Problemas àcido base

1. PROBLEMES
ÀCID - BASE

2. a) pOH = 14 - pH= 14 - 4 = 10
b) [H3
O+
] = 10-pH
= 10-4
M
c) [OH-
] = Kw
/ [H3
O+
] = 10-14
/10-4
= 10-10
M
d) pH= 14 – pOH = 14 – 11 = 3
Indica quina de les següents dissolucions és més àcida:
A(pH=4), B(pOH=11), C([H3
O+
]=10-5
M, C([OH-
]=10-13
M
pH pOH [H3
O+
] [OH-
]
A 4 a b c
B d 11 e f
C g h 10-5
M i
D l k j 10-13
M

3. e) [H3
O+
] = 10-pH
= 10-3
M
f) [OH-
] = 10-pOH
= 10-11
M
g) pH = - log [H3
O+
] = -log 10-5
= 5
h) pOH = 14 - pH= 14 - 5 = 9
i) [OH-
] = 10-pOH
= 10-9
M
j) [H3
O+
] = Kw
/ [OH-
] = 10-14
/10-13
= 10-1
M
k) pOH = -log [OH-
] = -log 10-13
= 13
l) pH = 14 – pOH = 14 - 13 = 1
Si comparen el pH de les 4 dissolucions
A(pH=4), B(pH=3), C(pH=5),D(pH=1)
La D és la més àcida

4. ● Siga l'equilibri de l'aigua Kw = [H3
O+
]·[OH-
]
Si la dissolució és neutra [H3
O+
] = [OH-
]
Per tant
2'5·10-14
= [H3
O+
]·[OH-
] = x2
 x = 1'58·10-7
M
pH=pOH= -log 1'58·10-7
= 6'8
● Si el pH és 7'4
[H3
O+
] = 10-7'4
= 4·10-8
M
[OH-
] = Kw
/ [H3
O+
] = 2'510-14
/4·10-8
= 6'3·10-7
M
La constant d'ionització de l'aigua, Kw a 37ºC val 2'5·10-4.
Determina el pH d'una dissolució neutra. Si el pH de la
sang és 7'4, ¿quines són les concentracions de H3
O+
i de
OH-
.

5. 1) Calcula el pH d'una dissolució 0'01 M de HI
(5)
Com el HI és un àcid fort estarà totalment dissociat (Ka
>>100) i
al final no quedarà [HI]e
= 0
Per tant x=0'01 M i [H3
O+
]= x = 0'01 M
pH= -log [H3
O+
] = -log 0'01 = 2
HI (aq) + H2
O (l)  I-
(aq) + H3
O+
(aq)
i 0'01 ----- ----- -----
v x ----- x x
e 0'01-x= 0 ------ x x

6. 1) Calcula el pH d'una dissolució 0'01 M de HI
(5)
Com el HI és un àcid fort estarà totalment dissociat (Ka
>>100) i
al final no quedarà [HI]e
= 0
Per tant x=0'01 M i [H3
O+
]= x = 0'01 M
pH= -log [H3
O+
] = -log 0'01 = 2
HI (aq) + H2
O (l)  I-
(aq) + H3
O+
(aq)
i 0'01 ----- ----- -----
v x ----- x x
e 0'01-x= 0 ------ x x

7. La concenració inicial de Mg(OH)2
és:
El Mg(OH)2
és una base forta i està totalment dissociada
(Kb>>100). Al final no quedarà [ Mg(OH)2
]e
= 0
Per tant x=1'7·10-4
M i [OH-
]=2x= 3'4·10-4
M
POH = - log [OH-
] = -log 3'4·10-4
= 3'46
PH = 14-pOH=10'54
2) La llet de magnesia és una mescla de Mg(OH)2
i aigua,
que s'utilitza com antiàcid. Calcula el pH d'una dissolució
de 0'01 g de Mg(OH)2
en 1 L d'aigua. (35)
Mg(OH)2
(aq) + H2
O (l)  Mg2+
(aq) + 2 OH-
(aq)
i 1'7·10-4
M ----- ----- -----
v x ----- x 2x
e 1'7·10-4
-x=0 ------ x 2x
Molaritat=
n
V
=
m
Mr
V
=
0' 01
58' 3
1
=1' 7·10
−4
M

8. s
3) Determina el pH d'una dissolució 0'01 M de HCN.
Ka
= 4'9·10-10
(6)
HCN (aq) + H2
O (l)  CN-
(aq) + H3
O+
(aq)
i 0'01 ----- ----- -----
v x ----- x x
e 0'01-x ------ x x
Substituint les concentracions de l'equilibri en Ka
tindrem:
Obtenim que x= 2'2·10-6
M
Per tant [H3
O+
]= x = 2'2·10-6
M
pH = - log [H3
O+
] = -log 2'2·10-6
= 5'65
Ka=
[CN ]·[H30]
[HCN ]
4' 9·10−10
=
x2
0' 01−x

9. La massa molar de l'estricnina serà 338 g/mol.
La molarirtat de la dissolució saturada és
Substituint les concentracions de l'equilibri en Kb
tindrem
4) L'estricnina (C21
H22
N2
O2
) és una base de Kb
=1'8·10-6
.
Calcula el pH d'una dissolució saturada que conté 16
mg/100 mL. (41)
16 mg
100 mL
x
1 g
1000 mg
x
1mol
338 g
x
1000 mL
1 L
=4' 7·10−4
M
B (aq) + H2
O (l)  BH+
(aq) + OH-
(aq)
i 4'7·10-4
M ----- ----- -----
v x ----- x x
e 4'7·10-4
-x ------ x x
Kb=
[BH ]·[OH ]
[B]
1' 8·10−6
=
x
2
0' 00047−x

10. x= 2'9·10-5
M
[OH-
]=2'9·10-5
M pOH = -log 2'9·10-5
= 4'54
pH= 14-pOH = 9'46
També es podrien calcular:
[H3
O+
]= Kw
/[OH-
] = 10-14
/2'9·10-5
= 3'45·10-10
M
O també [H3
O+
] = 10-pH
= 10-9'46
= 3'45·10-10
M
[B]e
= 4'7·10-4
– x = 4'7·10-4
- 2'9·10-5
= 4'41·10-4
M
[BH+
]e
= x = 2'9·10-5
M

11. El grau de dissociaó α = 0'015 = x/Co
Per tant x = 0'015·Co
Substituint les dades en l'expressió de Kb
Per tant Co
= 0'14M
5) Una dissolució de etanolamina (HOC2
H4
NH2
) es troba
dissociada un 1'5 %. Si Kb
= 3'2·10-5
calcula la concentració
inicial de etanolamina i el pH de la dissolució. (42)
RNH2
(aq) + H2
O (l)  RNH3
+
(aq) + OH-
(aq)
i Co
----- ----- -----
v x ----- x x
e Co
-x ------ x x
Kb=
[RNH3]·[OH ]
[RNH2]
3' 2·10−5
=
x2
Co−x
=
(0' 015·Co)
2
Co−0' 015·Co
=
0' 0152
·Co
1−0' 015

12. x=0'015·Co
= 0'015·0'14 = 0'0021 M
[OH-
] = 0'0021 M pOH = -log 0'0021 = 2'68
pH = 14-2'68 = 11'32

13. 0o'
6) Una dissolució 0'05 M de trimetilamina (CH3
)3
N té un pH
de 11'28. Calcula el grau d'ionització i la KB
B (aq) + H2
O (l)  BH+
(aq) + OH-
(aq)
i 0'05 ----- ----- -----
v x ----- x x
e 0'5 -x ------ x x
0'5-1'9·10-3
0'498 M
----- 1'9·10-3
M 1'9·10-3
M
A partir del pH calculem la x = [OH-
]
pOH= 14-11'28 = 2'72
x= [OH-
]= 10-pOH
= 10-2'72
= 1'9·10-3
M
El grau d'ionització serà α = x/0'05 = 1'9·10-3
/0'05 = 0'038
La constant Kb=
[BH ]·[OH ]
[B]
=
(1' 9·10−3
)2
0' 498
=7' 25·10
−6

14. 0o'
6) Una dissolució 0'05 M de trimetilamina (CH3
)3
N té un pH
de 11'28. Calcula el grau d'ionització i la Kb
(43)
B (aq) + H2
O (l)  BH+
(aq) + OH-
(aq)
i 0'05 ----- ----- -----
v x ----- x x
e 0'5 -x ------ x x
0'5-1'9·10-3
0'498 M
----- 1'9·10-3
M 1'9·10-3
M
A partir del pH calculem la x = [OH-
]
pOH= 14-11'28 = 2'72
x= [OH-
]= 10-pOH
= 10-2'72
= 1'9·10-3
M
El grau d'ionització serà α = x/0'05 = 1'9·10-3
/0'05 = 0'038
La constant Kb=
[BH ]·[OH ]
[B]
=
(1' 9·10−3
)2
0' 498
=7' 25·10
−6

15. Calculem la molaritat
inicial de la penicilina
Amb el pH calculem la x = [H3
O+
]e
= 10-pH
= 10-1'55
= 0'028 M
Substituint en l'expressió de la constant
7) La penicilina és un àcid dèbil. Calcula Ka
si una
dissolució de 109'5 g de penicilina per cada 625 mL té un
pH= 1'55 Mr (penicilina) = 356 g/mol (37)
109' 5 g
625mL
x
1mol
356 g
x
1000 mL
1 L
=0' 492 M
HA (aq) + H2
O (l)  A-
(aq) + H3
O+
(aq)
i 0'492 M ----- ----- -----
v x ----- x x
e 0492-x ------ x x
0'492-0'028
0'464 M
---- 0'028 M 0'028 M
Ka=
[ A]·[H30]
[HA]
=
0' 0282
0' 464
=1' 69·10
−3

16. ● Primerament calculem la concentració de la dissolució de
pH=11'58 amb el seu equilibri.
Amb el pH calculem la x
pOH= 14-pH= 14-11'58= 2'42
x=[OH-
]=10-2'42
= 3'8·10-3
M
8) Una dissolució de NH3
té una densitat de 0'98 g/mL i un
6'8% en massa. Quin volum d'aquesta dissolució hem de
diluir per obtenir 625 mL d'una dissolució de pH=11'58.
Kb
(NH3
)=1'8·10-5
NH3
(aq) + H2
O (l)  NH4
+
(aq) + OH-
(aq)
i Co
----- ----- -----
v x ----- x x
e Co
-x ------ x x
Co
-0'0038 ----- 0'0038 M 0'0038 M

17. Substituint en la constant
Co
= 0'8 M
● La molaritat de la primera dissolució serà
● Amb l'equació de dilució podem calcular el volum d'aquesta
dissolució que farà falta:
Mc
·Vc
= Md
·Vd
3'92·Vc
=0'8·625
Vc
=127'6 mL
Kb=
[NH4]·[OH ]
[NH3]
1' 8·10
−5
=
0' 0038
2
Co−0' 0038
6' 8 g de NH3
100 g totals
x
1mol
17 g de NH3
x
0' 98 g totals
1mLtotals
x
1000mL
1 L
=3' 92 M

18. Amb el pH calculem la [H3
O+
]= x
[H3
O+
]= 10-2'83
= 1'48·10-3
M
Substituint els valors de l'equilibri en la Ka
Co
= 0'0057 M
9) El pH d'una dissolució aquosa de HNO2
és 2'83. Si
Ka
=5'13·10-4
. Quina és la seua concentració inicial?
HNO2
(aq) + H2
O (l)  NO2
-
(aq) + H3
O+
(aq)
i Co
----- ----- -----
v x ----- x x
e Co
- x ------ x x
Co
– 1'48·10-3
1'48·10-3
1'48·10-3
Ka=
[NO2]·[H30]
[HNO2]
5' 13·10
−4
=
0' 001482
Co−0' 00148

19. Per a poder comparar la força com àcids o bases hem de
comparar les seues constants, per tant hem de calcular la
Ka
(NH4
+
) i la Kb
(F-
)
Kb
(F-
)=10-14
/6'8·10-4
= 1'47·10-11
Ka
(NH4
+
)=10-14
/1'8·10-5
= 5'56·10-10
Com Ka
(HF) > Ka
(NH4
+
), el HF és un àcid més fort que el NH4
+
Com Kb
(NH3
) > Kb
(F-
), el NH3
és una base més forta que el F-
També es comprova que si l'àcid d'una parella és més fort la
seua base serà més dèbil i vicerversa.
10) Siguen les parelles àcid -base:
HF/F-
(Ka
(HF)= 6'8·10-4
) i NH4
+
/NH3
(Kb
(NH3
)= 1'8·10-5
). Indica
a) L'àcid i la base més fort/a.
b) En quin sentit estarà més desplaçat l'equilibri entre un
dels àcids d'una parella i la base de l'altre.
c) Calcula en b) la constant de neutralització Kn

20. L'equilibri estarà desplaçat en el sentit:
Àcid més fort + Base més forta  Àcid més dèbil + Base més
dèbil
Per tant
HF + NH3
 F-
+ NH4
+
La constant Kn
serà
Aquest valor tan elevat de la constant ens indica que el
raonament que havien fet prèviament era correcte.
Kn=
Ka(HF)· Ka(NH 3)
Kw
=
6' 8·10
−4
·1' 8·10
−5
10−14
=1224000

21. ● KCl (s) + H2
O (l)  K+
(aq) + Cl-
(aq)
Àcid molt dèbil Base molt dèbil
No reacciona No reacciona
La dissolució serà neura pH = 7
● NH4
NO3
(s) + H2
O (l)  NH4
+
(aq) + NO3
-
(aq)
Àcid dèbil Base molt dèbil
Equilibri No reacciona
NH4
+
(aq) + H2
O (l)  NH3
(aq) + H3
O+
(aq)
Com augmenta la [H3
O+
] la dissolució serà àcida pH < 7
11) Raona el tipus de dissolució: àcida, bàsica o neutra
que donarà l'hidròlisi de les següents sals: KCl, NH4
NO3
,
NaCN, KHCO3
, FeBr3
, NH4
F

22. ● NaCN (s) + H2
O (l)  Na+
(aq) + CN-
(aq)
Àcid molt dèbil Base dèbil
No reacciona Equilibri
CN-
(aq) + H2
O (l)  HCN (aq) + OH-
(aq)
Com augmenta la [OH-
], la dissolució serà bàsica ph>7
● KHCO3
(s) + H2
O (l)  K+
(aq) + HCO3
-
(aq)
Àcid molt dèbil Anfotera
No reacciona Equilibri
HCO3
-
(aq) + H2
O (l)  H2
CO3
(aq) + OH-
(aq) Kb
=2'3·10-8
HCO3
-
(aq) + H2
O (l)  CO3
2-
(aq) + H3
O+
(aq) Ka
=4'7·10-11
Com Kb
> Ka
, el 1º equilibri està més desplaçat i la dissolució
serà bàsica, pH>7

23. ● FeCl3
(s) + H2
O (l)  Fe3+
(aq) + 3 Br-
(aq)
Àcid dèbil Base molt dèbil
Equilibri No reacciona
Fe(H2
O)3+
(aq) + H2
O (l)  FeOH2+
(aq) + H3
O+
(aq)
Com augmenta la [H3
O+
], la dissolució serà àcida, pH<7
● NH4
F (s) + H2
O (l)  NH4
+
(aq) + F-
(aq)
Àcid dèbil Base dèbil
Equilibri Equilibri
NH4
+
(aq) + H2
O (l)  NH3
(aq) + H3
O+
(aq) Ka
= 5'6·10-10
F-
(aq) + H2
O (l)  HF (aq) + OH-
(aq) Kb
= 1'5·10-11
Com Ka
> Kb
la dissolució serà lleugerament àcida, pH<7

24. Hidrólisi de la sal:
NaB (s) + H2
O (l)  Na+
(aq) + B-
(aq)
Àcid molt dèbil Base dèbil
No reacciona Equlibri
Calculem la Kb
= Kw
/Ka
= 10-14
/6'5·10-5
= 1'5·10-10
Substituint en Kb
12) Calcula el pH d'una dissolució 0'3 M de benzoat de sodi
NaC7
H5
O2
. Ka
(HC7
H5
O2
)= 6'5·10-5
. (49)
B-
(aq) + H2
O (l)  BH (aq) + OH-
(aq)
i 0'3 M ----- ----- -----
v x ----- x x
e 0'3 -x ------ x x

25. x = [OH-] = 6'8·10-6
M
pOH = -log 6'8·10-6
= 5'17
pH = 14 – pOH = 14 - 5'17 = 8'83
Kb=
[BH ]·[OH ]
[B]
1' 5·10−10
=
x
2
0' 3−x

26. Hidrólisi
Al2
(SO4
)3
(s) + H2
O (l)  2 Al3+
(aq) + 3 SO4
2-
(aq)
Àcid dèbil Base molt dèbil
Equilibri No reacciona
Segons l'estequiometria la [Al3+
]inicial
= 2 x 0'05 = 0'1 M
13) Calcula el pH i el % d'hidrólisi d'una dissolució 0'05 M
de Al2
(SO4
)3
. Ka
(Al(H2
0)6
3+
)= 1'2·10-5
(51)
Al(H2
0)3+
H (aq) + H2
O (l)  Al(OH)2+
(aq) + H3
O+
(aq)
i 0'1 M ----- ----- -----
v x ----- x x
e 0'1-x ------ x x

27. Sustituint en Ka
x = [H3
O+
] = 1'1·10-3
M
pH = -log 1'1·10-3
= 2'96
% = x/co
= 1'1·10-3
/0'1= 0'011  1'1%
Ka=
[ Al(OH)]·[H30]
[Al ] 1' 2·10−5
=
x
2
0' 1−x

28. La reacció de neutralització és:
2 NaOH (aq) + H2
SO4
(aq)  Na2
SO4
(aq) + 2 H2
O (l)
Reacció completa (base forta + àcid fort).
La relació estequiomètrica entre NaOH i H2
SO4
14) Per a valorar 20 mL de NaOH s'han gastat 16'4 mL
de'una dissolució 0'01 M de H2
SO4
. Calcula la molaritat de
la dissolució de NaOH (3)
nNaOH
nH2SO4
=
2
1
nNaOH =2· nH2SO4 → M NaOH x V NaOH =2· M H2SO4 x V H2SO4
M NaOH x 20 mL=2·0' 01 M x16' 4 mL→ M NaOH =0' 0164 M

29. Reacció completa (àcid dèbil + base forta)
x NaOH (aq) + Hx
B (aq)  Nax
B (aq) + H2
O (l)
Calculem els mols d'àcid cítric:
Seguint l'estequiometria
15) Per a la neutralització de 0'421 g d'una mostra d'àcid
cítric (C6
H8
O7
) es van gastar 30'6 mL de d'una dissolució
0'215 M de NaOH. Calcula quants hidrogens àcids té l'àcid
cítric. (18)n
nàcid =
m
M molar
=
0' 421 g
192
=2' 19·10−3
mol
nNaOH
nHxB
=
x
1
nNaOH=x ·nHxB → M NaOH x V NaOH =x· nHxB
0' 215 M ·30' 6·10
−3
L=x· 2' 19·10
−3
mol → x=3

30. Reacció compelta (àcid fort + base forta)
2 HNO3
(aq) + Mg(OH)2
 Mg(NO3
)2
(aq) + 2 H2
0 (l)
Calculem el mols de Mg(OH)2
Seguint l'estequiometria
16) Calcula el volum de HNO3
0'1 M que cal per neutralitzar
1 g de Mg(OH)2
. (20)
nMgOH2=
m
Mmolar
=
1 g
58' 3
=0' 017mol
nHNO3
nMgOH2
=
2
1
nHNO3=2·nMgOH2 → M HNO3 x V HNO3=2·nMgOH2
0' 1 M ·V HNO3=2·0' 017mol → V HNO3=0' 343 L=343mL

31. Reacció completa (àcid dèbil + base forta)
H2
A (aq) + 2 KOH (aq)  K2
A (aq) + 2 H2
O (l)
Calculem la molaritat de la dissolució de KOH
Calculem els mols d'àcid tartàric
Seguint l'estequiometria
16) Valorem una dissolució que conté 12 g d'àcid tartàric
H2C4H4O6 (àcid dipròtic) amb una dissolució de KOH (d:
1'045 g/mL i 5%), ¿quina volum de KOH fan falta? (21)
5 g de KOH
100 g totals
x
1mol de KOH
56' 1 g de KOH
x
1045 g totals
1 Ltotals
=0' 93 M
nH2A
nKOH
=
1
2
2·nH2A=nKOH → 2·nH2A=M KOH ·V KOH
nàcid =
m
Mmolar
=
12 g
150
=0' 08 mol
2·0' 08mol=0' 93 M ·V KOH → V KOH=0' 172 L=172mL

32. Reacció completa (base dèbil + àcid fort)
NaHCO3
(s) + HCl (aq)  NaCl (aq) + CO2
(g) + H2
O (l)
Seguint l'estequiometria
17) Calcula la massa de NaHCO3
que necessitem per
neutralitzar 75 mL d'una dissolució 3 M de HCl.
(22)
nNaHCO3
nHCl
=
1
1
nNaHCO3=nHCl → nNaHCO3=M HCl ·V HCl
nNaHCO3=3 M ·0' 075 L → nNaHCO3=0' 225mol de NaHCO3
mNaHCO3=n⋅M molar=0' 225mol⋅83' 9 g/mol=18' 9 g de NaHCO3

33. Reacció completa (àcid fort + base forta)
NaOH (aq) + Hcl (aq)  NaCl (aq) + H2O (l)
Completem la taula per a diferents volums de NaOH
Els mols de Hcl que tenim inicialment són: n=50·0'1=5 mmol
18) Dibuixa la corba de valoració pH= f(VNaOH(mL) de 50
mL 0'1 M d'HCl amb una dissolució de NaOH 0'1 M
VNaOH afegit
(mL)
nNaOH afegit
(Vx0'1)
nHClexcès
(mmol)
nNaOH excès
(mmoL)
[H3O+]
(M)
[OH-]
(M)
pH
0 0 5-0=5 -- 5 /50 =0'1 -- 1
10 1 5-1=4 -- 4l/60=0'07 -- 1'18
20 2 5-2=3 -- 3/70=0'04 -- 1'37
30 3 5-3=2 -- 2/80=0'025 -- 1'6
40 4 5-4=1 -- 1/90=0'01 -- 1¡95
50 5 5-5=0 -- 10-7
-- 7

34. VNaOH afegit
(mL)
nNaOH afegit
(Vx0'1)
nHClexcès
(mmol)
nNaOH excès
(mmoL)
[H3
O+]
(M)
[OH-]
(M)
pH
60 6 -- 6-5=1 -- 1/110=0'009 11'96
70 7 -- 7-5=2 -- 2/120=0'017 12'22
80 2 -- 8-5=3 -- 3/130=0'023 12'36
90 3 -- 9-5=4 -- 4/140=0'029 12'46
100 4 -- 10-5=5 -- 5/150=0'033 12'52
0 20 40 60 80 100 120
0
2
4
6
8
10
12
14
VNaOH (mL)
pH

35. Reacció completa (àcid fort + base dèbil)
NH3
(aq) + HCl (aq)  NH4
+
(aq) + Cl-
(aq)
Calculem el volum de HCl que fa falta per neutralitzar el NH3
.
Seguint l'estequiometria
19) Calcula el pH del punt d'equivalència en la valoració de
50 mL de NH3
0'2 M amb una dissolució de HCl 0'1 M.
Kb
(NH3
)= 1'8·10-5
nNH3=nHCl → M NH3 ·V NH3=M HCl ·V HCl
0' 2 M ·50 mL=0' 1 M ·V HCl → V HCl=100mL
mmol NH3
(aq) + HCl (aq)  NH4
+
(aq) + Cl-
(aq)
i 0'2·50=10 0'1·100=10 ----- -----
v x=10 x x x
final 0 0 10 10

36. En el punt d'equivalència s'han neutralitzat el NH3
amb el HCl i
queda una dissolució formada per:
10 mmol de NH4
+
en un V=150 mL
10 mmol de Cl- en un V=150 mL
Aquest dos ions poden reaccionar amb l'aigua (hidròlisi)
Cl-
(no reacciona), NH4
+
(equilibri)
Calculem la Ka
= Kw
/Kb
= 10-14
/1'8·10-5
= 5'6·10-10
pHequivalència
= -log 6'26·10-6
= 5'2
concentracions NH4
+
(aq) + H2
O (l)  NH3
(aq) + H3
O+
(aq)
i 10/150=0'07 M -- -- --
v x -- x x
e 0'07-x -- x x
Ka=
[NH3]·[H3O]
[NH4]
5' 6·10
−10
=
x2
0' 07−x
x=[H3 O]=6' 26·10
−6
M

37. Reacció completa (àcid fort + base dèbil)
HF (aq) + NaOH (aq)  Na+
(aq) + Cl-
(aq) + H2
O (l)
Calculem el volum de NaOH que fa falta per neutralitzar el HF.
Seguint l'estequiometria
20) Calcula el pH del punt d'equivalència en la valoració de
50 mL de HF 0'2 M amb una dissolució de NaOH 0'1 M.
Ka
(HF)= 6'8·10-4
nHF=nNaOH → M HF ·V HF =M NaOH ·V NaOH
0' 2 M ·50 mL=0' 1 M ·V NaOH → V NaOH=100mL
mmol HF (aq) + NaOH (aq)  Na+
(aq) + Cl-
(aq)
i 0'2·50=10 0'1·100=10 ----- -----
v x=10 x x x
final 0 0 10 10

38. En el punt d'equivalència s'han neutralitzat el HF amb el NaOH i
queda una dissolució formada per:
10 mmol de Na+
en un V=150 mL
10 mmol de F-
en un V=150 mL
Aquest dos ions poden reaccionar amb l'aigua (hidròlisi)
F-
(equilibri), Na+
(àcid molt dèbil, no reacciona)
Calculem la Kb
= Kw
/Ka
= 10-14
/6'8·10-4
= 1'5·10-11
pOHequivalència
= -log 1'02·10-6
= 5'99 pHequivalència
=14-5'99= 8'01
concentracions F-
(aq) + H2
O (l)  HF (aq) + OH-
(aq)
i 10/150=0'07 M -- -- --
v x -- x x
e 0'07-x -- x x
Kb=
[HF ]·[OH ]
[F ]
1' 5·10
−11
=
x2
0' 07−x
x=[OH ]=1' 02·10
−6
M

39. Reacció completa (àcid fort + base forta)
NaOH (aq) + HCl (aq)  NaCl (aq) + H2
O (l)
Com l'estequiometria de la reacció és
Reaccionen el 0'5 mmol de HCl completament amb 0'5 mmol de
NaOH. Sobra 0'1 mmol de NaOH.
El pH final estarà determinat per els 0'1 mmol de NaOH que
ocuparan un volum de 30 + 50 = 80 mL. El Na+
(àcid molt dèbil i
el Cl-
(base molt dèbil) no reaccionen amb aigua.
21) Calcula el pH de la mescla formada per 50 mL de HCl
0'01 M i 30 mL de NaOH 0'02 M.
(nHF )reaccionen=(nNaOH )reaccionen
mmol HF (aq) + NaOH (aq)  Na+
(aq) + Cl-
(aq)
i 50·0'01=0'5 30·0'02=0'6 ----- -----
v x=0'5 x x x
final 0 0'6-0'5=0'1 0'5 0'5

40. [NaOH ]final=
0' 1mmol
80mL
=0' 0125 M
Com és una base forta està totalment disociada i:
[OH-
]final
= 0'0125 M
pOH = -log 0'0125 = 2'9 pH = 14-2'9 = 11'1

41. Reacció completa (àcid fort + base dèbil)
B (aq) + HCl (aq)  BH+
(aq) + Cl-
(aq)
Calculem els mols inicials de piperidina
Calculem el volum de HCl que farà falta para neutralitzar B
Seguint l'estequiometria
22) Calcula el pH i les concentracions en el punt
d'equivalència que s'obté al fer reaccionar 0'380 g de
piridina (C5
H5
N) dissolts en 100 mL d'aigua amb una
dissolució 0'24 M de HCl. Kb
=1'7·10-9
nB=nHCl → 4' 8·10
−3
=M HCl ·V HCl
nB=
m
M molar
=
0' 38 g
79
=4' 8·10
−3
mol
4' 8·10
−3
=0' 24·V HCl V HCl=0' 02 L=20 mL
mmol B (aq) + HCl (aq)  BH+
(aq) + Cl-
(aq)
i 4'8 0'24·20=4'8 ----- -----
v X=4'8 x x x
final 0 0 4'8 4'8

42. En el punt d'equivalència s'han neutralitzat el Hcl amb la
piperidina B i queda una dissolució formada per:
4'8 mmol de BH+
en un V=100+20=120 mL
4'8 mmol de Cl-
en un V=120 mL
Aquest dos ions poden reaccionar amb l'aigua (hidròlisi)
Cl-
(no reaccionan), BH+
(àcid dèbil, equilibri)
Calculem la Ka
= Kw
/Kb
= 10-14
/1'7·10-9
= 5'88·10—6
pHequivalència
= -log 4'85·10-4
= 3'3
concentracions BH+
(aq) + H2
O (l)  B (aq) + H3
O+
(aq)
i 4'8/120=0'04 M -- -- --
v x -- x x
e 0'04-x -- x x
Ka=
[B]·[H3O]
[BH ]
5' 88·10
−6
=
x2
0' 04−x
x=[H 3 O]=4' 85·10
−4
M

43. Les concentracions de totes les espècies al punt d'equivalència
són:
[B]= x = 4'85·10-4
M
[H3O+]=x= 4'85·10-4
M
[OH-]=Kw/[H3O+]= 10-14
/4'85·10-4
= 2'06·10-11
M
[BH+]=0'04-x= 0'04-4'85·10-4
= 0'0395 M
[Cl-]= 4'8/120 = 0'04 M
[HCl]= 0

44. ALTRES PROBLEMES
1) Àcil fort (co
 pH) : 33
2) Base forta (co
 pH) : 34
3) Àcid dèbil (co
Ka
 pH) : 36, 38, 45
4) Base dèbil (co
Kb
 pH):
5) Base dèbil (α Kb
 pH,co
): Exercici resolt 12
6) Base dèbil (co
pH  Kb
)
7) Àcid dèbil ((co
pH  Ka
): 39, 40, Exercici resolt 10
8) Base dèbil (Kb
pH co
)
9) Àcid dèbil (Ka
pH co
)
●

45. ● 10) Relació Ka
/Kb
. Càlcul Kn
: 7, 20, 22, 23