+  BH+ Imidazol Del HClO4 Moles iniciales: 0,01469 0,00246 0,00956 Moles finales : 0,01223 0,01202 Luego reemplazamos:

d) ¿Cuántos mL de HClO4 1,07 M se deben añadir a 1,00 g de imidazol para dar un pH de 6,993? 

M HClO4 = 1,07M

B + H+ Imidazol Del HClO4 Moles iniciales: 0,01469 1,07 V Moles finales : 0,01469 – 1,07 V Luego aplicamos la fórmula:



BH+ 0 1,07 V

10.38 Calcular el pH de una disolución preparada mezclando 0,0800 moles de ácido cloroacético y 0,0400 moles de cloroacetato sódico en 1,00 L de agua.

a)

Primero, hacer los cálculos suponiendo que las concentraciones de HA y A- son iguales a sus concentraciones formales. Datos:  Moles de ClCH2COOH =0,0800  Moles de ClCH2COONa = 0,0400  V= 1,00L Ahora reemplazamos en la fórmula:

b)

Luego hacer los cálculos usando los valores reales de [HA] y [A-] que hay en la disolución. ClCH2COO- + H+

ClCH2COOH 0,0800 x 0,0800-x

( ( ( (

Luego:

Luego:

0,0400 x 0,0400+x

)( ) ) )( ) )

0 x x

c) Haciendo primero un cálculo mental, y luego utilizando la ecuación de HendersonHasselbach, hallar el pH de una disolución preparada disolviendo los compuestos siguientes en un vaso, y llevando a un volumen final de 1,00 L: 0,180 moles de ClCH2COOH, 0,020 de cloroacetato sódico, 0,080 moles de HNO3 y 0,080 moles de Ca(OH)2 está completamente discociado. 1) Datos:  Moles de ClCH2COOH = 0,180  Moles de ClCH2COONa =0,020  B= ClCH2COO BH+= ClCH2COOH 2) Agregamos 0,080 moles Ca(OH)2 BH+ + OH- → moles iniciales moles finales

0,180 0,020

0,160

3) Agregamos 0,080 moles de HNO3 : B + H+ moles iniciales moles finales

0,180 0,100

Luego aplicamos la fórmula:

→

0,080

BH+

0,020 0,180

BH+

0,020 0,100

10.39 Calcular cuántos mL de KOH 0,626 M se deben añadir a 5,00 g HEPES (tabla 10.2) para dar un pH de 7,40. Datos:    

mL de KOH=? M KOH= 0,626 M m del HEPES= 5,00g pH=7,40



PROCEDIMIENTO: B moles iniciales moles finales

+

0,021 0,021-0,626V

H+ 0,626V

→

BH+ 0 0,626V

Luego aplicamos la fórmula:

10.40 Usar las ecuaciones 10,20 y 10,21 para hallar las concentraciones de HA y A - de una disolución preparada mezclando 0,00200 moles de ácido acético y 0,00400 moles de acetato sódico en 1,00 L de agua. HA H+ + ACH3COOH H+ + CH3COOI 0,00200 0 0,00400875 R X X X ________________________________________________ E 0,00200 - X X 0,004 + X

(

)( ) )

( (

)( ) )

(

(

)

Entonces:

Luego aplicamos la fórmula:

10.41 Calcular el pH de una disolución preparada mezclando 0.0100 moles de base B (Kb = 10-2.00) con 0.0200 moles de BH+Br -, y diluyendo a 1.00 L. Primero, calcular el pH suponiendo que (B) es igual a 0.0100 y (BH+) = 0.0200 M. Comparar este resultado con el pH calculado sin hacer dicha suposición. 10.42 Tratamiento sistemático del equilibrio. La acidez de las disoluciones de Al3+ la determinan todas las reacciones siguientes: Al3+ + H2O

=======

AlOH2+ + H+

B1 = 10-4,97

Al3+ + 2 H2O

=======

Al (OH)2+ + 2H+

B2 = 10-9,3

2Al3+ + 2 H2O

=======

Al2 (OH)24+ + 2H+

K22 = 10-7,7

Al3+ + 3H2O

=======

Al (OH)3(aq) + 3H+

B3 = 10-15,00

Al3+ + 4 H2O

=======

Al (OH)4- + 4H+

B4 = 10-23,0

3Al3+ + 4H2O

=======

Al 3 (OH)45+ + 4H+

k34 = 10-13,94

Considerar una disolución de Al(ClO4)3 a una concentración formal F. Escribir todas las ecuaciones necesarias para calcular el pH de esta disolución.

Algunos de los problemas no pudieron ser resueltos, por que no fueron comprendidos.