Reaccions àcid-base6
237
=
PRESENTACIÓ
238
6Reaccions àcid-base
Competència en indagació i experimentació,
Comprensió de la naturalesa de la ciència,
/ 3−/
−2
CONTINGUTS
COMPETÈNCIES ESPECÍFIQUES DE LA UNITAT
K K
OBJECTIUS
239
PROGRAMACIÓ D'AULA
Competència comunicativa,
Competència en gestió i tractament de la informació i competència digital,
CONTRIBUCIÓ A LES COMPETÈNCIES GENERALS DEL BATXILLERAT
CONNEXIONS AMB ALTRES MATÈRIES DE BATXILLERAT
CRITERIS D’AVALUACIÓ
240
6Reaccions àcid-base
1. Indica i justifica la falsedat o la certesa de les afirmacions següents:
a) Segons Arrhenius, una base ha d’originar ions OH– quan es dissol
en aigua.
b) Segons Brönsted-Lowry, perquè un àcid pugui cedir protons
cal la presència d’una base capaç d’acceptar-los
(Prova de selectivitat real)
2. L’ió hidrogensulfat és amfòter. Escriu i anomena totes les espècies
que participen en la reacció amb aigua quan l’ió actua com a àcid
o com a base. Identifica els parells àcid-base de totes dues reaccions.
(Prova de selectivitat real)
−4 + 2
←→ 42− + 3
+ → −/ 4
2−
−4 + 2
←→ 2 4 + − → −/ 2 4
3. Justifica, indicant els equilibris corresponents, l’acidesa o la basicitat
(segons Brönsted-Lowry) de les espècies següents. Indica els parells
àcid-base conjugats.
a) Ió clorur; b) Ió hidrogensulfur; c) Ió sulfat; d) Ió amoni.
−→− + → + A−
− + 2 ← + −
−
−
241
SOLUCIONARI
− + 2 →←2− + 3
+
− + 2 →← 2 + −
− 2−
−2
4
2−+ 2 →← 4
−+ −
4
2−4
−
4
++ 2 →← 3 + 3
+
4
+3
4. Raona si les afirmacions següents són certes o falses:
a) Una solució de pH = 13 és més bàsica que una altra de pH = 8.
b) Quant més petit és el pH d’una solució, més àcida és.
(Prova de selectivitat real)
= − 3+
= −13
=−
=
5. Indica quines de les afirmacions següents sobre una solució aquosa
d’un àcid són certes:
a) El pH de la solució és bàsic
b) El producte [H+] [OH−] de la solució és 10−14 M.
c) La concentració de protons en la solució és més gran de 10−7.
d) El pOH és més petit que el pH.
(Prova de selectivitat real)
242
6Reaccions àcid-base
−14
< 3+ > −
+ =
6. Indica els procediments que es fan servir en el laboratori per mesurar
el pH de les solucions, i digues-ne les característiques. Cita algun exemple
d’indicador i explica el perquè del seu canvi de color.
(Prova de selectivitat real)
7. El vermell de fenol és un indicador àcid-base que té una forma àcida
(HI) de color groc i una forma bàsica I− de color vermell. Sabem
que l’interval de viratge és pH = 6−8, de quin color serà una solució
de NaOH 0,1 M i una de HClO4 0,02 M a les quals s’ha afegit aquest
indicador? Raona la resposta.
=−
8. Calcula de manera raonada el pH de 100 mL d’aigua destil·lada i el pH
d’aquesta aigua després d’afegir-hi 0,05 cm3 d’àcid clorhídric 10 M.
(Prova de selectivitat real)
243
SOLUCIONARI
K = 3+ − = −14
3+ = − = −
= − 3+ = − − → =3
n n Mn
V
n M V
HCl H O HClHCl
HCl HCl
3
10 M 0,05
= → = →
→ = ⋅ = ⋅
+
⋅⋅ = ⋅− −10 L 5 10 mol3 4
[ ]HCl5 10 mol
0,1 L5 10 M
HCl4
3= =⋅
= ⋅−
−n
V
HCl → Cl− + H3O+
Concentració inicial 5 ⋅ 10−3 M – –
Concentració final – 5 ⋅ 10−3 M 5 ⋅ 10−3 M
= − + = − ⋅ −3 → =
9. Es dissolen 20 mL d’àcid clorhídric comercial, d’una riquesa del 36 %
en massa i densitat d’1,21 g/mL, en prou aigua per preparar 100 mL
de solució. Calcula la concentració d’àcid clorhídric en la solució
resultant i el seu pH.
(Prova de selectivitat real)
20 mL sol.1,21 g sol.
1mL sol.
36 g HCl1
1
1
⋅ ⋅
1100 g sol.
1 mol HCl
36,5 g HCl0,239 mol
1
⋅ = HHCl
[HCl]0,239 mol HCl
0,1L sol.2,39 M
2
= =
+ 2 → − + 3+
244
6Reaccions àcid-base
3+ = =
= − 3+ = − = −
10. Quina és la concentració en HNO3 d’una solució de pH = 1?
Descriu-ne el procediment i indica el material necessari per preparar
100 mL de solució de HNO3 10−2 M a partir de la solució anterior.
(Prova de selectivitat real)
3 + 2 → 3− + 3
+
= − 3+ =
3+ = = −1 =
3+ = 3 =
−2
100 mL sol.0,01 mol HNO
1.000 mL sol.
12
3
2
⋅ ⋅
L sol. HNO
0,1 mol HNO0,01 L
1 3
3
=
3 −
245
SOLUCIONARI
11. Tenim dues solucions aquoses de la mateixa concentració, una d’àcid
acètic (Ka = 1,8 ⋅ 10−5) i una altra d’àcid salicílic (Ka = 1,0 ⋅ 10−3).
Respon, de manera raonada, les preguntes següents:
a) Quin dels dos àcids és més feble?
b) Quin dels dos té un grau de dissociació més elevat?
c) Quin dels dos té un pH més petit?
(Prova de selectivitat real)
= − 3+
12. L’aspirina és un medicament que té com a compost actiu l’àcid
acetilsalicílic, que és un àcid feble amb una Ka = 3,27 ⋅ 10−4.
El seu equilibri d’ionització és:
HC9H7O4 + H2O ⇆ C9H7O4− + H3O
+
a) Quina és la concentració inicial d’una solució formada per una pastilla
d’aspirina de 650 mg dissolta en 250 mL d’aigua?
b) Quin pH té?
(Prova de selectivitat real)
4
[ ]HC H O
650 10 g
189 7 4
HC H O
HC H O3
9 7 4
9 7 4
= = =
⋅ −
n
V
m
Mm
V
00 g mol
0,250 L0,0144 M
1⋅=
−
HC9H7O4 + H2O ⇆ C9H7O4− + H3O
+
Concentració
inicial0,0144 – –
Concentració
equilibri0,0144 − x x x
246
6Reaccions àcid-base
K = ⋅ −4 x
K a =− +[ ][ ]
[ ]
HC H O H O
HC H O
9 7 3
9 7 4
4
3 27 100 0144
2 013 1042
3,,
,⋅ =
−
→ = ⋅− −
x
xx
3+ = x = ⋅ −3
= − 3+ = − ⋅ −3 → =
13. L’àcid hipoclorós és un àcid feble amb una constant d’ionització en aigua
Ka = 3,0 ⋅ 10−8. Si s’afegeixen 25,25 g d’àcid hipoclorós en la quantitat
d’aigua necessària per obtenir 500 mL de solució, calcula:
a) El grau de dissociació.
b) El pH de la solució resultant.
Nota: hem de menysprear els protons procedents de la ionització
de l’aigua.
(Prova de selectivitat real)
concentració inicial
[HClO]
25,25 g
52,5 g molHClO
HClO
= = =
⋅n
V
m
Mm
V
––1
0,5 L0,96 M=
α
HClO + H2O →← ClO− + H3O+
Concentració
inicial0,96 – –
Concentració
equilibri0,96 · (1− α) 0,96 α 0,96 α
K = ⋅ −
α
K a3 8
2 2[ClO ] [H O ]
[HClO]3,0 10
0,96= → ⋅ =
+–– α
00,96 · (1 )– α
− α ≅ α α = ⋅ −4
= − 3+ = − −4 =
247
SOLUCIONARI
14. L’àcid sulfhídric pot perdre un o dos protons. Escriu les reaccions
de dissociació corresponents a la pèrdua del primer i el segon protó.
(Prova de selectivitat real)
2 + 2 →← + 3+
− + 2 →←2– + 3
+
15. Indica com prepararies una solució aquosa d’hidròxid de sodi
de pH = 14,8.
(Prova de selectivitat real)
= = + → = − = −
= − − = − → − = − = − − =
⋅ =
16. Calcula el pH de les solucions següents: a) hidròxid de sodi 0,05 M;
b) addició de 350 mL d’aigua a 150 mL de la solució anterior.
(Prova de selectivitat real)
KOH → K+ + OH−
Concentració inicial 0,05 M – –
Concentració final – 0,05 M 0,05M
= − − = − = → =
= + → = − → =
248
6Reaccions àcid-base
M
M V M Vi i f f⋅ = ⋅
0 05 0 500 0 015, , ,M 0,150 L L Mf f⋅ = ⋅ → =M M
= − − = − = → =
= + → = − → =
−
17. Una solució aquosa d’amoníac d’ús domèstic té una densitat
de 0,962 g cm−3 i una concentració del 6,5 % en massa. Determina:
a) La concentració molar d’amoníac en aquesta solució.
b) El pH de la solució.
c) El pH de la solució resultant si la diluïm deu vegades.
Dada: Kb (amoníac) = 1,8 ⋅ 10−5
(Prova de selectivitat real)
6,5 g NH
100 g sol.
0,962 g sol.
0,001 L sol
3⋅
..
1 mol NH
17 g NH3,68 M
[NH ] 3,68 M
3
3
3
⋅ =
=
NH3 + H2O →← NH4+
+ HO−
Concentració
inicial3,68 – –
Concentració
equilibri3,68 − x x x
K = ⋅ –5
x = –
Kx
xb
4+
3
52[NH ] [OH ]
[NH ]1,8 · 10
3,68= → =
––
–
x ≅ x
x = − = ⋅ −3
249
SOLUCIONARI
= − − = − ⋅ −3 =
= + → = − =
M ⋅ V = M ⋅ V
⋅ V = M ⋅ → M =
3 =
1,8 10’
0,368 ’
52
⋅ =–
–
x
x
− x ≅ x
x = − = ⋅ −3
= − − ⋅ –3 =
= + → = − =
18. La fenilamina o anilina és una base molt feble que es dissocia en aigua
segons l’equilibri: C6H5NH2 + H2O ⇆ C6H5NH3+ + OH−. Si la constant
d’ionització de l’anilina en aigua és Kb = 4,3 ⋅ 10−10, i s’afegeixen
9,3 g d’aquesta substància en la quantitat d’aigua necessària per obtenir
250 mL de solució, calcula:
a) El grau de dissociació.
b) El pH de la solució resultant.
(Prova de selectivitat real)
5 2
[ ]C H NH
9,3 g
93 g mol6 5 2
C H NH
C H NH
6 5 2
6 5 2
= = =⋅n
V
m
Mm
V
−−
=1
0,250 L0,4 M
α
C6H5NH2 + H2O →← C6H5NH3+
+ OH−
Concentració
inicial0,4 – –
Concentració
equilibri0,4 ⋅ (1 − α) 0,4α 0,4α
K = ⋅ − α
250
6Reaccions àcid-base
Kb6 5 3
6 5 2
102C H NH OH
C H NH4,3 10
0,4= → ⋅ =
+ −−[ ][ ]
[ ]
αα
α
2
0,4 (1⋅ − )
− α ≃ α = ⋅ −5
− = α = ⋅ ⋅ −5 = ⋅ −5
= − − = − ⋅ −5 = → =
= + → = − → =
19. 5 litres d’amoníac (gas), mesurats en c. n., es fan passar per aigua
destil·lada fins a obtenir 500 mL de solució. Sabem que la
Kb = 1,8 ⋅ 10−5, calcula:
a) La concentració inicial d’amoníac.
b) La concentració d’ions OH− en l’equilibri i el pH de la solució.
(Prova de selectivitat real)
5 L NH c. n.1 mol NH
22,4 L NH c. n.0,22 mol NH gas3
3
3
3⋅ =
[ ]NH0,22 mol
0,500 L0,45 M3
NH3= = =n
V
α
NH3 + H2O →← NH4+
+ OH−
Concentració
inicial0,45 – –
Concentració
equilibri0,45 ⋅ (1 − α) 0,45α 0,45α
K = ⋅ −5 α
Kb4
3
52NH OH
NH1,8 10
0,45
1= → ⋅ =
−
+ −−
[ ][ ]
[ ]
α
α
− α ≃α = ⋅ −3
− = α = ⋅ ⋅ −3 = ⋅ −3
251
SOLUCIONARI
= − − = − ⋅ −3 = → =
= + → = − → =
20. Tenim tres àcids monopròtics, HA, HB i HC. Els valors de les seves Ka són
3,0 ⋅ 10−5, 6,2 ⋅ 10−7 i 2,8 ⋅ 10−3. Ordena’n les bases conjugades en
ordre decreixent de fortalesa. Justifica aquest ordre.
(Prova de selectivitat real)
K
+ 2←→ A− + 3
+ K = ⋅ −5
+ 2←→
− + 3+ K = ⋅ −
+ 2←→
− + 3+ K = ⋅ −3
K
− > − > −
21. Es preparen 500 mL d’una solució que conté 0,2 mols d’un àcid orgànic
monopròtic amb un pH de 5,7. Calcula:
a) La constant de dissociació de l’àcid.
b) El grau de dissociació de l’àcid en la solució.
c) La constant Kb de la base conjugada.
(Prova de selectivitat real)
[ ]HA0,2 mol
0,500 L0,4 M
HA= = =n
V
HA + H2O →← A− + H3O−
Concentració
inicial0,4 – –
Concentració
equilibri0,4 ⋅ (1 − α) 0,4α 0,4α
= − 3+ = − α = → α = − →
→ α = ⋅ −
K
K a3
2H O A
HA
0,4
1= =
−=
⋅ ⋅
−
+ − −[ ][ ]
[ ]
α
α
0 4 5 10
1 5
6 2, ( )
⋅⋅= ⋅ →
→ = ⋅
−−
−
101 10
1 10
6
11
11K a
252
6Reaccions àcid-base
α = ⋅ −
K = K ⋅ K = −14 → K = ⋅ −3
22. L’amoníac aquós de concentració 0,20 M té un valor de Kb = 1,8 ⋅ 10−5.
a) Calcula la concentració d’ions hidroxil de la solució.
b) Calcula el pH de la solució.
c) Calcula el grau d’ionització per a l’amoníac aquós.
d) Compara la basicitat de l’amoníac amb la de les bases que s’indiquen.
Formula i ordena els compostos en sentit creixent de basicitat:
metilamina (pKb = 3,30); dimetilamina (pKb = 3,13).
(Prova de selectivitat real)
NH3 + H2O →← NH4+
+ OH−
Concentració
inicial0,2 – –
Concentració
equilibri0,2 − x x x
K = ⋅ −5
x = −
Kx
xb
4
3
52[NH ] [OH ]
[NH ]1,8 10
0,2 = → ⋅ =
+ ––
–
− x ≅ x
x = − = ⋅ −3
= − − = − ⋅ −3 =
= + → = − =
α x
C
α = =
⋅
= ⋅
x
Ci
331,9 10
0,29,5 10
––
K
253
SOLUCIONARI
K = − K
K 3 = − ⋅ −5 =
K − − −
K
23. Completa i ajusta les equacions àcid-base següents i digues el nom
de tots els compostos que es formen:
a) HNO3 + Mg(OH)2 → c) HCO3− + NaOH →
b) NH3 + H2SO4 → d) CH3−COOH + KOH →
(Prova de selectivitat real)
3 + 2 → 3 2 + 2
+ → +
3 + 2 4 → 4 2 4
+ →
3− + → 3 + −
+ →→ +
3− + → 3− + 2
+ →→ +
24. El pH d’una solució d’àcid nítric és 1,50. Si a 25 mL d’aquesta solució
s’afegeixen 10 mL d’una solució de la base forta KOH 0,04 M, calcula:
a) El nombre de mols d’àcid nítric que quedarà sense neutralitzar.
b) Els grams de base que es necessitarien per neutralitzar l’àcid
de la solució anterior.
(Prova de selectivitat real)
3
= − + =+ = − = − =
+ = 3 =
254
6Reaccions àcid-base
HNO KOH KNO H O
mL M 10 mL 0,04 M
3 3 2+ +→
25 0 032,
n M VKOH3 40,04 M 10 10 L 4,0 10 mol base= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −
n M VHNO3 4
30,032 M 25 10 L 8,0 10 mol àcid= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅
− −
⋅ −4
n n nHNO3excés inicials neutralitzats
8,0 1
= − =
= ⋅
00 mol 4,0 10 mol 4,0 10 mol4 4 4− − −
− ⋅ = ⋅
Mm = ⋅ −1
4 10 mol HNO1 mol KOH
1 mol HNO
56,1 g KOH
1 mo
43
3
⋅ ⋅ ⋅−
ll KOH0,022 g KOH=
25. Una solució d’àcid nitrós té un pH de 2,5. Calcula:
a) La concentració d’àcid nitrós inicial.
b) La concentració d’àcid nitrós en l’equilibri.
c) El grau de dissociació de l’àcid nitrós en aquestes condicions,
expressat en percentatge.
d) Si a 10 mL de la solució anterior s’afegeixen 5 mL d’una solució
d’hidròxid de sodi 0,10 M, raona si la solució resultant serà àcida,
neutra o bàsica.
Dada: Ka = 4,5 ⋅ 10−4
(Prova de selectivitat real)
C
2
HNO2 + H2O →← NO2−
+ H3O+
Concentració
inicialC i – –
Concentració
equilibriC i − x x x
= − 3+
3+ = − = − = ⋅ −3 = x
K = ⋅ −4
C
K a
3NO H O
HNO= →
− +[ ][ ]
[ ]
2
2
255
SOLUCIONARI
→ ⋅ =
−
→
→ ⋅ =
⋅
−
−
−
−
4 5 10
4 5 103 16 10
3
42
43 2
,
,( , )
x
C x
C
i
i ,,,
16 100 0254
3⋅
→ =−
Ci M
C − x = − ⋅ − =
α = =
⋅
= →
x
C i
M
M
3 16 10
0 02540 1244 12 44
3,
,, , %
–
HNO NaOH NaNO H O
mL M 5 mL 0,1 M
2 2 2+ → +
10 0 0254,
n M VNaOH3 40,1 M 5 10 L 5,0 10 mol base= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −
n M VHNO3 40,0254 M 10 10 L 2,54 10 mol àcid
2= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅
− −
⋅ −4
>
26. Descriu el procediment i el material necessari per fer la valoració
d’una solució aquosa de HCl amb una altra de NaOH.
(Prova de selectivitat real)
=
256
6Reaccions àcid-base
+ → + 2
n = n → M ⋅ V = M ⋅ V
MM V
Vàcid
base base
àcid
· =
27. Es van valorar 36 mL d’una solució de KOH amb 10 mL d’àcid sulfúric
de 98 % en massa i densitat 1,8 g/mL. Quina concentració, expressada
en g/L tenia la solució d’hidròxid?
(Prova de selectivitat real)
+ 2 4 → 2 + 2
10 mL sol. H SO1,8 g sol. H SO
1mL sol. H2 4
2 4⋅
22 4
2 4
2 4
2
SO
98 g H SO
100 g sol. H SO
1 mol H S
⋅ ⋅
⋅
OO
98 g H SO
2 mol KOH
1 mol H SO0,36 mol
4
2 4 2 4
⋅ = KOH
[KOH]0,36 mol KOH
0,036 L sol.10 M= =
10 mol KOH
1 L sol.
56 g KOH
1 mol KOH560 g⋅ = //L
28. Es van necessitar 32,6 mL d’una solució d’hidròxid de sodi
de concentració desconeguda per valorar 50 mL d’una solució d’àcid
acètic 0,112 M. Sabem que Ka = 1,85 ⋅ 10−5:
a) Quin és el pH de la solució d’àcid acètic?
b) Quina és la concentració de la solució d’hidròxid de sodi?
(Prova de selectivitat real)
257
SOLUCIONARI
CH3OOOH + H2O →← CH3COO−
+ H3O+
Concentració
inicial– –
Concentració
equilibri− x x x
K = ⋅ −
Kx
a3 3
3
52[CH COO ] [H O ]
[CH COOH]1,85 10
0= → ⋅ =
+––
,,112 – x
− x ≅ x
x = 3+ = ⋅ −3
= − 3+ = − ⋅ −3 =
CH COOH NaOH CH COONa H O
50
3 3 2+ → +
mL 0,112 M 32,6 mL M?
0,05 L sol. CH COOH0,112 mol CH COOH
1L so3
3⋅
ll. CH COOH
1 mol NaOH
1 mol CH COOH
= 5,6 1
33
⋅ =
⋅ 00 mols NaOH
[NaOH]5,6 10 mols NaOH
0,03
3
3
–
–
=
⋅
226 L sol.0,17 M=
29. Escriu les reaccions d’hidròlisi de les sals següents i indica si el pH
resultant serà àcid, bàsic o neutre:
a) NaCN (HCN és un àcid feble).
b) HCl.
c) NH4Cl.
(Prova de selectivitat real)
→ + + −
+
258
6Reaccions àcid-base
−
CN H O HCN OH2
b− −+ +
K�
− > 3+ >
+ 2 → 3+ + −
<
4 →+4 + −
+4 3
NH H O NH H O4 2 3 3
a+ ++ +
K⇆
−
3+ > − <
30. Per a cadascun dels parells següents, justifica quina solució aquosa
0,1 M té un pH més alt:
a) NH4Cl i NH3
b) NaCH3COO i NaCl
c) K2CO3 i Na2CO3
(Prova de selectivitat real)
4
4 aq →+
aq + −aq
+3
++ 2 → 3 + 3
+
−
4+
3−
3 > 4
3
259
SOLUCIONARI
3 aq → 3−
aq + +aq
3−
3
3− + 2 →← 3 + −
+
3
3−
3 >
2 3 2 3
2 3 aq → +aq + 3
2−aq
2 3 aq → +aq + 3
2−aq
+ +
2− + 2 →← 3− + −
2 3 = 2 3 >
31. Determina el pH d’una solució aquosa que és 0,4 M en clorur amònic.
Dada: Kb = 1,8 ⋅ 10−5.
(Prova de selectivitat real)
4
4 →+4 + −
+4 3
NH H O NH H O4 2 3 3
a+ ++ +
K⇆
−
K K
K
260
6Reaccions àcid-base
K K K KK
Kw a b a
w
b
14
5
1010
1,8 105,5 10= ⋅ → = =
⋅
= ⋅
−
−
−
NH Cl NH Cl
0,4 M 0,4 M 0,4 M
4 → ++ −
4
4
x
NH4+
+ H2O →← NH3 + H3O+
Concentració
inicial0,4 – –
Concentració
equilibri0,4 − x x x
K = ⋅ − x
Kx
xa
3 3
4
NH H O
NH= → ⋅ =
−
+
+−[ ][ ]
[ ]5 5 10
0 4
102
,,
− x ≃x = ⋅ −5
3+ = x = ⋅ −5
= − 3+ = − −5 =
32. Calcula el pH d’una solució aquosa de fluorur de potassi 1,0 M.
Dada: Ka (àcid fluorhídric) = 7,2 ⋅ 10−4.
(Prova de selectivitat real)
→ + + −
+
−
F H O HF OH2
b− −+ +
K�
K
K K K KK
Kw a b b
w
a
14
4
1110
7,2 101,4 10= ⋅ → = =
⋅
= ⋅
−
−
−
261
SOLUCIONARI
KF F K
1 M 1 M 1 M
→ +− +
F− + H2O →← HF + OH−
Concentració
inicial1 – –
Concentració
equilibri1 − x x x
K = ⋅ −11 x
Kx
xxb
HF OH
F= → ⋅ =
−→ = ⋅
−
−− −[ ][ ]
[ ]1 4 10
13 74 1011
2
, , 66
− = x = ⋅ −
= − − = − ⋅ − →
→ = = − =
33. En el laboratori disposem de les substàncies següents: HCl, HNO3,
CH3COOH, H2SO4, NaCl, KNO3, CH3COONa i K2SO4. Indica quin parell
de substàncies permet formar una solució reguladora del pH.
(Prova de selectivitat real)
3
3−
3
2 4
3
3
262
6Reaccions àcid-base
34. Quin pH té una solució reguladora que es prepara dissolent 23,1 g de
HCOONa en un volum suficient de HCOOH 0,432 M per obtenir
500 mL de solució?
Dada: pKa HCOOH = 3,68.
pH pbase conjugada
àcida= +K log
[ ]
[ ]
[ ]HCOONa
23,1 g
68 g molHCOONa
HCOONa1
= = =⋅ −
n
V
m
Mm
V 00,500 L0,679 M=
HCOOH H O HCOO H O
0,432 M 0,679 M2 3
a
+ +− +
K�
pH0,679 M
0,432 MpH= + → =3 75 3 95, log ,
[ ]
[ ]
35. Ateses les espècies NH3, OH− i HCl, escriu reaccions que en justifiquin
el caràcter àcid o bàsic segons la teoria de Brönsted-Lowry. En cada
reacció identifica el parell àcid-base conjugat.
(Prova de selectivitat real)
3 + 2 →←+4 + − → 3
+4
− + 3 →← 2 + −3 → −
2
+ 2 →← 3+ + − → −
36. Digues, de manera raonada, de les espècies químiques següents
les que són àcids i les que són bases segons la teoria de Brönsted-Lowry,
i indica’n les espècies conjugades (en solució aquosa): CN−, SO42−, NH4
+.
(Prova de selectivitat real)
263
SOLUCIONARI
− + 2 →← + − →
42− + 2 →←
−4 + − → −
4
+4 + 2 →← 3 + 3
+ → 3
37. Identifica segons la teoria de Brönsted-Lowry els comportaments àcids,
bàsics o tots dos de les espècies químiques següents:
NaOH, CO32−
, HCO3−, H2S
(Prova de selectivitat real)
→ + + −
32− + 2 →←
−3 + −
−3 + 2 →← 2 3 + −
−3 + 2 →← 3
2− + 3+
2 + 2 →←− + 3
+
38. Tenim una solució aquosa 1 M d’un àcid feble monopròtic
amb una Ka = 10−5 a 25 °C. Justifica si les afirmacions següents
són certes o falses:
a) El seu pH serà més gran de 7.
b) El grau de dissociació serà aproximadament de 0,5.
c) El grau de dissociació augmenta si es dilueix la solució.
d) El pH augmenta si es dilueix la solució.
(Prova de selectivitat real)
3+ ⋅ − = −14
3+ > −]
3+ > − = − 3
+ → <
264
6Reaccions àcid-base
−5
α = ⋅ −3
KC
a3 5 i
2A H O
HA10
1= → =
⋅
−
− +−[ ][ ]
[ ]
α
α
= − 3+
3+] < 3
+] →
→ >
39. La constant d’acidesa de l’àcid acètic val: Ka = 1,8 ⋅ 10−5.
Suposem que el volum no es modifica. Digues, de manera raonada,
com afectarà el pH d’una solució d’àcid acètic, l’addició de:
a) àcid clorhídric b) acetat de sodi c) clorur de sodi
(Prova de selectivitat real)
3− + 2 →← 3−− + 3
+
265
SOLUCIONARI
3− + 2 →← 3−− + 3
+
→ + + −
3+] = 3
+] + 3+]
>
3− + 2←→ 3−
− + 3+
3− → 3−− + +
3+ = 3
+]
<
3− + 2←→ 3−
− + 3+
→ − + +
3+ = 3
+]
=
40. En solucions de la mateixa concentració de dos àcids febles monopròtics
HA i HB, es comprova que [A−] és més gran que [B−]. Justifica la certesa
o la falsedat de les afirmacions següents:
a) L’àcid HA és més fort que l’àcid HB.
b) El valor de la constant de dissociació de l’àcid HA és menor que el valor
de la constant de dissociació de l’àcid HB.
c) El pH de la solució de l’àcid HA és més elevat que el pH de la solució
de l’àcid HB.
(Prova de selectivitat real)
266
6Reaccions àcid-base
+ 2 →←− + 3
+ + 2 →←− + 3
+
−
−
41. Justifica la variació, si n’hi ha, del grau de dissociació quan es dilueix
amb aigua una solució 0,5 M d’àcid acètic.
(Prova de selectivitat real)
42. Raona la certesa o la falsedat de les afirmacions següents:
a) Amb la mateixa molaritat, com més feble és un àcid, menor
és el pH de les seves solucions.
b) A un àcid fort li correspon una base conjugada feble.
c) No hi ha mai solucions diluïdes d’un àcid fort.
d) L’àcid sulfúric és un àcid fort perquè té dos hidrògens en la seva
estructura molecular.
(Prova de selectivitat real)
267
SOLUCIONARI
43. Justifica amb quina de les dues espècies químiques de cada apartat
reaccionarà en major mesura el HF (aquós). Escriu les reaccions
corresponents:
a) NO3− o NH3
b) Cl− o NaOH
c) Mg(OH)2 o H2O
d) CH3−COOH o CH3−COO−
Dades: (Ka/Kb): HF = 6,6 ⋅ 10−4; HAc = 1,85 ⋅ 10−5; NH3 = 1,8 ⋅ 10−5
(Prova de selectivitat real)
K = ⋅ −4
−3
3
3
+4
+ 3 →←− +
+4
−
+ → + 2
2
+ 2 → 2 + 2
3−
3−−
3−− + →←
− + 3−
268
6Reaccions àcid-base
44. A 25 °C una solució d’amoníac conté 0,17 g d’aquest compost per litre
i està ionitzat en un 4,24 %. Calcula:
a) La constant d’ionització de l’amoníac a la temperatura indicada.
b) El pH de la solució.
(Prova de selectivitat real)
α =
[ ]NH
0,17 g
17 g mol
1,0 L
0,01mol
1,0 L3
NH1
3= =⋅
= =−
n
V00,01 M
NH3 + H2O →← NH4+
+ OH−
Concentració
inicial0,01 – –
Concentració
equilibri0,01 ⋅ (1 − α) 0,01α 0,01α
Kb4
3
2NH OH
NH
0,01
1= =
−=
⋅+ −[ ][ ]
[ ]
α
α
0 01 0 0424
0
2, ,
,,,
95761 877 10 5= ⋅ −
− = α = ⋅ = ⋅ −4
= − − = − ⋅ − = → =
= + → = − → =
45. L’àcid butanoic és un àcid feble de Ka = 1,85 ⋅ 10−5. Calcula:
a) El grau de dissociació d’una solució 0,02 M de l’àcid butanoic.
b) El pH de la solució 0,02 M.
c) El pH de la solució que resulta d’afegir 0,05 mols de HCl a 250 mL
d’una solució 0,02 M d’àcid butanoic. Suposem que el volum no varia.
(Prova de selectivitat real)
CH3(CH2)2COOH + H2O →← CH3(CH2)2COO− + H3O+
Concentració
inicial0,02 – –
Concentració
equilibri0,02 ⋅ (1 − α) 0,02α 0,02α
269
SOLUCIONARI
K a3
2H O BuO
HBu
0,02
1= =
−= ⋅ →
+ −−[ ][ ]
[ ]
α
αα1 85 10 5, == 0 03,
= − 3+ = − α = − ⋅ −4 =
3+
CH (CH ) COOH H O CH (CH ) COO H O
250 mL
3 2 2 2 3 2 2 3
a
+ +− +
K�
00,02 M
HCl H O Cl H O
0,05 mol
2 3+ → +− +
n M VHBu M L mol= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −0 02 250 10 5 103 3,
nHCl ,05 mol= 0
n = n3
+
x
HBu + H2O →← BuO− + H3O+
n equilibri 0,005 − x x 0,05 + x
K = ⋅ −5
K
n n
V
na
3
BuO H O
TOTAL
HBu
BuO H O
HBu
3
= =
⋅− +
− +
[ ][ ]
[ ]
2
VVTOTAL
→
→ ⋅ =
+ ⋅
−
=−1 85 10
0 05
0 250
0 005
0 250
052
,
( , )
,
,
,
( ,
x x
x
005
0 250 0 005
+ ⋅
⋅ −
x x
x
)
, ( , )
x
3+
1 85 100 05
0 25 0 0054 625 105 7,
,
, ,,⋅ =
⋅
⋅
→ = ⋅− −
xx
270
6Reaccions àcid-base
[ ] [ ] [ ]H O H O H O
V
3 TOTAL 3 HCl 3 HBu
HCl HBu
+ + += + =
=+n n
TTOTAL
0,05 mol
0,25 L0,2 M=
+=
x
= − 3+ = − → =
46. Una solució aquosa d’amoníac d’ús domèstic té una densitat
de 0,85 g cm−3 i el 8 % de NH3 en massa. Calcula:
a) La concentració molar d’amoníac en aquesta solució.
b) El pH de la solució resultant, si la solució anterior es dilueix
deu vegades.
c) Les concentracions de totes les espècies (NH3, NH4+, OH− i H+)
en la solució diluïda deu vegades.
Dada: Kb = 1,8 ⋅ 10−5.
(Prova de selectivitat real)
[ ]NH0,85 g sol. NH
1 mL sol.
1000 mL sol. NH
1 L so3
3 3= ⋅
ll. NH
8 g NH
100 g sol. NH
1 mol NH
17 g NH4 M
3
3
3
3
3
⋅
⋅ ⋅ =
M V M Vcc cc dil dil⋅ = ⋅
4 0 4M L) 10 (L) Mdil dil⋅ = ⋅ → =V M V M( ,
NH3 + H2O →← NH4+
+ OH−
Concentració
inicialC i – –
Concentració
equilibri0,4 ⋅ (1 − α⋅ ) 0,4α 0,4α
271
SOLUCIONARI
Kb4
3
2NH OH
NH= → ⋅ =
−
+ −−[ ][ ]
[ ]1 8 10
0 4
1
5,, α
α
α = ⋅ −3
− = ⋅ −3
= − − = + = →
→ =
3+
+4 = − = α = ⋅ −3
3 = ⋅ − α =
K = 3+ − = −14 →
→ =⋅
= ⋅+
−
−
−
−−[ ] =
[ ]H O
OH3
10 10
2 68 103 73 10
14 14
3
1
,, 22 M
47. Una solució 0,01 M d’àcid hipoclorós té un pH de 4,75. Calcula
la constant de dissociació d’aquest àcid.
(Prova de selectivitat real)
HClO + H2O →← ClO− + H3O+
Concentració
inicial0,01 – –
Concentració
equilibri0,01 − x x x
= − 3+ = − x = → x⋅ = ⋅ −5
K
Kx
xa
32H O ClO
HClO 0,01= =
−=
=⋅
+ −
−
[ ][ ]
[ ]
( , )1 78 10 5 22
5
8 8
0 01 1 78 103 17 10 3 17 10
, ,, ,
− ⋅= ⋅ → = ⋅
−− −
K a
48. Per preparar 0,50 L de solució d’àcid acètic 1,2 M disposem d’un àcid
acètic comercial del 96 % de riquesa en pes i densitat 1,06g/mL.
Sabem que la Ka (acètic) = 1,8 ⋅ 10−5.
a) Calcula el volum de solució d’àcid acètic comercial necessari
per preparar la solució desitjada.
272
6Reaccions àcid-base
b) Determina el pH de la solució obtinguda.
c) Calcula el grau de dissociació de l’àcid acètic en la solució preparada.
(Prova de selectivitat real)
[ ]CH COOH1,06 g sol.
1 mL sol.
1000 mL s3 comercial = ⋅
ool.
1 L sol.
96 g àcid
100 g sol.
1 mol àcid
60 g àcid
⋅
⋅ ⋅ == 16,96 M
M V M V
VM V
M
cc cc dil dil
ccdil dil
cc
1,2 M 0
⋅ = ⋅
→ =
⋅
=
⋅
→
,,5 L
16,96 M0,035 L (35 mL)=
CH3COOH + H2O →← CH3COO− + H3O+
Concentració
inicial1,2 – –
Concentració
equilibri1,2 ⋅ (1 − α) 1,2α 1,2α
K a3
2H O Ac
HAc
1,2
1= =
−= ⋅ → =
+ −−
[ ][ ]
[ ]
α
αα1 8 10 3 85, , 77 10 3⋅ −
= − 3+ = − α = − ⋅ −3 =
α = ⋅ −3
49. Una solució aquosa d’àcid cianhídric (HCN) 0,01 M té un pH de 5,6.
Calcula:
a) La concentració de totes les espècies químiques presents.
b) El grau de dissociació de HCN i el valor de la seva constant d’acidesa.
(Prova de selectivitat real)
HCN + H2O →← CN− + H3O+
Concentració inicial 0,01 – –
Concentració equilibri 0,01 − x x x
273
SOLUCIONARI
= − 3+ = − x = → x⋅ = ⋅ −
3+ = − = ⋅ −
= − x = ⋅ −3
K = 3+ − = −14 → − = ⋅ −
α = =
⋅
= ⋅
−
−x
C i
2 51 10
0 012 51 10
64,
,,
Kx
xa
32H O CN
HCN 0,01= =
−=
⋅+ − −[ ][ ]
[ ]
( , )
,
2 51 10
0
6 2
001 2 51 10
6 30 10 6 30 10
6
10 10
− ⋅=
= ⋅ → = ⋅
−
− −
,
, ,K a
50. L’àcid làctic és el responsable del cruiximent que tenim després de fer
exercici físic de manera intensa sense estar-hi avesats. Des del punt
de vista químic, és un àcid feble que podem indicar com HL. Quan
mesurem el pH d’una solució 0,05 M d’aquest àcid, obtenim un valor
de 2,59. Calcula:
a) La concentració de H+ en la solució.
b) El valor de la seva constant d’acidesa.
c) La concentració de OH− de la solució.
(Prova de selectivitat real)
HL + H2O →← L− + H3O+
Concentració inicial 0,05 – –
Concentración equilibri 0,05 − x x x
= − 3+ = − x = → x⋅ = ⋅ −3 →
→ 3+ = ⋅ −3
Kx
xa
32H O L
HL 0,05= =
−=
⋅+ − −[ ][ ]
[ ]
( , )
,
2 57 10
0 05
3 2
−− ⋅=
= ⋅ → = ⋅
−
− −
2 57 10
1 39 10 1 39 10
3
4 4
,
, ,K a
K = 3+ − = −14 → − = ⋅ −12
274
6Reaccions àcid-base
51. Calcula el pH d’una solució 0,2 M d’àcid metanoic (Ka = 1,0 ⋅ 10−4).
Calcula també el pH i el grau de dissociació de l’àcid fòrmic quan
a 40 mL d’aquesta solució hi afegim 10 mL de HNO3 0,05 M.
(Prova de selectivitat real)
HCOOH + H2O →← HCOO− + H3O+
Concentració inicial 0,2 – –
Concentració equilibri 0,2 − x x x
Kx
xxa
32H O HCOO
HCOOH 0,2= =
−= ⋅ → =
+ −−
[ ][ ]
[ ]1 0 10 4, 44 47 10 3, ⋅ −
= − 3+ = − x = − ⋅ −3 =
3+
HCOOH H O HCOO H O
40 mL 0,2 M
2 3
a
+ +− +
K�
HNO H O NO H O
10 mL 0,05 M
3 2 3+ → +− +3
n M VHCOOH M L mol= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −0 2 40 10 8 103 3,
n M VHNO-4
3M L 5 10 mol= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅
−0 05 10 10 3,
3 n3
= n3
+
HCOOH + H2O →← HCOO− + H3O+
n equilibri 0,008 − x x 0,0005 + x
K
n n
Va
3
HCOO H O
TOTALHCOO H O
HCOOH
3
= =
⋅− +
− +
[ ][ ]
[ ]
2
nn
V
HCOOH
TOTAL
→
275
SOLUCIONARI
→ ⋅ =
+ ⋅
−=
−1 0 10
0 0005
0 050
0 008
0 050
04
2
,
( , )
,
,
,
(
x x
x
,, )
, ( , )
0005
0 05 0 008
+ ⋅
⋅ −
x x
x
x
3+
x
x2 + ⋅ −4x − − =
x = ⋅ −5
[ ] [ ] [ ]H O H O H O3 TOTAL 3 HNO 3 HCOOHHNO H
3
3+ + += + =+n n CCOOH
TOTAL
0,0005 mol
0,05 L
0,0005
V=
=+
=+ ⋅x 6 95 1, 00 5−
=mol
0,05 L0,0114 M
= − 3+ = − → =
α = =
⋅
= ⋅
−
x
n i
6 95 10
0 0088 7 10
53,
,, –
52. Es dissolen 23 g d’àcid metanoic, HCOOH, en aigua fins a obtenir
10 L de solució. La concentració de H3O+ és 0,003 M.
a) Calcula el grau de dissociació de l’àcid en solució.
b) Calcula el valor de la constant Ka.
(Prova de selectivitat real)
[ ]HCOOH
23 g
46 g mol
10 LM
1
= = =⋅
=−
n
V
m
Mm
V0 05,
276
6Reaccions àcid-base
HCOOH + H2O →← HCOO− + H3O+
Concentració
inicial0,05 – –
Concentració
equilibri0,05 − x x x = 0,003 M
α = = =
x
C i
0 003
0 050 06 6
,
,, ( %)
K
K
x
x
a3
2
H O HCOO
HCOOH
0,05
= =
=−
=
+ −[ ][ ]
[ ]
0 003
0 0
2,
, 55 0 0031 91 10 1 91 104 4
−= ⋅ → = ⋅− −
,, ,K a
53. Es prepara una solució d’un àcid feble com l’acètic (etanoic) dissolent
0,3 mols d’aquest àcid en aigua. El volum total de la solució és de 0,05 L.
Si la solució resultant té un = 2, quina serà la concentració molar
dels ions hidroni? Calcula la constant d’acidesa de l’àcid acètic.
(Prova de selectivitat real)
[ ]CH COOH0,3 mol
0,05 LM3 = = =
n
V6
CH3COOH + H2O →← CH3COO− + H3O+
Concentració
inicial6 – –
Concentració
equilibri6 − x x x
= − 3+ = − x = → x = → 3
+ =
K
Kx
xa
3 3
3
2H O CH COO
CH COOH 6= =
−=
−
+ −[ ][ ]
[ ]
0 01
6 0
2,
,0011 67 10
1 67 10
5
5
= ⋅ →
→ = ⋅
−
−
,
,K a
277
SOLUCIONARI
54. Quin és el percentatge d’ionització de l’àcid acètic en aigua per a les dues
concentracions següents: 0,6 M i 6,0 ⋅ 10−4 M.
Explica’n la diferència del resultat.
Dada: Ka = 1,85 ⋅ 10−5.
(Prova de selectivitat real)
CH3COOH + H2O →← CH3COO− + H3O+
Concentració
inicialCi – –
Concentració
equilibriCi ⋅ (1 − α) Ci ⋅ α Ci ⋅ α
C =
K a3
2H O Ac
HAc
0,6
1= =
−= ⋅ → =
+ −−[ ][ ]
[ ]
α
αα1 85 10 55, ,555 10 3⋅ −
C = ⋅ −4
K a3
4 2H O Ac
HAc
6 10
1= =
⋅
−= ⋅ →
→
+ − −−
[ ][ ]
[ ]
α
α1 85 10 5,
66 10 0 164⋅ + ⋅ − ⋅ = → =− − −α α α2 51,85 10 1,85 10 05 ,
55. Normalment, l’àcid fluorhídric concentrat té una concentració del 49 %
en pes i una densitat de 1,17 g/mL.
a) Calcula la molaritat d’aquesta solució.
b) Calcula’n el pH. Sabem que Ka = 3,55 ⋅ 10−4.
c) Si es barregen 450 mL d’aquesta solució amb 750 mL de solució
d’àcid fluorhídric 2,5 M, quina serà la molaritat de la solució resultant?
(Prova de selectivitat real)
[ ]HF1,17 g sol.
1 mL sol.
1000 mL sol.
1 Lcomercial = ⋅
ssol.
49 g àcid
100 g sol.
1 mol àcid
20 g àcid28,6
⋅ ⋅
⋅ = 77 M
278
6Reaccions àcid-base
HF + H2O →← F− + H3O+
Concentració inicial 28,67 – –
Concentració equilibri 28,67 − x x x
Kx
x
x
a3
2H O F
HF 28,67= =
−= ⋅ →
=
+ −−
[ ][ ]
[ ]3 55 10
0
4
2
,
→ ++ ⋅ − =−3 55 10 0 0102 0 10084, , ,x x→
= − 3+ = − x = − = →
→ =
n M VHFcc M L 12,90 mol= ⋅ = ⋅ ⋅ =−28 67 450 10 3,
n M VHF dil M L 1,875 mol= ⋅ = ⋅ ⋅ =−2 5 750 10 3,
[ ]HFm
mesclaHF cc HF dil
TOTAL
=+
=+n n
V
12 90 1 875, , ool
1,2 L12,31 M=
56. Escriu la reacció de l’àcid acètic amb l’aigua, l’expressió de la constant
d’acidesa i calcula el pH d’una solució 0,25 M d’àcid acètic. Escriu la
reacció de la base conjugada de l’àcid acètic amb l’aigua, l’expressió
de la constant de basicitat i calcula el seu valor numèric.
Dada: Ka (acètic) = 1,8 ⋅ 10−5.
(Prova de selectivitat real)
CH3COOH + H2O →← CH3COO− + H3O+
Concentració inicial 0,25 – –
Concentració equilibri 0,25 − x x x
Kx
xxa
32H O Ac
HAc 0,25= =
−= ⋅ → =
+ −−
[ ][ ]
[ ]1 8 10 2 15, , 22 10 3⋅ − M
= − 3+ = − x =
3− + 2
←→ 3 + −
279
SOLUCIONARI
Kb
OH HAc
Ac=
−
−
[ ][ ]
[ ]
K K K KK
Kw a b b
w
a 1,8 10M= ⋅ → = =
⋅
= ⋅
−
−
−10
5 55 1014
5
10,
57. Les solucions d’àcid «fòrmic» (metanoic) poden produir cremades
a la pell; algunes formigues (formica) el fan servir com a mecanisme
de defensa. Tenim 250 mL d’una solució de metanoic que conté
1,15 g d’aquest àcid.
Dada: Ka = 2 ⋅ 10−4.
a) Calcula el pH de la solució.
b) Si a 9 mL de la solució anterior afegim 6 mL d’una solució de NaOH
0,15 M, explica si la solució resultant serà àcida, neutra o bàsica.
(Prova de selectivitat real)
[ ]HCOOH
1,15 g
46 g mol
0,250 LM
1
= = =⋅
=−
n
V
m
Mm
V0 1,
HCOOH + H2O →← HCOO− + H3O+
Concentració inicial 0,1 – –
Concentració equilibri 0,1 − x x x
Kx
xxa
32H O HCOO
HCOOH 0,1= =
−= ⋅ → =
+ −−[ ][ ]
[ ]2 10 44 ,337 10 3⋅ −
= − 3+ = − x =
HCOOH NaOH HCOONa H O
mL M 6 mL 0,15 M
2+ → +
9 0 1,
n M VNaOH3 40,15 M 6 10 L 9,0 10 mol base= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −
n M VHCOOH3 40,1 M 9 10 L 9,0 10 mol àcid= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −
→ + + −
+
280
6Reaccions àcid-base
−
HCOO H O HCOOH OH2
b− −+ +
K�
− > 3+ >
58. Calcula el pH d’una solució d’amoníac 0,1 M si saps que la 0,1 M si
Kb = 1,8 ⋅ 10−5 i el volum d’aquesta solució necessari per neutralitzar
100 mL d’àcid sulfúric 0,2 M.
(Prova de selectivitat real)
K
NH3 + H2O →← NH4+
+ OH+
Concentració
inicial0,1 – –
Concentració
equilibri0,1 ⋅ (1 − α⋅ ) 0,1α 0,1α
Kb4
3
2NH OH
NH= → ⋅ =
−
+ −−[ ][ ]
[ ]1 8 10
0 1
1
5,, α
α
α =
− = ⋅ −3 → = − − =
+ =
= − → =
2 NH H SO (NH ) SO
M 100 mL 0,2 M
3 2 4 4 2 4+ →
V ? ,0 1
VNH 2 4
2 4
2 4
3
30,1 L H SO
0,2 mol H SO
1 L H SO
2 mol NH
1 m= ⋅ ⋅
ool H SO
1 L NH
0,1 mol NH0,4 L (400 mL)
2 4
3
3
⋅
⋅ =
59. Tenim una solució d’àcid nítric de pH pH = 2,30.
a) Determina el nombre de mols d’ió nitrat en solució. Sabem que el
volum de la solució és de 250 mL.
281
SOLUCIONARI
b) Calcula la massa d’hidròxid de sodi necessària per neutralitzar 25 mL
de la solució anterior.
c) Determina el pH de la solució obtinguda en afegir 25 mL d’hidròxid
sòdic 0,001 M a 25 mL de la primera solució d’àcid nítric. Suposem
que els volums són additius.
(Prova de selectivitat real)
HNO3 → NO3−
+ H+
Concentració inicial Ci – –
Concentració final – C i C i
−3 = + = − = − = ⋅ −3
250 10 L sol. nitrat5,012 10 mol nitrat
1 L s
33
⋅ ⋅
⋅−
−
ool. nitratmol= ⋅
−1 25 10 3,
HNO NaOH NaNO3 + → 33 2H O
5 mL M
,
+
⋅−2 5 012 10 3 m??
25 10 L sol. àc. nítric5,012 10 mol àcid
1
33
⋅ ⋅
⋅−
−
LL sol. àcid
1 mol NaOH
1 mol àcid
40 g NaOH
1 mol N
⋅
⋅ ⋅
aaOHg NaOH= ⋅
−5 012 10 3,
n M VNaOH 0,001 M 025 L 2,5 10 mol inicials= ⋅ = ⋅ = ⋅−0 5,
n M VHNO3 4
35,012 10 M L 5 10 mol in= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅
− −0 025 1 2, , iicials
3
n n nHNO3excés inicials neutralitzats
1,25 1
= − =
= ⋅ 00 5 10 mol5− − −
− ⋅ = ⋅4 42 1 10,
+
282
6Reaccions àcid-base
3
3 = +
[ ]Hexcés 1 10 mol
0,05 L2 10 M
total
+
−
−= =
⋅= ⋅
n
V
43
= − + = − ⋅ −3 =
60. Determina:
a) La concentració d’una solució d’àcid benzoic, àcid monopròtic de fórmula
C6H5COOH, sabent que per neutralitzar 20 mL d’aquesta solució
s’han fet servir 15,2 mL de solució d’hidròxid de bari 0,5 M.
b) Sabent que l’hidròxid de bari és una base forta, determina el valor
del pH en el punt d’equivalència.
Dada: Ka (C6H5COOH) = 6,5 ⋅ 10−5.
(Prova de selectivitat real)
2 C H COOH Ba(OH) C H COO) Ba H O
20 mL ? 1
6 5 2 6 5 2 2+ → +( 2
M 55,2 mL 0,5 M
[ ]C H COOH 2 10 L base0,5 mol base
1 L base6 5
3= ⋅ ⋅ ⋅−15,
⋅⋅ ⋅⋅
=−
2 mol àcid
1 mol base
1
20 10 L àcid0,76 M
3
5 2 → 2+ + 5−
[ ]( ,C H COO) Ba 2 10 L base
0,5 mol base
1 L
6 5 23= ⋅ ⋅
⋅
−15
bbase
1mol sal
1 mol base
1
35,2 10 L solució0,
3⋅ ⋅
⋅=
−2216 M
5−
5
C H COO H O C H COOH OH6 5 2 6 5
b− −+ +
K�
283
SOLUCIONARI
C6H5COO− + H2O →← C6H5COOH + OH−
Concentració
inicial0,432 – –
Concentració
equilibri0,432 − x x x
K K K KK
Kw a b b
w
a
14
5
1010
6,5 101,54 10= ⋅ → = =
⋅
= ⋅
−
−
−
K
x
b6 5
6 5
C H COOH OH
C H COO= →
→ ⋅ =
−
−
−
[ ][ ]
[ ]
1 54 10 102
,00 432
8 16 10 6
,,
−→ = ⋅ −
xx
− = x = ⋅ −
= − − = − ⋅ − →
→ = = − =
61. Es preparen dues solucions, una amb 1,61 g d’àcid metanoic en aigua
fins a un volum de 100 mL i una altra de HCl amb el mateix volum
i la mateixa concentració. Calcula:
a) El grau de dissociació de l’àcid metanoic.
b) El pH de les dues solucions.
c) El volum d’hidròxid potàssic 0,15 M necessari per assolir el punt
d’equivalència, en una neutralització àcid-base, de la solució
de l’àcid metanoic.
d) Els grams de NaOH que afegits a la solució de HCl proporcionaran
un pH = 1. Considerem que el volum no varia.
Dades: Ka (metanoic) = 2 ⋅ 10−4.
(Prova de selectivitat real)
[ ]HCOOH
1,61 g
46 g mol
0,100 LM
1
= = =⋅
=−
n
V
m
Mm
V0 35,
HCOOH + H2O →← HCOO− + H3O+
Concentració
inicial0,1 – –
Concentració
equilibri0,35 ⋅ (1 − α) 0,35α 0,35α
284
6Reaccions àcid-base
K a3
2H O HCOO
HCOOH
0,35
1= =
−= ⋅ → =
+ −−[ ][ ]
[ ]
α
αα2 10 4 00 024,
= − 3+ = − α = − ⋅ −3 = →
→ =
= 3+
= − 3+ = − = → =
HCOOH KOH HCOOK H O
100 mL 0,35 M ? 0,
2+ → +
V 115 M
VKOH300 10 L HCOOH
0,35 mol àcid
1 L àcid
1 mol b= ⋅ ⋅ ⋅
−1aase
1 mol àcid
1 L sol. KOH
0,15 mol KOH0,233 L (23
⋅
⋅ = 33 mL)
HCl NaOH NaCl H O
100 mL 0,35 M ?
pH
2
fi
+ → +
m
nnal 1=
= − 3+ = → 3
+] =
n = M ⋅ V
n n nH O H O H O3 3 3neutralitzats inicials final+ + += − ss
0,35 M 0,1 L 0,1 M 0,1 L 0,025 mol
=
= ⋅ − ⋅ =
mNaOH 5 mol HCl1 mol base
1 mol àcid
40 g base
1= ⋅ ⋅0 02,
mmol NaOH1,0 g=
62. En una solució aquosa, un àcid benzoic 0,05 M està ionitzat
en un 3,49 %. Calcula:
a) La constant d’ionització en aigua d’aquest àcid.
285
SOLUCIONARI
b) El pH de la solució que s’obté en diluir amb aigua 3 mL de l’àcid
0,05 M fins a un volum de 10 mL.
c) El volum de KOH 0,1 M necessari per neutralitzar 20 mL de l’àcid
0,05 M.
(Prova de selectivitat real)
C6H5COOH + H2O →← C6H5COO− + H3O+
Concentració
inicial0,05 – –
Concentració
equilibri0,05 ⋅ (1 − α) 0,05α 0,05α
K a3 6 5
6 5
2
H O C H COO
C H COOH
1
= =
=−
=
+ −[ ][ ]
[ ]
0 05 0, ,α
α
005 0 0349
1 0 03496 3 10 6 31 10
25 5⋅
−= ⋅ → = ⋅− −,
,, ,K a
M V M Vcc cc dil dil⋅ = ⋅
0 05 3 0 015, ,M mL 10 mL Mdil dil⋅ = ⋅ → =M M
C6H5COOH + H2O →← C6H5COO− + H3O+
Concentració
inicial0,015 – –
Concentració
equilibri0,015 − x x x
Kx
xa
3 6 5
6 5
2H O C H COO
C H COOH 0,015= =
−=
+ −[ ][ ]
[ ]6 3, 11 10
9 73 10
5
4
⋅ →
→ = ⋅
−
−x ,
= − 3+ = − x = − ⋅ −4 → =
x x = ⋅ −4
x x = ⋅ −4
=
=
286
6Reaccions àcid-base
C H COOH KOH C H COOK H O
20 mL 0,05 M ? 0,1 M
6 5 6 5 2+ → +
V
VKOH L àcid0,05 mol àcid
1 L àcid
1 mol base
1 m= ⋅ ⋅0 02,
ool àcid
1 L KOH
0,1 mol KOH0 L (10 mL)
⋅
⋅ = ,01
63. Volem preparar 200 mL d’àcid clorhídric 0,4 M a partir d’un àcid
comercial d’1,18 g/mL de densitat i una riquesa del 36,2 % en pes.
Calcula:
a) La molaritat de l’àcid comercial.
b) Quants mL d’àcid comercial fan falta?
c) El pH obtingut en afegir 15 mL d’hidròxid sòdic 0,15 M a 5 mL
d’àcid clorhídric 0,4 M.
d) Quants mL d’hidròxid sòdic 0,15 M neutralitzaran 5 mL d’àcid
clorhídric 0,4 M?
(Prova de selectivitat real)
[ ]HCl1,18 g sol.
1 mL sol.
1000 mL sol.
1comercial = ⋅
LL sol.
36,2 g àcid
100 g sol.
1 mol àcid
36,5 g àcid
⋅ ⋅
⋅ == 11,7 M
M V M Vcc cc dil dil⋅ = ⋅
11 7 6 84, ,M 0,4 M 200 mL mLcc cc⋅ = ⋅ → =V V
HCl NaOH NaCl H O
mL M 15 mL 0,15 M
2+ → +
5 0 4,
n M VNaOH3 30,15 M 15 10 L 2,25 10 mol base= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −
n M VHCl3 30,4 M 5 10 L 2,0 10 mol àcid= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −
n n nNaOH excés inicials neutralitzats
2,25 1
= − =
= ⋅ 00 0 10 mol3 3− − −
− ⋅ = ⋅2 2 5 10 4, ,
287
SOLUCIONARI
= −
[ ]OHexcés 2,5 10 mol
0,02 L0,0125 M
total
−−
= =⋅
=n
V
4
= − − = − = →
→ = =
HCl NaOH NaCl H O
mL M ? 0,15 M
2+ → +
5 0 4, V
VNaOH L HCl0,4 mol àcid
1 L àcid
1 mol base
1 m= ⋅ ⋅0 005,
ool àcid
1 L NaOH
0,15 mol NaOH0 L (13,3 mL)
⋅
⋅ = ,0133
64. L’àcid nitrós és un àcid feble, amb una constant de dissociació
Ka = 4,3 ⋅ 10−4.
a) Escriu la reacció de neutralització de l’àcid nitrós amb l’hidròxid
de bari.
b) Calcula la concentració que ha de tenir una solució d’àcid nitrós
si volem que el seu pH sigui igual al d’una solució d’àcid clorhídric
0,01 M.
c) Determina la massa d’hidròxid de bari necessària per neutralitzar
10 cm3 de la solució d’àcid nitrós de l’apartat b).
Dades: masses atòmiques: H = 1, N = 14, O = 16, Ba = 137,3
(Prova de selectivitat real)
2 HNO Ba(OH) Ba(NO ) 2 H O2 2 2 2 2+ → +
+ 2 → − + 3+
= 3+ =
= − 3+ = − =
288
6Reaccions àcid-base
HNO2 + H2O →← NO2− + H3O
+
Concentració
inicialCi – –
Concentració
equilibriCi − x x x
K = ⋅ −4
x = 3+ =
Kx
C x
C
a2 3
2
42
i
i
[NO ] [H O ]
[HNO ]4,3 10= → =
=
+––·
–
[[HNO ] 0,24 mol dm23
= · –
2 HNO Ba(OH) Ba(NO ) 2 H O
10 c
2 2 2 2 2 + → +
mm 0,24 M g?3
0,01 L sol. HNO 0,24 mol HNO
1L sol. HN2
2·
OO
1 mol Ba(OH)
2 mol HNO
171,3 g B
2
2
2
· ·
·aa(OH)
1 mol Ba(OH)0,21 g Ba(OH)
2
2
2=
65. L’equació termoquímica corresponent a la reacció de neutralització
en una solució aquosa és:
H+(aq) + OH−
(aq) → H2O (l) ∆H º = −54 kJ · mol−1
a) Calcula quina quantitat de calor correspon a la neutralització de 25 cm3
d’àcid clorhídric 2 M amb 25 cm3 d’hidròxid de sodi 2 M.
b) La solució s’escalfarà o es refredarà?
c) Si la massa de la solució anterior és de 52 g i estava a 20 °C, calcula
la temperatura final de la solució.
Dada: capacitat calorífica de l’aigua: 4,18 J ⋅ g−1K−1
(Prova de selectivitat real)
HCl NaOH NaCl H O º 54 kJ 2 – · + → + =∆H mmol
25 cm M 25 cm M
1
3 3
–
2 2
289
SOLUCIONARI
0,025 L sol. HCl2 mol HCl
1L sol. HCl
5· ·
44 kJ
1 mol HCl2,7 kJ =
∆H º <
Q = m ⋅ ce ⋅ ∆t → ⋅ 3 = ⋅ ⋅ −1 ⋅ −1 ⋅ t −
t t =
66. L’àcid fòrmic, o metanoic, té com a constant d’ionització
Ka = 1,77 ⋅ 10−4 a 25 °C.
a) Troba el pH d’una solució 0,02 M d’àcid fòrmic.
b) Determina el volum de solució d’hidròxid de sodi 0,015 M que serà
necessari per neutralitzar 30 cm3 de la solució de l’àcid.
c) Justifica si en el punt d’equivalència de la valoració el pH serà menor,
igual o més gran que 7.
(Prova de selectivitat real)
HCOOH + H2O →← HCOO− + H3O+
Concentració
inicial0,02 – –
Concentració
equilibri0,02 − x x x
K = ⋅ −4
Kx
a3 4
2[HCOO ] [H O ]
[HCOOH]1,77 10 ·
––
= → =
+
00,02 – x
− x ≅ x
x = 3+ = ⋅ −3 ⋅ −3
x = 3+ = ⋅ −3 ⋅ −3
= − 3+ = − ⋅ −3 =
290
6Reaccions àcid-base
= − 3+ = − ⋅ −3 =
HCOOH NaOH HCOONa H O
30 cm 0,02 M V?
2
3
+ → +
0,015 M
0,03 L sol. HCOOH0,02 mol HCOOH
1L sol. H·
CCOOH
1 mol NaOH
1 mol HCOOH
1 L sol
· ·
· .. NaOH
0,015 mol NaOH0,040 L 40 cm sol. N3= = aaOH 0,015 M
−
aq → +aq + −
aq
−
− + 2←→ + −
+
−
67. El clorur d’hidrogen és un gas molt soluble en aigua i la seva solució
aquosa s’anomena àcid clorhídric. Es pot obtenir mitjançant reacció
del clorur de sodi amb àcid sulfúric concentrat.
a) Escriu la reacció corresponent a l’obtenció de clorur d’hidrogen
a partir dels compostos anteriors.
b) Calcula el pH de la solució obtinguda si el clorur d’hidrogen format
a partir d’1 g de clorur de sodi es dissol en 0,5 L d’aigua.
c) Calcula quina concentració i quin pH haurà de tenir una solució
de NaOH perquè 1 L d’aquesta solució neutralitzi la solució d’àcid
clorhídric de l’apartat anterior.
Dades: masses atòmiques: H = 1; O = 16; Na = 23;
Cl = 35,5; Kw = 1.0 ⋅ 10−14
(Prova de selectivitat real)
291
SOLUCIONARI
+ 2 4 → + 2 4
+ 2 4 → + 4
−
1g NaCl1 mol NaCl
58,5 g NaCl
2 mol HCl· ·
22 mol NaCl0,017 mol HCl
[HCl]0,017 mol
=
=
HCl
0,5 L sol.0,034 mol dm 3
= ⋅–
= 3+ = ⋅ −3
= − 3+ = −
HCl NaOH NaCl H O
0,5 L 0,034 M
2+ → +
1 L M?
0,5 L sol. HCl0,034 mol HCl
1L sol. HCl· ·
1 mol NaOH
1 mol HCl0,017 mol NaOH
[NaO
=
HH]0,017 mol NaOH
1 L sol.0,017 mol dm 3= = · –
= − = −3
= − − = − =
= − = − =
68. En la valoració del NH3 contingut en 50 mL d’un producte de neteja
es van gastar 20 mL de H2SO4 0,1 M.
a) Dibuixa el muntatge experimental per fer aquesta volumetria. Indica
en el dibuix els materials i les substàncies utilitzades.
292
6Reaccions àcid-base
b) En el laboratori disposem de fenolftaleïna (interval de viratge 8,3-10)
i taronja de metil (interval de viratge 3,1-4,4). Proposa quin és
l’indicador més adequat per fer aquesta valoració i escriu
les reaccions químiques que justifiquen la teva elecció.
c) Calcula la concentració molar d’amoníac en el producte de neteja.
(Prova de selectivitat real)
3 2 4
3
2 4
3 + 2 → 4 2 4
4 2 → +4 + 4
2−
NH H O NH H O4 2 3 3
a+ ++ +
K�
3+ > − <
2 NH H SO NH ) SO
50 mL ? 20 mL 0,1 M
3 2 4 4 2 4+ → (
M
[ ]NH 20 10 L àcid0,1 mol àcid
1 L àcid
2 mol bas3
3= ⋅ ⋅ ⋅− ee
1 mol àcid
1
50 10 L àcid0,08 M
3
⋅
⋅⋅
=−
69. L’àcid acètic és un àcid monopròtic feble que prové de l’oxidació
de l’etanol (alcohol etílic) i es troba en el vinagre de vi. Valorem 15 mL
d’una solució d’àcid acètic amb una solució de NaOH 0,860 M, i la corba
de valoració obtinguda és la que es representa a la figura.
293
SOLUCIONARI
4 12
14
12
4
2
a) Calcula la molaritat de la solució d’àcid acètic.
b) Observa la corba, indica el pH de la solució de l’àcid acètic
i calcula el grau d’ionització de l’àcid en aquesta solució.
c) Calcula la Ka de l’àcid acètic.
(Prova de selectivitat real)
CH COOH NaOH CH COONa H O
15 mL ? 10 mL 0,860 M
3 3 2+ → +
M
[ ]CH COOH 10 10 L NaOH0,860 mol base
1 L base3
3= ⋅ ⋅ ⋅
⋅
−
11 mol àcid
1 mol base
1
15 10 L àcid0,573 M
3⋅
⋅=
−
CH3COOH + H2O →← CH3COO− + H3O+
Concentració
inicial0,015 – –
Concentració
equilibri0,573 ⋅ (1 − α) 0,573α 0,573α
= − 3+ = − α = →
→ α = ⋅ −3
294
6Reaccions àcid-base
K a3 6 5
6 5
2H O C H COO
C H COOH 1= =
−=
=
+ −[ ][ ]
[ ]
0 573
0
, α
α
,, ( , ),
573 5 52 101 76 10
35⋅ ⋅
− ⋅= ⋅ → =
−−
2
-3 a1 5,52 10
K 11 76 10 5, ⋅ −
70. Fem reaccionar una certa quantitat de NaCl amb H2SO4 segons l’equació:
2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl. El resultat es valora amb una solució
de NaOH 0,5 M. Es consumeixen 20 mL de la solució. Quants grams de
NaCl han reaccionat?
(Prova de selectivitat real)
+ → + 2
mNaCl 20 L NaOH0,5 mol NaOH
1 L NaOH
1 mol HCl
1 m= ⋅ ⋅0 0,
ool NaOH
2 mol NaCl
2 mol
Valoració6 744444 844444
⋅
⋅
HHCl
58,5
Reaccióde l’enunciat
1 244444 344444
⋅
gg NaCl
1 mol NaCl0,585 g=
71 10 mL d’una solució aquosa d’hidròxid de sodi es barregen amb
20 mL d’una altra solució d’àcid clorhídric 1 M. La mescla obtinguda
té caràcter àcid i necessita per a la seva valoració 15 mL d’hidròxid
de sodi 0,5 M. Calcula:
a) La concentració de la solució inicial d’hidròxid de sodi en g ⋅ L−1.
b) El pH de la solució àcida obtinguda en barrejar les solucions inicials
d’hidròxid de sodi i àcid clorhídric.
(Prova de selectivitat real)
HCl NaOH NaCl H O
20 mL 1 M 10 mL ? pH 7
2+ → + ⇒
<M
⇒ < +Mescla pH 7 (HCI no neutralitzat) NaOH (neutrallitza la mescla)
15 mL 0,5 M
295
SOLUCIONARI
nHCl excés 15 L NaOH0,5 mol NaOH
1 L NaOH
1 mol= ⋅ ⋅0 0,
HHCl
1 mol NaOH
mol
=
= ⋅−7 5 10 3,
n n nHCl neutralitzats al principi inicials ex= − ccés
2 5 10 mol3
=
= − ⋅ =−0 0 7 0 0125, , ,
⋅ −1
CNaOH 3
0,0125 mol NaOH
10 10 L NaOH
40 g NaOH
1 mol=
⋅
⋅
− NNaOH50 g L 1
= ⋅−
= 3+
[ ]H Oexcés 7,5 10 mol
0,03 L0,25 M3
total
+−
= =⋅
=n
V
3
= − 3+ = − = → =
72. Es valora una solució aquosa d’àcid acètic amb hidròxid sòdic.
Calcula la concentració de l’àcid si sabem que 25 mL han necessitat
20 mL de NaOH 0,1 M per assolir el punt d’equivalència.
(Prova de selectivitat real)
CH COOH NaOH CH COONa H O
25 mL ? 20 mL 0,1 M
3 3 2+ → +
M
[ ]CH COOH 20 10 L NaOH0,1 mol base
1 L base
1 mo3
3= ⋅ ⋅ ⋅− ll àcid
1 mol base
1
25 10 L àcid0,08 M
3
⋅
⋅⋅
=−
296
6Reaccions àcid-base
73. Es valoren 20 mL d’una solució 0,50 M d’àcid acètic (àcid feble)
amb una solució 1,0 M d’hidròxid de potassi.
a) Calcula el volum de la solució d’hidròxid de potassi que es necessitarà
per assolir el punt d’equivalència.
b) Raona, escrivint la reacció corresponent, si el pH en el punt
d’equivalència serà 7, més gran que 7 o més petit que 7.
c) Explica, indicant el material necessari i el procediment seguit, com
prepararies al laboratori 50 mL d’una solució d’àcid acètic 0,25 M
a partir de la solució 0,50 M de l’enunciat.
(Prova de selectivitat real)
CH COOH KOH CH COOK H O
20 mL 0,5
3 3 2+ → +
MM V ? 1,0 M
0,02 L sol. CH COOH0,5 mol CH COOH
1L sol.3
3⋅
CH COOH
1 mol KOH
1 mol CH COOH
1 L sol.
3 3
⋅ ⋅
⋅ KOH
1 mol KOH0,010 L 10 mL sol. KOH 1,0 M= =
3
3
3 aq → 3−
aq + +aq
3−
3
3− + 2 →← 3 + −
+
3−
0,05 L sol. diluïda0,25 mol CH COOH
1L sol
3⋅
.. diluïda
1 L sol. 0,5 M
0,5 mol CH COOH
0
3
⋅ =
= ,,025 L solució 0,5 M
297
SOLUCIONARI
74. Es disposa d’una solució d’hidròxid de potassi del 2,380 % en massa
i densitat 1,020 g cm−3.
a) Calcula el pH d’aquesta solució.
b) S’utilitza aquesta solució per valorar 20,0 cm3 d’una solució d’àcid
sulfúric i s’arriba al punt d’equivalència amb un volum de 18,2 cm3.
Calcula la molaritat de l’àcid sulfúric.
c) Explica el procediment que seguiries al laboratori per dur a terme
la valoració anterior, indicant el material i l’indicador emprats.
Podries llençar per la pica del laboratori la solució un cop valorada?
Dades: K = 39,1; H = 1,0; O = 16,0
(Prova de selectivitat real)
aq → +aq + −
aq
3
2,380 g KOH
100 g sol.
1,020 g sol.
1cm sol.3⋅ ⋅⋅ =
= ⋅
1 mol KOH
56,1 g KOH
4,33 10 mol · cm4 3– –== 0,433 M
− = =
= − − = − =
= − = − =
H SO 2 KOH K SO H O
20,0 cm
2 4 2 4 2+ → +
33 3M? 18,2 cm 0,433 M
298
6Reaccions àcid-base
0,0182 L sol. KOH0,433 mol KOH
1L sol. KOH⋅ ⋅
11 mol H SO
2 mol KOH3,94 10 mol
[H SO
2 4 3
2 4
= · –
]]3,94 10 mol H SO
0,02 L sol.0,197
32 4
= =
·
–
mmol dm 3· –
=−
−−
2 4
2 4
2 4 2
75. A 25 °C es té una solució 0,100 M d’àcid acètic en la qual l’àcid es troba
ionitzat un 1,3 %.
299
SOLUCIONARI
a) Calcula el pH d’aquesta solució.
b) Calcula el valor de Ka a 25 °C.
c) Calcula el volum d’una solució 0,250 M d’hidròxid de potassi necessari
per valorar 50 mL de la solució d’àcid acètic.
d) Detallant el procediment seguit, els materials i l’indicador emprats,
explica com faries al laboratori la valoració de l’apartat anterior.
(Prova de selectivitat real)
CH3COOH + H2O →← CH3COO− + H3O+
Concentració
inicialCi – –
Concentració
equilibriCi (1− α) Ci α Ci α
3+ = C α = ⋅ = ⋅ −
= − 3+ = − C α = − ⋅ −3 =
K
K Ka3 3
3
a
3[CH COO ] [H O ]
[CH COOH]
1,3 10= → =
⋅ ⋅+
– – 11,3 10
0,1 (1 0,013)1,71 10
35⋅
⋅
= ⋅
––
–
CH COOH KOH CH COOK H O
50 mL 0,100
3 3 2 + → +
MM V? 0,250 M
0,05 L sol. CH COOH0,1 mol CH COOH
1L sol.3
3⋅
CH COOH
1 mol KOH
1 mol CH COOH
1 L sol
3 3
⋅ ⋅
⋅
.. KOH
0,25 mol KOH0,02 L de KOH 0,25 M=
300
6Reaccions àcid-base
−
76. Barregem 50 cm3 d’una solució de NaOH 0,1 M amb 100 cm3
d’una solució de NaOH 0,4 M.
a) Esbrina la concentració de la solució resultant.
b) Fem servir la solució que hem preparat per valorar 20 cm3 d’un àcid
clorhídric de concentració desconeguda, i n’emprem 11,4 cm3
per arribar al punt d’equivalència.
Determina la concentració de la solució d’àcid clorhídric.
c) Explica detalladament el procediment de laboratori que cal seguir
per fer la valoració, i esmenta el material emprat.
(Prova de selectivitat real)
n1 = ⋅ ⋅ −1 =
n2 = ⋅ ⋅ −1 =
n = n1 + n2 =
301
SOLUCIONARI
[NaOH]0,045 mol
(0,05 0,1) L
0NaOH
T
= =
+
= n
V
,,045 mol
0,15 L0,3 M=
HCl NaOH NaCl H O
20 cm M? 11,
2
3
+ → +
44 cm 0,3 M3
0,0114 L sol. NaOH0,3 mol NaOH
1L sol. Na⋅
OOH
1 mol HCl
1 mol NaOH3,42 10 mols
[HCl
3⋅ = ⋅ –
]]3,42 10 mol HCl
0,02 L sol.0,171 mol
3
=
⋅
= ⋅
–
ddm 3–
3
77. Disposem de dos recipients; un d’ells conté 25 cm3 d’àcid clorhídric
0,2 M i l’altre 25 cm3 d’àcid fluorhídric 0,2 M.
a) Justifica qualitativament quina de les dues solucions tindrà
un pH més elevat.
b) Justifica quina de les dues solucions necessitaria un volum més gran
de solució d’hidròxid de sodi 0,1 M per arribar al punt d’equivalència
en una valoració.
c) Indica en cada cas si la solució resultant de la valoració un cop arribat
al punt d’equivalència és àcida, bàsica o neutra.
d) Indica el significat de les advertències de perillositat que hi ha
en els recipients d’àcid fluorhídric concentrat.
T+
e) Raona quin dels dos pictogrames anteriors s’ha de posar en els envasos
d’àcid clorhídric concentrat.
Dada: Ka (àcid fluorhídric) = 5,6 ⋅ 10−4
(Prova de selectivitat real)
302
6Reaccions àcid-base
+ → + 2
+ → + 2
− + 2 →← + −
78. En la valoració d’una mostra de HCl amb una solució de NaOH
s’ha representat gràficament la concentració de protons [H+] present
a cada moment en funció del volum de NaOH afegit.
a) Justifica quina de les dues gràfiques següents reprodueix millor
la variació de [H+] al llarg de la valoració:
[H+
] / m
ol ⋅
dm
−3
[H+
] / m
ol ⋅
dm
−3
Volum solució NaOH/cm−3 Volum solució NaOH/cm−3
0,10 0,10
0,08 0,08
0,06 0,060,04
0,040,02
0,020,00
0,00−0,020 04 48 812 12
303
SOLUCIONARI
b) Quin pH té la solució inicial de HCl?
c) Quin volum de solució de NaOH s’ha afegit en el punt d’equivalència?
d) Si el volum inicial d’àcid és 20 cm3, esbrina la concentració
de la solució de NaOH.
(Prova de selectivitat real)
⋅ −3
3+ = −3
= − 3+ − =
3+ = − = − ≈
3
HCl NaOH NaCl H O
20
2 + → +
ccm 0,10 M 10 cm M ?3 3
0,02 L sol. HCl0,1 mol HCl
1L sol. HCl
1⋅ ⋅
mmol NaOH
1 mol HCl0,002 mol NaOH
[NaOH]0,0
=
=
002 mol NaOH
0,01 L sol.= ⋅0,2mol dm–3
79. Una ampolla de solució d’àcid fòrmic (o metanoic) indica a l’etiqueta
una concentració de 0,015 M. Per comprovar l’exactitud d’aquesta
dada, valorem una mostra de 20 cm3 d’aquesta solució amb hidròxid
de potassi de concentració 0,01 M.
a) Escriu la reacció que té lloc entre l’àcid fòrmic i l’hidròxid de potassi.
b) En la valoració es consumeixen 2 cm3 menys de solució d’hidròxid
de potassi del que caldria esperar. Troba la concentració veritable de
l’àcid fòrmic.
c) Explica detalladament la manera de fer aquesta valoració al laboratori
i anomena el material emprat.
(Prova de selectivitat real)
304
6Reaccions àcid-base
+ → + 2
3
0,02 L sol. HCOOH0,015 mol HCOOH
1L⋅
ssol. HCOOH
1 mol KOH
1 mol HCOOH⋅ ⋅
⋅ = =
1L sol. KOH
0,01 mol KOH0,03 L 330 mL sol. KOH
Volum real: 30 2 28 cm so3– = ll. KOH
0,028 L sol. KOH0,0⋅
11 mol KOH
1L sol. KOH
1 mol HCOOH
1 mol KOH⋅ ==
= 2,8 · 100 mol HCOOH
[HCOOH]2,8 10 m
4
4
–
–
·
=
ool HCOOH
0,02 L sol.= 0,014mol·dm–3
3
80. L’àcid benzoic és un àcid monopròtic amb una constant de dissociació
Ka = 6,3 ⋅ 10−5.
a) Determina el pH d’una solució 0,05 M d’àcid benzoic i la concentració
de les espècies presents a la solució.
b) Determina el volum d’una solució de NaOH 0,1 M que es necessita
per valorar 25 cm3 de la solució anterior.
c) Justifica si, en el punt d’equivalència de la valoració, la solució
serà àcida, bàsica o neutra.
(Prova de selectivitat real)
305
SOLUCIONARI
C6H5COOH + H2O →← C6H5COO− + H3O+
Concentració
inicialCi – –
Concentració
equilibriCi 1− x x x
K = ⋅ −5
K a6 5 3
6 5
5[C H COO ] [H O ]
[C H COOH]6,3 10= → ⋅ =
+
–
– xx
x
2
0,05 –
− x ≅ x
x = 3+ = ⋅ −3 ⋅ −3
x = 3+ = ⋅ −3 −3
= − 3+ = − ⋅ −3 =
5 = C x = ⋅ −3 = ⋅ −3
5− = 3
+ = ⋅ −3 ⋅ −3
[OH ][H O ]
10
1,77 105,65 1– w
3
14
3= = =
+
· ·
–
–
K00 mol dm12 3– –·
C H COOH NaOH C H COONa H O
25 cm
6 5 6 5 2
3
+ → +
00,05 M V? 0,1 M
0,025 L sol. C H COOH0,05 mol C H COOH
1L6 5
6 5·
sol. C H COOH
1 mol NaOH
1 mol C H COOH6 5 6 5
· ·
· 1 L sol. NaOH
0,1 mol NaOH0,0125 L == 112,5 cm de NaOH 0,1 M3
306
6Reaccions àcid-base
5
5
5 aq → 5−
aq + +aq
5−
5
5− + 2 →← 5 + −
+
5−
81. Es valora una mostra de 3,0 g de sosa càustica (formada per hidròxid
de sodi i impureses inerts) emprant com a agent valorant una solució
d’àcid sulfúric 2,0 M. El punt final de la valoració s’assoleix quan
s’han consumit 13,2 cm3 d’àcid.
a) Escriu la reacció de neutralització que té lloc en la valoració.
b) Calcula el percentatge d’hidròxid de sodi present en la sosa càustica.
c) Descriu el procediment de laboratori corresponent a aquesta valoració
i indica i anomena els estris necessaris.
Dades: masses atòmiques: H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32
(Prova de selectivitat real)
+ 2 4 → 2 4 + 2
2 NaOH H SO Na SO H O
3,0 g mo
2 4 2 4 2 + → +
sstra 13,2 cm 2 M3
0,0132 L sol. H SO2 mol H SO
1L sol. H2 4
2 4
2
· SSO
2 mol NaOH
1 mol H SO
40 g NaOH
4 2 4
· ·
· 11 mol NaOH
2,112 g NaOH
%2,112 g NaOH
3 g
=
=ssosa càustica
100 70,4 % de NaOH· =
307
SOLUCIONARI
82. El pH d’un producte de neteja és 11,5. Volem preparar una solució aquosa
d’amoníac que tingui el mateix pH que el producte esmentat.
a) Esbrina quina concentració d’amoníac haurà de tenir la solució.
b) Per comprovar si la preparació és correcta, valorem 20 cm3 de la solució
d’amoníac amb àcid clorhídric 0,50 M. Quin volum d’àcid haurem
de gastar en la valoració?
c) Justifica si el pH de la solució en el punt d’equivalència de la valoració
serà més petit, igual o més gran que 7.
Dada: Kb(NH3) = 1,8 ⋅ 10−5
(Prova de selectivitat real)
C
3
NH3 + H2O →← NH4+
+ HO−
Concentració
inicialCi – –
Concentració
equilibriCi − x x x
K + ⋅ −5 − x
pOH 14 pH 14 11,5 2,5
[OH ] 10 = 10pOH 2
= = =
= =
– –
– – –x
,,5 3 3
b4
3,16 10 mol dm
[NH ] [OH ]
[
=
=
+
· ·– –
–
KNNH ]
1,8 10x
(3,16 10 )
33
52
i
3 2
i
→ = =·–
·
–
––
x
C C ,,16 10 3· –
x C C = ⋅ −
HCl NH3+ → NH Cl
V? 0,5 M 20 cm 0
4
3 ,,558 M
308
6Reaccions àcid-base
0,02 L sol. NH 0,558 mol NH
1L sol. NH 3
3
3
· ·· · 1 mol HCl
1 mol NH
1 L sol. HCl
0,5 mo3 ll HCl
0,0223 L = 22,3 mL sol. HCl 0,5 M
=
=
4
+
4 aq → 4
+aq + −
aq
4
+3
4
++ 2 ↔ 3 + 3
+
−
4
+
83. Respon, de manera raonada, les preguntes següents:
a) Ordena de menys a més valor el pH de les solucions aquoses
de la mateixa concentració dels compostos KCl, HF i HNO3.
b) Ordena de menys a més valor el pH de les solucions aquoses
de la mateixa concentració de les sals NaClO2, HCOONa i NaIO4.
Dades: Ka(HF) = 10−3; Ka(HClO2) = 10−2; Ka(HCOOH) = 10−4;
Ka(HIO4) = 10−8.
(Prova de selectivitat real)
→ + + −
+
−
3+ = − =
+ 2 →← 3+ + −
<
309
SOLUCIONARI
3
3 + 2 → 3+ + 3
−
<
3 < <
Més àcid > > Menys àcid
2
2 → + + 2−
+
2−
2
ClO H O HClO OH2 2
b
2− −+ +
K
�
− > 3+ >
→ + + −
+
−
HCOO H O HCOOH OH2
b− −+ +
K
�
− > 3+ >
4
4 → + + 4−
+
4−
4
IO H O HIO OH2 4
b
4− −+ +
K
�
− > 3+ >
310
6Reaccions àcid-base
K
K 2 = −2 > K = −4 > K 4 = −
K −2 < K − < K −
4
−2 < − < −
4
84. Afegim 1,08 g de HClO2 a 427 mL d’una solució de NaClO2 0,015 M.
Considerem que el volum de la solució no varia. Calcula les concentracions
finals de totes les espècies químiques presents si sabem que la constant
d’ionització de l’àcid HClO2 és Ka = 1,1 ⋅ 10−2.
(Prova de selectivitat real)
−
HClO H O ClO H O
1,08 g
2 2 3
a
+ +− +
K� 2
NaClO ClO Na
427 mL 0,015 M
2 → +− +2
nm
MmHClO 12
g
8,45 g molmol= =
⋅
=
−
1 08
60 0158
,,
n M VNaClO3
2M L 6,405 10 mol= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅
− −0 015 427 10 3,
2 n2
= n2−
HClO2 + H2O →← ClO2−
+ H3O+
n equilibri 0,0158 − x 6,405 ⋅ 10−3 + x x
K
n n
Va
3
2
ClO H O
TOTALClO H O
HClO
3
= =
⋅− +
− +
[ ][ ]
[ ]
2
2
2
nn
V
lHC O
TOTAL
2
→
311
SOLUCIONARI
→ ⋅ =
+ ⋅
−
=−11 10
0 0064
0 427
0 0158
0 427
22
,
( , )
,
,
,
(
x x
x
00 0064
0 427 0 0158
, )
, ( , )
+ ⋅
⋅ −
x x
x
2
0 0 011097 7 42 10 4 698 102 5 3= + − ⋅ → = ⋅
− −x x x, , ,
[ ]H Omol
0,427 L
mol
0,423
TOTAL
+−
= = =⋅n
V
x 4 698 10 3,
77 LM= 0 011,
K
K
w 3
w
3
H O OH
OHH O
= ⋅ = →
→ = =
+ − −
−+
−
[ ] [ ]
[ ][ ]
10
10
14
14
00,011M= ⋅ −9 09 10 13,
[ ]ClO
mol
0,427 L
TOTAL
2
0 0064 0 0064 4
− = =
=+
=+
n
V
x, , ,,698 100
3⋅=
− mol
0,427 L,026 M
[ ]HClO
mol
0,427 L
2
TOTAL
= =
=−
=−
n
V
x0 016 0 016 4 6, , , 998 100
3⋅=
− mol
0,427 L,026 M
85. Ordena de més a menys acidesa les solucions aquoses següents, totes
amb la mateixa concentració: etanoat de sodi, àcid nítric i clorur
potàssic. Formula les equacions iòniques corresponents que justifiquen
la resposta.
(Prova de selectivitat real)
3
3 → + + 3−
+
3−
3
CH COO H O CH COOH OH3 2 3
b− −+ +
K�
312
6Reaccions àcid-base
− > 3+ >
3
3 + 2 → 3+ + −
3
<
→ + + −
+
−
3+ = − =
Més àcid 3 > > 3 − Menys àcid
86. Escriu la reacció corresponent al procés químic que té lloc quan
dissolem en aigua cadascuna de les substàncies següents. Indica si
el pH serà àcid, bàsic o neutre: nitrat de sodi, cianur de potassi,
bromur de liti, clorur d’amoni i acetat de sodi.
Dades: Ka (cianhídric) = 4,0 ⋅ 10−10; Ka (acètic) = 1,8 ⋅ 10−5;
Kb (NH3) = 1,8 ⋅ 10−5.
(Prova de selectivitat real)
3
3 → + + −3
+
3
−3
3+ = − =
→ + + −
+
−
CN H O HCN OH2
b− −+ +
K�
313
SOLUCIONARI
− > 3+ >
→ + + −
+
−
3+ = − =
4
4 →+4 + −
+4 3
NH H O NH H O4 2 3 3
a+ ++ +
K�
−
3+ > − <
3
3 → + + 3−
+
3−
3
CH COO H O CH COOH OH3 2 3
b− −+ +
K�
− > 3+ >
87. Considera solucions aquoses, de la mateixa concentració, dels compostos:
HNO3, NH4Cl, NaCl i KF.
Dades: Kb (NH3) = 1,8 ⋅ 10−5, Ka (HF) = 10−3.
a) Dedueix si les solucions seran àcides, bàsiques o neutres.
b) Ordena-les, de manera raonada, de menys a més valor del pH.
(Prova de selectivitat real)
3
3 + 2 → 3+ + −
3
314
6Reaccions àcid-base
4
4 →+4 + −
+4 3
NH H O NH H O4 2 3 3
a+ ++ +
K�
−
3+ > − <
→ + + −
+
−
3+ = − =
→ + + −
+
−
F H O HF OH2
b− −+ +
K�
− > 3+ >
3 < 4 < <
88. Calcula el pH i el grau de dissociació d’una solució 0,2 M d’acetat
sòdic. Ka = 1,8 ⋅ 10−5. Calcula el pH de la solució que resulta
de barrejar 50 mL de la solució anterior amb 150 mL d’aigua.
(Prova de selectivitat real)
3
315
SOLUCIONARI
CH COO H O CH COOH OH3 2 3
b− −+ +
K�
K
K K K KK
Kw a b b
w
a
14
5
1010
1,8 105,55 10= ⋅ → = =
⋅
= ⋅
−
−
−
CH COONa CH COO Na
0,2 M 0,2 M 0,2 M
3 3→ +− +
CH3COO− + H2O →← CH3COOH + OH−
Concentració
inicial0,2 – –
Concentració
equilibri0,2 − x x x
K = ⋅ − x
K
x
b3
3
CH COOH OH
CH COO= →
→ ⋅ =
−
−
−
[ ][ ]
[ ]
5 55 100
102
,,22
1 05 10 5
−→ = ⋅ −
xx ,
− = x = ⋅ −5
= − − = − ⋅ −5 →
→ = =
α = =
⋅
= ⋅
−
−x
C i
1 05 10
0 25 25 10
55,
,,
M V M Vcc cc dil dil⋅ = ⋅
0 2 50 0 05, ,M mL 200 mL Mdil dil⋅ = ⋅ → =M M
α = ⋅ −4 =
316
6Reaccions àcid-base
89. Tenim una solució de KCN 0,5 M.
Dades: Ka = 7,25 ⋅ 10−10, Kw = 10−14.
a) Calcula el pH i el grau d’hidròlisi d’aquesta solució.
b) Quin hauria de ser el valor de la constant Kb d’una base BOH 0,5 M
perquè ens donés el mateix pH que la solució anterior?
(Prova de selectivitat real)
CN H O HCN OH2
b− −+ +
K�
K
K K K KK
Kw a b b
w
a
14
10
510
7,25 101,38 10= ⋅ → = =
⋅
= ⋅
−
−
−
KCN CN K
0,5 M 0,5 M 0,5 M
→ +− +
CN− + H2O →→← HCN + OH−
Concentració
inicial0,5 – –
Concentració
equilibri0,5 ⋅ (1 − α) 0,5α 0,5α
K = ⋅ −5 α
Kb
HCN OH
CN= → ⋅ =
−→ =
−
−−[ ][ ]
[ ]1 38 10
0 5
15 25
2
,,
,α
αα 55 10 3⋅ −
= − − = − α = − ⋅ −3
= = − → =
K
K = ⋅ −5
90. L’àcid làctic és un àcid monopròtic feble que es troba a la llet i als
productes lactis. En solució aquosa, la ionització d’aquest àcid es pot
representar mitjançant la reacció següent:
317
SOLUCIONARI
CH3−CH−COOH + H2O → CH3−CH−COO– + H3O+
− −
OH OH
àcid làctic ió lactat protó hidratat o ió oxoni
a) Una solució aquosa 0,100 M d’àcid làctic té un pH = 2,44.
Calcula el valor de la constant d’acidesa (Ka).
b) Tres vasos de precipitats sense etiquetar contenen, respectivament,
una solució aquosa de clorur de sodi, una solució aquosa de clorur
d’amoni i una solució aquosa de lactat de sodi. Raona, escrivint les
reaccions que s’escaiguin, com identificaries, amb l’ajut del paper
indicador universal de pH, el contingut de cada vas de precipitats.
En funció del color que pren el paper indicador un cop mullat amb una
solució, en podem saber el pH aproximat: vermell o taronja (solució
àcida), groc o verd clar (solució neutra), verd fosc o blau (solució
bàsica).
(Prova de selectivitat real)
K
CH3−CHOH−COOH + H2O →← CH3−CHOH−COO− + H3O+
Concentració
inicialCi – –
Concentració
equilibriCi − x x x
C = 3+ x
= → 3+ = x = − = − =
= ⋅ −3 ⋅ −3
K Kx
C xa
3a
2
i
[lactat ] [H O ]
[àcid làctic]= → =
+–
–
(3,63 10 )
0,1 3,63 10
3 2
3=
·
– ·
–
–
x C K K = ⋅ −4
4
318
6Reaccions àcid-base
4
++ 2 →← 4 + 3
+ 4
++ 2 →← 4 + +
<
3− −
3− − − + 2 →← 3− − + −
>
91. La reacció d’esterificació entre l’àcid acètic i l’etanol a 25 °C:
CH3COOH + CH3CH2OH → CH3COOCH2CH3 +H2O
arriba a l’equilibri quan s’han transformat en èster 2/3 del nombre
de mols de reactius presents a l’inici de la reacció:
a) Calcula la constant d’equilibri de la reacció (Kc) suposant que partim
d’una mescla que conté el mateix nombre de mols dels dos reactius.
b) Justifica si el pH de la solució varia al llarg de la reacció.
c) Usualment, aquesta reacció es duu a terme en presència de HCl
que actua com a catalitzador. Digues quins avantatges pot implicar
la utilització d’un catalitzador en la reacció.
(Prova de selectivitat real)
K
CH3COOH + CH3CH2OH →← CH3COOCH2CH3 + H2O
Concentració
inicialn n – –
Concentració
equilibri1/3n 1/3n 2/3n 2/3n
K c3 2 3 2
3 3 2
[CH COOCH CH ] [H O]
[CH COOH] [CH CH OH]= →→ = =K
n
nc
2
2
(2/3 )
(1/3 )4
K
92. a) Indica quin és el pH d’una solució 0,01 M d’àcid nítric.
b) Afegim 0,82 g d’acetat de sodi a 1 L de la solució anterior.
Raona si el pH serà més petit, igual o més gran que en el cas anterior.
319
SOLUCIONARI
c) Per al cas b, calcula la concentració d’ió acetat en la solució.
Dades: masses atòmiques: H = 1; C = 12; O = 16;
Na = 23; Ka (àcid acètic) = 1,8 ⋅ 10−5
(Prova de selectivitat real)
HNO3 + H2O → NO3−
+ H3O+
Concentració
inicialC – –
Concentració
equilibri0 C C
3] = 3+] = =
= − 3+ = − =
3
3 aq → 3−
aq + +aq
3−
3
3− + 2 → 3 + −
+
[CH COONa]
0,82 g
82 g mol
1 L0,013
1
= = =
m
Mr
V
· –
MM
3− = 3 = = C
CH3COO− + HNO3 → CH3COOH + NO3−
Concentració
inicialC C – –
Concentració
equilibri0 0 C C
3 = C =
320
6Reaccions àcid-base
CH3COOH + H2O →→← CH3COO− + H3O+
Concentració
inicial0,01 – –
Concentració
equilibri0,01 − x x x
Kx
a3 3
3
52[CH COO ] [H O ]
[CH COOH]1,8 10
0= → =
+––·
,,01
[CH COO ] = 4,2 10 M34
–
·– –
x
x =
93. a) Explica breument i de forma clara en què es diferencien un àcid
fort i un àcid feble.
b) Explica també en què consisteix el fenomen de la hidròlisi.
c) Ordena en ordre creixent de pH les solucions dels compostos següents
(totes de concentració 0,1 M) i justifica la resposta:
HCl, H2SO4, NaOH, NH3, CH3COOH
d) Ordena també en ordre creixent de pH les solucions següents
(totes de concentració 0,1 M):
NaCl, NH4Cl, KNO3, NaCH3COO
(Prova de selectivitat real)
HA + H2O → A−
+ H3O+
Concentració
inicialC – –
Concentració
equilibri0 C C
HA + H2O →→← A−
+ H3O+
Concentració
inicialC – –
Concentració
equilibriC − x x x
321
SOLUCIONARI
2 4 3
2 4 > > 3
2 4 < < 3
3
−
< 3
3 <
2 4 < < 3 < 3 <
3
4
4 aq → 4
+aq + −
aq
4
+3
4
++ 2 →← 3 + 3
+
−
4
4
+
3
3 aq → 3−
aq + +aq
3−
3
3− + 2 →← 3 + −
+
322
Reaccions àcid-base6
3
3−
4 < = 3 < 3
94. Una possible manera de neutralitzar un vessament d’àcid sulfúric
és mitjançant una reacció amb hidrogencarbonat de sodi, a partir
de la qual es forma sulfat de sodi, diòxid de carboni i aigua.
b) Escriu la reacció que té lloc.
b) Si es vessa 1 L d’àcid sulfúric 18 M, determina quina massa
d’hidrogencarbonat de sodi caldrà afegir-hi com a mínim.
c) Calcula el volum de diòxid de carboni que s’obtindrà, mesurat
a 1 atm de pressió i a 20 °C de temperatura.
d) Indica el significat del pictograma següent, que apareix a les ampolles
d’àcid sulfúric:
Dades: masses atòmiques: H = 1; C = 12; O = 16; Na = 23; S = 32;
R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ K−1 ⋅ mol−1 = 8,31 J ⋅ K−1 ⋅ mol−1
(Prova de selectivitat real)
2 4 + 3 → 2 4 + + 2
1 L sol. H SO18 mol H SO
1L sol. H SO2 4
2 4
2 4
· · ·
·
2 mol NaHCO
1 mol H SO
84 g
1 mol N
3
2 4
aaHCO3.024 g = 3,024 kg de NaHCO
3
3=
2
1 L sol. H SO18 mol H SO
1L sol. H SO2 4
2 4
2
·
44
2
2 4
2
2 mol CO
1 mol H SO= 36 mols de CO ·
Vn R T
P= = =
36 0,082 293
1864,9 L de
· ·
· · CO2
32
323
SOLUCIONARI
95. L’àcid fluorhídric és un àcid feble amb una Ka = 7,20 ⋅ 10−4.
Disposem d’una solució 5,00 10–2 M d’aquest àcid.
a) Calcula el pH d’aquesta solució.
b) Calcula la massa d’hidròxid d’alumini que reaccionarà
estequiomètricament amb 200 mL d’aquesta solució.
c) Defineix solució amortidora (o reguladora) i raona el valor aproximat
que presentarà el pH en el punt d’equivalència quan es valori
una solució d’àcid fluorhídric amb una solució d’hidròxid de sodi.
Dades: Al = 27,0; H = 1,01; O = 16,0
(Prova de selectivitat real)
HF + H2O →← F− + H3O+
Concentració
inicial5,00 · 10−2 – –
Concentració
equilibri5,00 · 10−2 − x x x
K = ⋅ −4
Kx
a3 4
2[F ] [H O ]
[HF]7,20 10
5,00 10= → =
+––·
· –– –2x
x = 3+ = ⋅ −3
= − 3+ = − ⋅ −3 =
−2 x ≅ ⋅ −2 x
x = 3+ = ⋅ −3 =
%· – ·
·– –
–=
(6,00 10 5,65 10 )
5,65 · 101
3 3
3000 6,19 %=
3 HF Al(OH) AlF3 3 + → + 3 HH O
200 mL 5 10 M g?
2
2· –
324
6Reaccions àcid-base
3
0,200 mL sol. HF5 10 mol HF
1L sol. H
2
·· –
FF
1 mol Al(OH)
3 mol HF
78 g Al(OH)
3
3
· ·
·11 mol Al(OH)
0,260 g Al(OH)3
3=
−
− + 2 →← + −
K = ⋅ −11 −