Copia de ACTIVIDADES EQUILIBRIO

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¿Sobre qué ideas trabajaremos? 
• Hay una relación sencilla entre las concentraciones (o presiones parciales) de 
productos y reactivos en equilibrio, que se simboliza Kc (Kp). Tiene un valor 
constante para cada temperatura y para cada reacción. 
• La constante de equilibrio, junto con el principio de Le Chatelier, permiten predecir 
la evolución de un sistema en equilibrio, cuando se introduce una determinada 
alteración. 
• La variación de energía libre estándar de una reacción permite calcular la constante 
de equilibrio. 
• Es indispensable el uso del apéndice de datos para resolver los ejercicios 
 
 
Para responder: 
 
1) ¿Qué es una reacción reversible? ¿Cuándo estamos en presencia de un equilibrio 
químico? 
2) Exprese la constante de equilibrio en función de las concentraciones molares de la 
reacción reversible:(sistema gaseoso homogéneo). 
aA + bB + cC lL + mM + nN 
3) ¿De qué depende k? 
4) ¿Qué unidades tiene k? 
5) ¿Qué pasa con los sólidos y los líquidos puros en la expresión de k? 
6) ¿Qué entiende por coeficiente de actividad? 
7) Enuncie el principio de Le Chatelier y aplíquelo a sistemas gaseosos con o sin cambio en el 
número total de moléculas. 
8) ¿Cómo se ve afectada la constante de equilibrio cuando en la ecuación química: a) se 
modifica el coeficiente estequiométrico; b) se invierte la reacción; c) se suman dos 
equilibrios? 
9) ¿Cuál es la relación entre la energía de Gibbs y la constante de equilibrio? 
10) ¿Cuánto vale G en una reacción en equilibrio? 
 
 
 
 
1. Escriba las expresiones generales para las constantes de equilibrio Kc y Kpde las 
siguientes reacciones: 
a. N2H4(g) + 2 O2 (g)  2 NO (g) + 2H2O (g) 
b. NH3(g) + HCl (g)  NH4Cl (s) 
c. Hg (l) + Cl2(g)  HgCl2 (s) 
d. 2 NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + H2O (g) + CO2 (g) 
 
EQUILIBRIO QUÍMICO. 
Concepto de equilibrio químico y constante de equilibrio. Escritura de 
las expresiones de las constantes de equilibrio. Unidades. Relación 
entre cinética química y equilibrio químico. Equilibrios homogéneos. 
Equilibrios heterogéneos. Factores que afectan el equilibrio químico. 
Principio de Le Châtelier. Energía libre y equilibrio químico. 
 
2. ¿Cuál será el efecto sobre el equilibrio de las reacciones si: a) se aumenta la temperatura; 
b) se disminuye la presión; c) se agrega un catalizador y d) se aumenta la concentración 
de la especie subrayada? 
 
C2H2 (g) + H2 (g)  C2H4 (g) H = -172 kJ 
3O2 (g)  2O3 (g) ∆H = + 270,9 kJ 
N2 (g) + O2 (g)  2 NO (g) ∆H = +43,2 kcal 
 
3. A550 ºC se conocen las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones: 
CoO (s) + CO (g) Co (s) + CO2 (g) K1 = 490 
CoO (s) + H2 (g) Co (s) + H2O (g) K2 = 67 
 
Hallar la cte. de equilibrio para la reacción: 
CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g) 
 
4. Un reactivo de uso común en el laboratorio es el ácido clorhídrico. Industrialmente se 
obtiene mediante la disolución en agua del cloruro de hidrógeno proveniente de la síntesis 
directa a partir del cloro e hidrógeno según: 
Cl2 (g) + H2 (g) 2 HCl (g) K = 4 
¿Cuál de los siguientes diagramas de moléculas representa mejor la mezcla en 
equilibrio?Explique. 
 
 
5. El amoníaco es un compuesto químico en estado natural gaseoso, ampliamente utilizado 
en la industria química fundamentalmente para la producción de fertilizantes y explosivo. 
Su obtención se realiza por síntesis directa de sus elementos mediante el método de 
HABER-BOSCH: 
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
 
sIla constante de equilibrio Kc a 573 K es 9,5.Hallar el valor de la constante Kp 
 
N2(g) + 3H2(g)⇄ 2NH3(g) Kc575K = 9,5 Kp ? 
 
6. En un autoclave de 5 L se colocó carbón sólido y 1 g 
de hidrógeno. La mezcla se calentó a 1000ºC. 
Cuando el sistema llegó al equilibrio, se encontró que el 
autoclave contenía 0,22 g de metano. 
Calcule la constante de equilibrio Kc a 1000 ºCpara la 
reacción: 
C (s) + 2 H2 (g) CH4 (g) 
 
 
 
 
 
7. El pentacloruro de fósforo es uno de los cloruros de fósforo más importantes que se utiliza 
como agente clorante. En estado gaseoso y el líquido sus moléculas apolares presentan 
una simetría trigonal bipiramidal. Esta sustancia existe en equilibrio con el PCl3 y cloro, 
según: 
 
 
Debido a este equilibrio, las muestras de PCl5 a menudo contienen cloro lo que les 
confiere una coloración verdosa.Para la reacción mencionada: 
a) Calcular Kp para la reacción reversible homogénea,si en el equilibrio las presiones 
parciales son: PCl3 (g)= 0,2 atm, Cl2 (g)= 0,1 atm y PCl5 (g)= 1,2 atm. 
b) Si a 487 ºC la constante de equilibrio para esta reacción vale Kc= 33,3, calcule las 
concentraciones en el equilibrio de PCl5, PCl3 y Cl2 si la reacción se inicia a esa temperatura 
colocando 18g de PCl5 en un recipiente de 208ml. 
 
 
9. Se introduce en un recipiente de 10 litros, 1,00 mol de H2, 2,00 mol de I2 a 490 ºC y se 
deja que el sistema llegue al equilibrio. En ese momento se constata que existen 1,86 
moles de HI. Calcular Kc a esa temperatura, para la reacción: 
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g) 
 
 
10. Para la reacción: 
2 IBr (g) I2 (g) + Br2 (g) 
 
Kc = 2,5.10-3 a25 ºC. 
Calcular las concentraciones en el equilibrio para IBr, I2 y Br2 en un recipiente de 4 L si 
inicialmente hay 0,30 mol de IBr. 
 
 
PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) 
11. El proceso Bosch se utiliza para obtener hidrógeno a nivel industrial. El mismo consiste 
en:1º- hacer pasar vapor de agua sobre coque al rojo blanco (1200 ºC):C(s) + H2O(g) 
CO(g) + H2(g). 2º-El gas de agua(CO(g) + H2(g)) se mezcla con vapor de agua en presencia 
de un catalizador a 450 ºC, liberando más hidrógeno:CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) 
Luego se separa el H2(g) del CO2(g) burbujeando la mezcla de gases en una solución de 
K2CO3. 
Suponiendo que en un recipiente de 4l se han introducido 0,5 moles de CO; 1 mol de 
vapor de agua; 2 moles de CO2 y 2 moles de H2. Encuentra las concentraciones en el 
equilibrio para cada uno de los componentes de la segunda reacción si a la temperatura 
del experimento la constante de equilibrio es Kc= 1. 
 
 
12. La lluvia ácida se forma cuando la humedad en el aire se combina con algunos óxidos 
emitidos por fábricas, centrales eléctricas y vehículos que queman carbón o productos 
derivados del petróleo. Uno de ellos es el dióxido de azufre que en presencia de oxígeno 
forma el trióxido según: 
 
SO2 (g) + ½ O2 (g) SO3 (g) Grº = - 70,6 kJ a 25 ºC 
En interacción con el vapor de agua, estos gases forman ácido sulfúrico. Finalmente, 
estas sustancias químicas caen a la tierra acompañando a las precipitaciones, 
constituyendo la lluvia ácida. 
a) Empleando datos de Hfº y Sº, calcular la variación de energía libre de Gibbs y el 
valor de la constante de equilibrio correspondiente. 
b) Hallar Kp a 100 ºC 
 
 
13. El cloruro de sulfurilo es un compuesto inorgánico de fórmula SO2Cl2. A temperatura 
ambiental es un líquido incoloro de olor acre, es tóxico, corrosivo, y actúa como un Gas 
lacrimógeno. Es usado a menudo como una fuente de Cl2 y también se emplea para 
tratar la lana y prevenir que encoja Al almacenarse se descompone en: 
SO2Cl2(g)⇄ SO2(g) + Cl2(g) siendo la constante de equilibrio Kp a 102°C igual a 2,4 (las 
presiones expresadas en atmósferas). Si se colocan, a 102°, 6,7g de cloruro de sulfurilo 
(SO2Cl2) en un matraz de 1l y 1 atm de Cl2 calcule: 
a)¿Cuál será la presión del cloruro de sulfurilo si no se disociara? 
b)¿Cuáles serán las presiones parciales de Cl2, SO2 y del SO2Cl2 en el equilibrio? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.Para las siguientes reacciones escribir la expresión de la constante de equilibrio, Kc y Kp. 
Cl2 (g) 2 Cl (g) 
 
Cl2 (g) + 2 NO (g) 2 NOCl (g) 
 
Cl2 (g) + 2 NO2 (g) 2 NO2Cl (g) 
 
2. Para las reacciones anteriores se conocen los valores de K: 
K = 6,4.10 - 18K = 3,7.10 3K = 1,8 respectivamente. Discuta para cada reacción si en el 
equilibrio predominarán reactivos o productos. 
R: 1ª predominan reactivos; 2ªpredominan productos; 3ª cantidades parecidas. 
 
3.Exprese la constante de equilibrio Kp de cada una de las siguientes reacciones. Los 
valores de los calores de reacción corresponden a la reacción directa. 
Predecir en cada caso, el efecto, si hay, de un aumento de la presión sobre el equilibrio. 
Predecir, análogamente, en cada caso, el efecto de un aumento de temperatura. 
a) 2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) H = - 27,02 kcal 
b) 2 CO (g) + O2 (g)  2 CO2 (g) ∆H = - 135,26 kcal 
c) H2 (g) + CO2 (g)  H2O (l) + CO(g) ∆H = + 1,88 kJ 
d) 2H2O (g) + 2Cl2 (g)  4HCl (g) + O2 (g) ∆H = -120,4 kJ 
e) 2NO2 (g)  N2O4 (g) ∆H = -58,5 kJ 
 
R: 
Al aumentar la presión a) b) c) y e) d) 
Al aumentar la temperatura a) b) d) e) , c) 
 
4. Considérese el equilibrio gaseoso homogéneo, 
SO2 (g) + NO2 (g) NO(g) + SO3(g) 
Indique si la concentración del trióxido de azufre en el equilibrio aumenta, disminuye o no 
es afectada cuando se efectúan los siguientes cambios en el sistema, una vez 
establecido el equilibrio: a) se añade un catalizador; b) se introduce más SO2; c) se 
introduce NO en el recipiente y d) se disminuye la presión. 
R: a) no es afectada ; b) aumenta; c) disminuye; d) disminuye. 
 
5. Si se introduce una cierta cantidad de (NH4)HS sólido en un recipiente cerrado y se 
calienta a 300 °C se descompone estableciéndose el equilibrio: 
(NH4)HS(s) NH3(g) + H2S(g) ΔH>0 
 
Con estos datos, razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: 
a) Cuando el volumen del recipiente se duplica, la cantidad de reactivo se reduce. 
b) Cuando aumenta la temperatura, disminuye la presión parcial de amoníaco. 
c) El valor de la constante de equilibrio es independiente de la temperatura. 
R: a) verdadero; b) falso; c) falso. 
 
6. Para la reacción en equilibrio 
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) 
 
¿Cuál de los siguientes cambios no alterará su equilibrio? 
 
a- Adición de N2 
b- Adición de H2 
c- Aumento de la presión. 
d- Disminución de la presión. 
e- Adición de un catalizador. 
R: e) 
 
7. La constante del siguiente equilibrio para: 
3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g) 
a 150 ºC es Kc = 0,55: ¿Cuál es la concentración de amoníaco cuando las 
concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio son 0,20 mol/L y 0,10 mol/L respectivamente? 
R: 0,010 M. 
 
8. En un recipiente de 8,0L se introducen 2,00mol de PCl5 a 250 ºC. Calcular las 
concentraciones de equilibrio para el proceso: 
PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) Kc = 4,2.10 -2 
 
R: [PCl3] = [Cl2] = 8,4.10-2 M; [PCl5] = 0,17 M. 
 
9. La constante de equilibrio Kcde la reacción reversible homogénea, 
CO (g) + H2 O (g) CO2 (g) + H2 (g) 
 
es igual a 4,0 a una determinada temperatura. 
Calcular las concentraciones en el equilibrio de los reactivos y productos si solamente 
1,00 mol/L de CO y 1,00 mol /L de H2 O formaban el sistema inicial. 
 
R: [CO2] = [H2] = 0,67 M; [CO] = [H2O] = 0,33 M. 
 
10. Un recipiente de 2,00 L contiene una mezcla en equilibrio que consiste en 0,050 mol de 
SO3, 0,100 mol de SO2 y 0,200 mol de O2 a 300 ºC. Calcule la constante Kc para la 
reacción: 
2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) 
 
R: 2,5. 
 
11. Para la reacción a una determinada temperatura: 
CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g Kc = 0,25 
 
Calcular las concentraciones en el equilibrio de todas las sustancias, si las 
concentraciones iniciales de CO2 (g)e H2 (g) son respectivamente 2,0 M y 3,0 M. 
 
R: [CO2] = 1,2 M; [CO] = [H2O] = 0,8 M, [H2] = 2,2 M. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
¿Sobre qué ideas trabajaremos? 
• La acidez o la basicidad de una solución acuosa se puede describir en 
términos de su concentración de H+ o de su concentración de OH- o por medio 
de una magnitud llamada pH. 
• Los ácidos y las bases fuertes están completamente disociados en solución 
acuosa diluida. 
• La disociación parcial de los ácidos y bases débiles en solución acuosa diluida 
se expresa en forma cuantitativa a través de las constantes de equilibrio (Ka y 
Kb). 
• La concentración de una especie ácida o básica se puede determinar 
mediante una valoración ácido-base. 
• Es indispensable el uso del apéndice de datos para resolver los 
ejercicios 
 
Para resolver: 
1) Resuma los conceptos fundamentales para las distintas teorías de ácidos y bases 
(Arrhenius, Brönsted-Lowry, Lewis). 
2) ¿Cómo se define pH? 
3) ¿Cómo relaciona el producto iónico del agua con la escala de pH? 
4) ¿Cómo relaciona la fuerza de un ácido con el pH? 
5) Complete el siguiente cuadro: 
Si [H+] > 10-7 M [OH-] …….. M entonces pH…7…pOH =>la Solución es …… 
Si [H+]……… M [OH-] = 10-7 M entonces pH…7….pOH =>la Soluciónes……… 
Si [H+] …….. M [OH-] ………M entonces pH…7….pOH =>la Soluciónes………. 
6) ¿Qué es un indicador? 
7) Defina qué entiende por: a- punto de equivalencia, b- punto final, c- punto de 
neutralización (pH=7). 
8) Realice una curva donde se represente la titulación de KOH con HCl, indique el punto 
de equivalencia, el punto final y el indicador que debería usar. 
9) Se preparó en el laboratorio soluciones patrón secundarias de ácido clorhídrico de 
concentración 0,15M; 1,5 M y 0,015 M. Se las quiere usar para corroborar la 
concentración de una solución de hidróxido de sodio aprox. 0,15 M. Indique: 
a) ¿Qué es una solución patrón secundaria? 
b) ¿Qué es una titulación? 
c) ¿Cuál de las soluciones de ácido clorhídrico utilizaría? ¿Por qué? 
 
EQUILIBRIOS ÁCIDOS Y BASES. EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD. (1/2) 
Teorías ácido-base. Propiedades ácido-base del agua y la escala de pH. Ácidos y bases 
fuertes. Ácidos y bases débiles. Estructura molecular y fuerza de los ácidos. Neutralización. 
Propiedades ácido-base de las sales. Disoluciones amortiguadoras. Valoraciones ácido-
base. Indicadores ácido-base. 
Equilibrios de solubilidad. Producto de solubilidad. Solubilidad y solubilidad molar. Efecto 
de ión común. Predicción de precipitación. 
 
 
 
1. a) Calcular [H+] , [OH-] , pH y pOH para una solución 0,1 M de HNO3. 
b) ¿Qué pH tiene una solución de HNO3 5.10-8 M? 
c) Si fuera [H+] = 1,3 M ¿Cuál sería el pH? 
 
2. El hidróxido de sodio es una sustancia caustica ya que por su alcalinidad quema 
los tejidos orgánicos. Calcular el pH y el pOH de una disolución de NaOH: 
a- 1.10 -2 M 
b- 1.10 -7 M 
 
3. Calcular la concentración de [H +] y [OH -] de una disolución que se preparó al agregar 
1,65 g de NaOH sobre 300 ml de disolución 0,050 M de la misma base. 
 
4. Se determinaron las Ka del HNO2 a distintas temperaturas según se indica en la tabla. 
a) Calcular el pH para una solución 0,1M de HNO2 a 30 ºC. b) como varía la 
concentración de protones del ácido nitroso con la temperatura? 
 
Temperatura 
(ºC) 
Ka pH 
0 3,2.10-4 
12,5 4,6.10-4 
30 6,0.10-4 
 
5. En una solución de un ácido monoprótico cuya concentración es 0,001M, el ácido está 
disociado en un 34%. Calcule la constante de disociación de dicho ácido. 
 
6. El amoniaco es un producto muy utilizado en la limpieza y desinfección del hogar. El 
motivo de este uso es su enorme capacidad para eliminar manchas difíciles, sobre todo, 
de grasa debido a su alcalinidad. Esto lo convierte en un valioso aliado en el momento 
de limpiar superficies como azulejos, cristales, filtros de campanas extractoras. Calcule 
la concentración de protones y el pH de una solución de NH3 0,2 M. Dato: Kb= 1,8 · 10-
5 
 
7. Una base se disocia de acuerdo a la ecuación: 
 BOH  B + + OH - 
 Si una disolución 0,10 M de dicha base tiene [OH-] = 1,3.10-3 M, calcule Kb. 
 
8. Calcular el valor de Ka para el ácido benzoico (C6H5COOH) sabiendo que una 
solución 0,00823 M del mismo tiene pH 3,15. 
 
9. Calcular el pH de una disolución de ácido sulfúrico 1.10-2 M. Conociendo que: K a1 es 
muy grande y K a2 = 1,26.10 -2. 
 
10. Una botella rotulada como NaOH 0,500 M no se utiliza desde hace mucho tiempo. 
Como estas disoluciones básicas son inestables, se valoró una alícuota para corroborar 
su concentración.Al titular dicha base con 10,00 mL de HCl 0,500 M se gastaron 12,20 
mL de base. a) ¿Cuál es la concentración de la solución de NaOH? ¿Y su pH? b) Si 
esa solución básica se preparó a partir de 10,00 mL de una solución más concentrada, 
llevando a volumen final de 250 mL con agua, ¿cuál fue la dilución efectuada? ¿Cuál 
era la concentración de la solución concentrada? c) ¿Cómo corrige 200 ml de disolución 
si se necesita que la concentración se aproxime a 0,50 M? (Dispone de H2O destilada y 
de NaOH sólido). 
 
11. Un recipiente rotulado como HCl 0,30 M tiene 500 mL de solución. Si se titularon 20,0 
mL de dicho ácido con NaOH 0,35 M y se gastaron como promedio, 20,6 mL de base, 
¿hará falta modificar el rótulo del mismo? ¿Cómo haría para corregir la solución 
restante? (se hicieron 3 titulaciones). Se dispone de agua y una disolución de HCl 6,0 
M. 
 
12. Se mezcló 100 mL de HCl 0,20 M con 50 mL de NaOH 0,25 M y se le agregó 100 mL 
de agua destilada. Hallar el pH de la solución resultante. Suponer volúmenes aditivos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. a) Hallar [H+] , [OH-] , pH y pOH para el agua pura a 25 ºC. 
2. Calcular la concentración de H+ de una disolución de ácido nítrico 1,0.10–3 M. Indique 
cuál es la [OH -]. 
R: [H+] = 1,0.10-3 M; [OH-] = 1,0.10-11 M. 
3. Calcular el pH de una disolución de ácido clorhídrico 1,0.10 -7M. 
R: 6,8. 
4. Ordenar los siguientes ácidos según su fuerza. 
HF (K a = 6,7.10 -4) HCN (K a = 4.10 -10) HClO2 (K a = 1,1.10 -2) 
R: HClO2> HF > HCN 
5. Calcular la concentración de iones hidrógeno de los siguientes alimentos: 
Alimento pH 
a) Manzana delicia 3.9 
b) Limones 2.3 
c) Pescado agua dulce 6.9 
d) Huevo entero 7.9 
R: a) 1,3.10-4 M; b) 5,0.10-3 M; 1,3.10-7 M; d) 1,3.10-8 M. 
6. Calcular la concentración de iones hidrógeno y de iones hidróxido de una disolución 
que se preparó agregando 5,15 g de ácido perclórico a agua suficiente para obtener 
un litro de disolución. 
R: [H+] = 5,1310-2 M; [OH-] = 1,95.10-13 M. 
7. Calcular la concentración de iones hidróxido e iones hidrógeno, de una disolución 
0,050 M de hidróxido de litio. 
R: [OH-] = 0,050 M; [H+] = 2,0.10-13 M 
8. El pH de una solución de ácido cianhídrico (HCN(ac)) a 25 ºC es 5,07. ¿Cuál es su 
concentración? 
R: [ácido-] = 
9. Se titulan 25,0mL de HNO3, gastándose 25,0mL de KOH 0,010M. 
a- Describa el dispositivo a usar y secuencia operatoria. 
b- Calcule la concentración del HNO3. 
c- ¿Cuál es el pH de la solución final? 
R: b) 0,010 M; c) con fenolftaleína vira entre pH 8-10. 
 
 
 
8. El CAA establece que el jugo natural de limón debe tener una acidez expresada como 
ácido cítrico de 4 g/100 mL como mínimo, encontrándose esto dentro de los parámetros 
de calidad de evaluación del jugo. A los efectos de corroborar este parámetro en un jugo 
comercial se determinó mediante una titulación con NaOH 0,100 M gastándose 39,0mL 
para titular 5,00mL de jugo de limón hasta el viraje de la fenolftaleína. ¿Se encuentra 
dentro de los parámetros permitidos dicho jugo? Dato: ácido cítrico: 
COOH
H2C
C COOHHO
CH2
HOOC 
R: Sí. 
9. Se determinaron las Ka del HNO2 a distintas temperaturas según se indica en la tabla. 
Calcular el pH para una solución 0,1M de HNO2a 12,5 ºC. 
Temperatura 
(ºC) 
Ka 
0 3,2.10-4 
12,5 4,6.10-4 
30 6,0.10-4 
R: 2,18. 
10. Calcule el pH de una solución de ácido benzoico (este ácido monoprótico se puede 
representar como HBen) cuya concentración es 0,072M. Dato: Ka= 6,4 · 10-5 
 
11. Se cuantificó el ácido acético (CH3COOH)en un vino que fue decomisado de una fábrica 
embotelladora. Para ello se titularon 10,00mL del vino con NaOH 0.100 M gastándose 
4,50mL de base. Indique si dicho vino se encontraba alterado o no siendo que el CAA 
considera como alterados aquellos vinos con una acidez mayor a 2 g/L expresada como 
ácido acético. 
12. Para la solución resultante de cada una las siguientes mezclas, calcular el pH e 
indicar si alguna de ellas se encuentra en el punto de equivalencia: 
a) 20 mLNaOH 10-2 M con 20 mL de HCl 10-2M 
b) 40 mLNaOH 10-2 M con 20 mL de HCl 10-2M 
 
13. ¿Cómo corregiría 200 mL de solución de ácido clorhídrico a) 0,15 Mb) 0,05 M si 
pretende aproximarlas a 0,10 M? Dispone de agua destilada y ácido clorhídrico 10 M. 
Suponga volúmenes aditivos. 
 
 
 
 
 
 
 
Para resolver antes del coloquio: 
1) Indique la opción correcta: 
Cuanto más débil es un ácido, la constante de hidrólisis de su sal con base fuerte será: 
a- menor; b- mayor. Justifique. 
2) Ponga un ejemplo de sal (con fórmula y nombre) en la columna central y complete la 
columna de la derecha: 
Sal que provino de un 
ácido…. y una base…. 
 fuerte-fuerte pH = 7 
 débil-débil pH ……. 
 débil- fuerte pH …….. 
 fuerte-débil pH …….. 
 
3) ¿Qué es una solución reguladora, cómo está compuesta, qué función cumple? 
4) ¿Cuál es el rango de acción de una solución reguladora? 
5) Deducir las ecuaciones de Henderson Hasselbach para el cálculo de pH de soluciones 
reguladoras 
6) ¿Qué entiende por solubilidad y qué es el Kps? 
7) ¿Cómo calcula la solubilidad de una sal poco soluble en el equilibrio? 
8) Indique cómo sería la expresión del Kps en los siguientes casos y cómo calcularía la 
concentración de A en solución: 
a-AB(s) A+(aq) + B-(aq) 
b- AB2(s) A2+(aq) + 2 B-(aq) 
c- A3B3 A+(aq) + B3-(aq) 
9) Indique cómo calcularía la concentración de A para la situación anterior si en el medio 
hay 0.1M de AC (sal que se disocia totalmente). 
10) ¿Qué entiende por cociente de reacción Q? 
11) Complete el siguiente cuadro: 
Situación ¿Hay precipitado? 
Qs<Kps 
Qs>Kps 
 
EQUILIBRIOS ÁCIDOS Y BASES. EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD. (2/2) 
Teorías ácido-base. Propiedades ácido-base del agua y la escala de pH. Ácidos y bases 
fuertes. Ácidos y bases débiles. Estructura molecular y fuerza de los ácidos. Neutralización. 
Propiedades ácido-base de las sales. Disoluciones amortiguadoras. Valoraciones ácido-
base. Indicadores ácido-base. 
Equilibrios de solubilidad. Producto de solubilidad. Solubilidad y solubilidad molar. Efecto 
de ión común. Predicción de precipitación. 
 
 Problemas y ejercicios: 
¿Sobre qué ideas trabajaremos? 
• Las propiedades ácido-base de una sal vienen determinadas por el 
comportamiento de sus iones. 
• Una solución amortiguadora es una mezcla de un par ácido - base 
conjugado que estabiliza el pH de una solución al proveer tanto una fuente 
como un sumidero de H+. 
• Un soluto iónico poco soluble alcanza un estado de equilibrio con sus 
iones en solución acuosa, para el que se puede escribir una constante de 
equilibrio que se denomina constante del producto de solubilidad (Kps). 
• Es indispensable el uso del SN para resolver los ejercicios 
 
 
1. El proceso por el cual la sal afecta al pH de la disolución se llama hidrolisis (literalmente, 
"ruptura por agua", en griego). Cuando ocurre la disociación de la sal sólida, se forman 
iones negativos e iones positivos. Aquellos que provengan de un ácido o base débil 
interaccionaran con el agua rompiéndola y liberando OH- o H+ respectivamente. 
Calcular el pH de las siguientes soluciones salinas cuya concentración es 0,1 M: 
a) Acetato de sodio. 
b) Cloruro de amonio. 
c) Acetato de amonio. 
d) Cloruro de sodio. 
 
2. En el caso de la sangre humana, el pH debe mantenerse entre 7,37 y 7,43 (valor del 
plasma sanguíneo arterial a 37ºC). Valores superiores de pH (más básicos) suponen un 
trastorno en la salud denominado alcalosis (por encima de 7,80 se produce la muerte), 
mientras que valores inferiores (más ácidos) suponen un trastorno denominado acidosis 
(por debajo de 7,00 se produce la muerte).Por tanto, es de esperar que el cuerpo 
humano tenga algún mecanismo que permita mantener el pH dentro del margen 
adecuado y, por tanto, que nos permita mantenernos sanos (o vivos). El primer 
mecanismoes la eliminación de ácidos y bases por la respiración o la función renal y, 
el segundo, la presencia de especies que actúan como disolución reguladora, 
amortiguadora o tampón. Si consideramos que bajo condiciones normales el pH de la 
sangre es de 7,4 y suponiendo que la misma se regula con la mezcla tampón formada 
por ácido carbónico/hidrógenocarbonato, en equilibrio ¿cuál será la proporción de HCO3- 
respecto al CO2 (dsto) en la sangre?Dato: A 37 ºCKá= 7,94.10-7 
 
3. Muchos ensayos y valoraciones requieren el ajuste o mantenimiento de un pH 
especificado mediante el agregado de soluciones reguladoras. En las mediciones de 
pH, las soluciones reguladoras estándar son necesarias como referencia.Un litro de 
una solución reguladora (buffer) contiene 0,20 mol de ácido propiónico y 0,25 mol de 
propionato de sodio. La constante de ionización para el ácido propiónico es Ka = 
1,34.10-5 
a) Calcular el pH de la reguladora. 
b) Calcular el pH de la misma después de agregarle, a 100 mL, 0,001 mol de HCl. 
c) Calcular el pH de la misma después de agregarle, a 100 mL, 0,001 mol de NaOH. 
d) El indicador rojo de metilo vira del rojo al amarillo al aumentar el pH, entre 4,2 y 6,2. 
¿Qué color dará en las soluciones anteriores? 
e) Calcule el pH, si a 100 mL de solución de HCl del mismo pH que la reguladora le hace 
los mismos agregados de ácido y base (despreciando el cambio de volumen). Compare 
conla reguladora. 
 
4. Las soluciones reguladoras alcalinas se obtienen a partir de una base débil y su sal de 
ácido fuerte manteniendo un pH mayor a 7. Una solución reguladora común de este tipo 
incluye partes de amoníaco y cloruro de amonio.a) Calcular el pOH de una disolución 
buffer, que es 0,1 M de amoníaco y 0,2 M de cloruro de amonio. Indicar el rango de 
regulación. 
b) Calcular el pH de la solución reguladora anterior luego de agregar: 
b1) 0,01 mol de H+ a 1 litro de la reguladora 
b2) 0,01 mol de OH- a 1 litro de la reguladora 
 
KPS 
5. Sabiendo que el Kps es la constante para el equilibrio que seestablece entre un soluto 
sólido y sus iones en una disoluciónsaturada, calcular el Kps del sulfato de bario 
sabiendo que su solubilidad en agua a 18 ºC es 0,0023 g/L. 
 
6. Entendiendo la solubilidad de un soluto en un disolvente como la "máxima cantidad de 
soluto que puede disolverse en una cantidad fija de disolvente a una determinada 
temperatura" o bien "lacantidad de soluto necesaria para formar una disolución saturada 
en una cantidad dada de disolvente, a determinada temperatura" Calcula la solubilidad 
del sulfuro de plata en agua y en una disolución 0,1M de sulfuro de sodio. 
 
7. a) Para Mg(OH)2Kps = 8,9.10-12 Considere que lo que se disuelve en agua está 
totalmente disociado en iones. Calcule el pH de la solución saturada. 
b) Calcule [Mg2+] si se agregó NaOH hasta tener teóricamente [OH-] = 0,01 M. Sin hacer 
más cálculos responda: La concentración de Mg2+ ¿aumentó, disminuyó o permaneció 
igual? La cantidad de sólido ¿aumentó, disminuyó o permaneció igual? 
 
8. Supongamos que a un litro de solución de K2CrO4 0,02 M se le agrega AgNO3. ¿Qué 
puede precipitar, si es posible? 
Despreciando el cambio de volumen, predecir qué ocurrirá si se agrega: 
a) 0,01 mol de AgNO3 
b) 10-6 “ “ 
¿Qué observará en cada caso? 
 
9. Se entiende por reacciones de precipitación a aquéllas que dan comoresultado la 
formación de un producto insoluble o precipitado ¿Se formará precipitado si se mezclan 
20 mL de BaCl2 0,001M con 30 mL de NaF 0,01M? 
 
 
10. ¿Precipitará Ca(OH)2 al mezclar 2 L de CaCl2 0,05M con 0,5 L de NaOH 0,5M? 
 
11. Justificar el carácter ácido base de una solución acuosa de: 
a) H2S(dis) ka1= 9,1.10-8 ka2= 1,2. 10-12 
b) Na2SO3 ka1= 1,7.10-2 ka2= 5.10-6 
c) H2PO4 ka1= 7,5.10-3 ka2= 6,2.10-8 ka3= 1,0.10-12 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. Calcular [OH-] de una disolución de acetato de sodio 0,100 M. Dato(s) en tablas. 
R: 7,5.10-6 M. 
2. Calcular la constante de hidrólisis de una disolución de acetato de amonio. Datos: 
KbNH3 = 1,8.10 -5 = Kaacético. 
R: 3,1.10-5. 
3. Una solución de KCN 0.0245 Mda una [OH-] = 7,79.10-4 M. Calcular el valor de Ka. 
R: 3,9.10-10. 
 
4. Para una disolución de NaCN 0,200 M, calcular la concentración de CN -, sabiendo que 
su K a = 4,1.10 -10. 
R: 0,198 M. 
5. Calcular el pH de una solución de NaNO2 2,00 % m/v. Dato(s) en tablas. 
R: 8,4. 
6. ¿Qué concentración de acetato de sodio se necesita para preparar una solución acuosa 
cuyo pH sea 9,38? Dato(s) en tablas. 
R: 1,0 M. 
7. Calcular la concentración de H+ en una solución 0,100 M de ácido acético que contiene 
también 0,200 moles de acetato por litro. Dato(s) en tablas. 
R: 9,0.10-6 M. 
8. ¿Cuántos moles de NaH2PO4 se necesitarán para preparar 100mL de una solución 
tampón cuyo pH sea 2,3, sabiendo que la concentración de H3PO4 es 0,10 M? 
R: 1,5.10-2 mol. 
9. Calcular la proporción de moles de sal respecto a ácido necesarios para preparar las 
siguientes soluciones buffer: 
a- acetato de sodio/ácido acético, pH= 4,5 
b- formiato de sodio/ácido fórmico, pH =4,0Ka = 1,77.10-4 
c- dihidrógenofosfatodesodio/hidrógenofosfatodesodio, pH=7,0. 
R: a) 0,57; b) 1,8; c) 0,62. 
 
10. Calcular el pH de una solución preparada mezclando 150mL de NH3 0,020 M con 80 
mL de solución 0,50M de NH4Cl. 
R: 8,13. 
11. ¿Cuál es el pH de la mezcla de 750 mL de CH3COOH 0,0200M y 250mL de CH3COONa 
0,50M? 
R: 5,7. 
12. Calcular el Kps del AgCl, sabiendo que en la solución saturada hay 1,3.10 -5 mol/L de 
ión plata y 1,3.10 -5 mol/L de ión Cl -. 
R: 1,7.10-10. 
 
13.Se preparó un litro de disolución conteniendo 4.08 x 10 -3 moles de nitrato de plomo (II) 
y se le agregan 1,05 x 10 -2 moles de ion cloruro a través de una sal soluble. ¿Se formará 
algún precipitado? 
R: No. 
14. Calcular la solubilidad del iodato de plata a 25º C. 
R: 1,8.10-4 M. 
15. Se añadieron 0,42 gramos de fluoruro de sodio a 100 mL de una solución saturada de 
fluoruro de calcio. Calcular la concentración de iones calcio antes y después de añadir 
el fluoruro de sodio. 
R: 2,3.10-4 M; 4,9.10-9 M. 
16. ¿Cuántos gramos de sulfato de bario pueden disolverse para tener 250mL de 
solución saturada? 
R: 5,8.10-4 g. 
17. ¿Cuántos gramos de sulfato de bario, como máximo, pueden disolverse en 1000mL 
de una solución de Na2SO40,100 M? 
R: 2,3.10-7 g. 
 
18. a) Calcular el pH de una solución reguladora CH3COOH 0,225 M / CH3COONa 0,225 
M. 
b) Calcular la variación de pH que se producirá si se añaden 0,024 mol de HCl a un litro 
de solución reguladora. 
 
19. ¿Qué variación de pH se produce si se añaden 0,024 mol de ClH a un litro de agua 
pura? Despreciar el cambio de volumen. Comparar estos resultados con los del 
problema anterior. 
 
20. Para CaF2, calcule: 
a) Solubilidad en agua y [F-] si es la única sal presente 
b) Solubilidad y [F-] en una solución 0,10 M de CaCl2 
Explique la diferencia de resultados. 
 
21. Justificar el carácter ácido-base de una solución acuosa de HCO3-