Equilibrio ácedo-base

Química. Electrolitos. Teoría de Arrhenius. Bronsted-Lowry # Hidrólise. Disolucións reguladoras. Indicadores

  • Enviado por: Xurxo
  • Idioma: gallego
  • País: España España
  • 13 páginas
publicidad
publicidad

EQUILIBRIOS ÁCEDO-BASE.

1ª) ÁCEDO-BASE: TEORÍAS DE ARRHENIUS E BRONSTED-LOWRY.

a) Electrolitos: un dos equilibrios máis importantes a estudar son o dunhas sustancias chamadas clásicamente ácedos e bases. Interveñen en gran nº de reaccións químicas actuando como reactivos propios ou como catalizadores. Poseen propiedades antagónicas, de tal xeito que dende un ponto de vista histórico, a súa clasificación baseouse nas súas propiedades

Unha das características máis salientabeis destas sustancias é que en disolución acuosa electrolízanse, é decir, as moléculas de ácedo ou de base desprenden ou gañan átomos ou grupos de átomos dando lugar a ións na disolución. Podemos ter electrolitos fortes ou electrolitos febles (cando se forma un equilibrio)

b) Teoría de Arrhenius: segundo ésta teoría de finais do século XIX (1887), Arrheius considera que os ácedos e bases en disolución acuosa se disocian para dar ións na disolución.

  • ácedo é toda sustancia que en disolución acuosa libera ións H+1. Isto implica que a molécula de ácedo terá na súa estructura H: HCl, HF, HBr, HI, HNO3, HNO2, H2SO4, H2SO3, H2CO3, HAc,…

Equilibrio ácedo-base

  • base é toda sustancia que en disolución acuosa libera ións OH-1 (hidroxilo), o cal implica que a molécula de base terá grupos OH: NaOH, KOH, NH4(OH), Ca(OH)2, Mg(OH)2,…

Equilibrio ácedo-base

  • neutralización será a reacción entre un ácedo e unha base para dar unha sal e auga, neutralizándose as propiedades do ácedo e da base:

Equilibrio ácedo-base

  • defectos da teoría de Arrhenius:

-só considera á auga como o único disolvente: hai outros disolventes como o amoniaco

-hai sustancias como o NH3 que se comportan como bases e non poseen grupos OH. Igualmente lle pasaba ao Na2CO3, que en disolución acuosa adquire carácter básico, neutralizando aos ácedos.

-non explica as propiedades ácedas ou básicas dos ións

-non ten en conta a fortaleza ou febleza dos ácedos e bases

c) Teoría de Bronsted-Lowry: data de 1923 e mellora ampliamente a concepción de Arrhenius sobor de ácedos e bases:

  • ácedo é toda sustancia que cede H+1 ao medio no que se atopa

  • base é toda sustancia que capta H+1 do medio no que se atopa

Tendo en conta todo isto, a nova teoría implica que nun mesmo medio teñen que existir conxuntamente tanto o ácedo como a base. Isto implica a existencia dos pares ácedo-base conxugados. Así un ácedo reacciona cunha base e unha base reacciona cun ácedo. Isto implica que unha sustancia será tanto máis áceda ou máis básica en función de con quen se enfronte. Incluso pode haber sustancias que se comporten como un ácedo ou como unha base segundo con quen se enfronte. A isto chámaselle sustancias Anfóteras (por exemplo a auga). Igualmente e por exemplo, o HAc pode ser un ácedo feble ( fronte a auga) ou un ácedo forte (fronte ao NH3):

Equilibrio ácedo-base

Exemplos de ácedos e bases de Bronsted-Lowry:

  • ácedos: HF, HCl, HBr, HI, H2S, HNO2, HNO3, H2SO3, H2SO4, H2CO3, H3PO4, HAc, H3BO3,…

  • bases: NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2, NH4(OH), NH3, CH3NH2, …

2ª) EQUILIBRIOS ÁCEDO-BASE. Ka e Kb.

Segundo a teoría de Bronsted-Lowry, pode haber ácedos e bases fortes (que están totalmente disociados co equilibrio desplazadado hacia a esquerda) e ácedos e bases febles (nos que aparece un equilibrio de disociación). A fortaleza ou febleza dun ácedo ou dunha base hai que medila fronte a un disolvente de referencia que soe ser a auga.

  • se un ácedo é forte, a súa base conxugada é feble, e viceversa

  • se unha base é forte, o seu ácedo conxugado é feble, e viceversa

A fortaleza ou febleza dun ácedo e dunha base mídese usando as constantes de equilibrio Ka e Kb.

a) Equilibrio para un ácedo: supoñendo un ácedo HA disolto en auga, teremos:

Equilibrio ácedo-base
! Equilibrio ácedo-base
! Equilibrio ácedo-base

e tendo en conta que Equilibrio ácedo-base

Equilibrio ácedo-base

Canto maior sexa o valor de Ka, mais forte será o ácedo

b) Equilibrio para unha base: supoñendo unha base B disolta en auga, teremos:

Equilibrio ácedo-base

e tendo en conta que Equilibrio ácedo-base

Equilibrio ácedo-base

Canto máis grande sexa Kb, máis forte será a base

c) Equilibrio para ácedos polipróticos:

Ás veces os ácedos poden desprender máis dun protón á disolución. Isto ocorre cando na súa molécula hai máis dun H+1. Conforme vaia perdendo protóns, o carácter ácedo da sustancia vai disminuindo, disminuindo as sucesivas constantes de equilibrio. Para analizar isto, imos ver o exemplo do ácedo carbónico:

I) primeira disociación:

Equilibrio ácedo-base
Equilibrio ácedo-base

II) segunda disociación:

Equilibrio ácedo-base
Equilibrio ácedo-base

III) combinando ambas reaccións, obtense a reacción global:

Equilibrio ácedo-base
Equilibrio ácedo-base

Obsérvse que K1 > K2

Ácedos fortes: HCl, HBr, HNO3, H2SO4

Bases fortes: NaOH, KOH

3ª) PRODUCTO IÓNICO DA AUGA. pH, pOH, pKW.

A auga pura considérase que é unha sustancia que non conduce a corriente eléctrica, pero na práctica obsérvase que isto non é así. A auga pura presenta unha pequena conductividade, e isto é debido a que nela hai presentes ións que conducen ou transportan a corriente.

Todo isto pode explicarse polo proceso de autoionización da auga :

Equilibrio ácedo-base

e tendo en conta que Equilibrio ácedo-base

Equilibrio ácedo-base

Éste concepto sérvenos para facer unha medida da Equilibrio ácedo-base
dunha disolución. Definimos así un novo concepto que é o pH e o pOH

Equilibrio ácedo-base
Equilibrio ácedo-base

A partires da definición de KW, teremos:

Equilibrio ácedo-base
e introducindo -log: Equilibrio ácedo-base

Equilibrio ácedo-base

Así temos unha escala de medida do pH que oscila entre 0 e 14, que nos indica se a disolución é áceda, básica ou neutra:

Equilibrio ácedo-base

Aplicando éste concepto a un ácedo ou unha base, teremos:

Equilibrio ácedo-base
! Equilibrio ácedo-base
! Equilibrio ácedo-base

Equilibrio ácedo-base

Escala de pH: Equilibrio ácedo-base

4ª) HIDRÓLISE.

Ao disolver unha sal en auga, a sal disóciase dando os ións correspondentes. En principio, cabería esperar un pH da disolución neutro, pero isto non é así porque os electrolitos procedentes da sal poden reaccionar coa auga e dar ións H+1 ou OH-1. Poden darse catro posibilidades:

a) Sal derivada de ácedo e base forte: o exemplo típico é o NaCl que procede do HCl e do NaOH.

Equilibrio ácedo-base

Os ións Na+1 e Cl-1 non reaccionan coa auga por proceder de ácedo e base forte. Así o pH da disolución será neutro.

b) Sal derivada de ácedo feble e base forte: é o caso do NaAc, procedente do NaOH (base forte) e do HAc (ácedo feble).

Equilibrio ácedo-base

Os ións Na+1 non reaccionan coa auga, pero os ións Ac-1 si, formándose un equilibrio porque o Ac-1 procede dun ácedo feble:

Equilibrio ácedo-base

Equilibrio ácedo-base
e como Equilibrio ácedo-base
entón Equilibrio ácedo-base

Equilibrio ácedo-base
! Equilibrio ácedo-base

Cómo na disolución aparecen ións OH-1 , o pH será básico

c) Sal derivada de ácedo forte e base feble: é o caso do NH4Cl, procedente do HCl e do NH3.

Equilibrio ácedo-base

Os ións Cl-1 non reaccionan coa auga pero os ións NH4+1 sí, por proceder dunha base feble.

Equilibrio ácedo-base

Seguindo o mesmo mecanismo que no apartado anterior:

Equilibrio ácedo-base
!

Cómo na disolución aparecen ións H+1 o pH será ácedo

d) Sal procedente de ácedo e base febles: éste é o caso do NH4Ac, derivado do AcH e do NH3, ámbos sustancias febles:

Equilibrio ácedo-base

Tanto os ións NH4+1 como os Ac-1 reaccionan coa auga:

Equilibrio ácedo-base

Sumando ámbas reaccións e usando o mesmo proceso que en apartados anteriores:

Equilibrio ácedo-base
! Equilibrio ácedo-base

O pH da disolución será ácedo ou básico en función dos valores de Ka e Kb.

5ª) DISOLUCIÓNS REGULADORAS.

Tamén chamadas amortecedoras, son aquelas disolucións que permiten manter constante o pH da disolución cando se engaden pequenas cantidades de ácedo ou de base.

As disolucións amortecedoras están formadas por un ácedo feble e unha sal súa (AcH / AcNa) ou unha base feble e unha sal súa (NH3 / NH4Cl).

a) Disolución amortecedora de sal e ácedo feble: é o caso do sistema AcH / AcNa. Na disolución aparecen os seguintes equilibrios:

Equilibrio ácedo-base
Equilibrio ácedo-base

Equilibrio ácedo-base

Como * <  por que o equilibrio está desplazado hacia a esquerda, podemos por o seguinte:

Equilibrio ácedo-base

Aplicando éstes conceptos á constante de equilibrio:

Equilibrio ácedo-base
! despexando Equilibrio ácedo-base
, e introducindo -log, teremos:

Equilibrio ácedo-base
! Equilibrio ácedo-base

Equilibrio ácedo-base

  • ao engadir unha base os OH-1 reaccionan cos H+1 da disolución, e así o AcH disóciase para repor a ese H+1 perdidos, desplazando o equilibrio á dereita.

  • ao engadir un ácedo os ións H+1 en exceso reaccionan cos ións Ac-1 desplazando o equilibrio cara á esquerda.

b) Disolución amortecedora de sal e base feble: é o caso do NH3 / NH4Cl. Na disolución aparecen os seguintes equilibrios:

Equilibrio ácedo-base
Equilibrio ácedo-base

Equilibrio ácedo-base

Como * <  por que o equilibrio está desplazado hacia a esquerda, podemos por o seguinte:

Equilibrio ácedo-base

Aplicando éstes conceptos á constante de equilibrio, teremos:

Equilibrio ácedo-base
! despexando Equilibrio ácedo-base
e introducindo -log, teremos:

Equilibrio ácedo-base
! Equilibrio ácedo-base

Equilibrio ácedo-base

  • ao engadir un ácedo á disolución, os ións H+1 liberados en exceso reaccionan cos OH-1, e así o NH3 reacciona para repor eses OH-1, e desplazando o equilibrio hacia á dereita

  • ao engadir unha base á disolución os ións OH-1 en exceso reaccionan cos NH4+1, desplazando o equilibrio hacia a esquerda.

6ª) VALORACIÓNS ÁCEDO-BASE. INDICADORES.

a) Indicadores: son sustancias orgánicas que canbian de cor segundo sexa o pH da disolución. Son ácedos ou bases febles que sofren un equilibrio de disociación. Vexamos o exemplo do laranxa de metilo:

Equilibrio ácedo-base

En principio temos o equilibrio na disolución cunha mestura de ambas formas, por iso a cor da disolución é laranxa. Se agora se engade un ácedo o equilibrio desplázase á esquerda e a disolución toma unha cor bermella. Pola contra ao engadir unha base á disolución o equilibrio desplazase á dereita e a disolución toma unha cor amarela.

O cambio de cor na disolución non se produce a un pH fixo, senón nun intervalo de pH de dúas unidades.

Os indicadores máis usados son: laranxa de metilo, fenolftaleína e tornasol:

Fenolftaleína: Equilibrio ácedo-base

Laranxa de metilo: Equilibrio ácedo-base

Tornasol: Equilibrio ácedo-base

Para preparar unha disolución de iidicador, realízase a súa disolución acuosa ao 0,1 %, con adición de alcohol ata a disolución completa

Existe o chamado indicador universal, que é unha mestura de varios indicadores, que vai cambiando de cor segundo sexa o pH da disolución. Algúns exemplos de valores de pH son:

b) Valoración ácedo-base: consiste na medida da concentración dun ácedo ou dunha base a partires do proceso de neutralización. Aplicado ao caso do HCl e do NaOH, teremos:

Nun matraz Erlenmeyer colócase un volume coñecido de NaOH de concentración descoñecida xunto cunha pingas de indicador Fenolftaleína. A disolución tomará cor rosada. Nunha bureta introdúcese HCl de concentración coñecida. Ábrese o paso da bureta e o HCl empeza a neutralizar á NaOH, ata que a disolución cambia de cor a incolora, indicando que a reacción xa rematou.

O lugar do pH onde se produce a neutralización chámase zona de equivalencia e non se produce a un pH fixo senón nun intervalo de pH en torno ao valor 7. O salto de pH é moi brusco, porque basta unha pequena cantidade de HCl para variar enormemente a concentración dos ións H+1.

Para éste caso, como a reacción é mol a mol: Equilibrio ácedo-base

pH

14

13

12

11

10

9

8

7

6

5

4

3

2

1

0

Volume de ácedo engadido

Se o proceso foxe con ácedos ou bases febles, a zona de equivalencia estaría desplazada hacia pH ácedos ou básicos

TÁBOA DE INDICADORES

INDICADOR

COR DA FORMA ÁCEDA

VIRAXE DO pH

COR DA FORMA BÁSICA

Amarelo de metanilo

Alaranxado de bencilo

Azul de bromofenol

Roxo congo

Laranxa de metilo

Roxo de metilo

Roxo de propilo

p-nitrofenol

Púrpura de bromocresol

Roxo de bromofenol

Roxo de clorofenol

Azul de bromotimol

m-nitrofenol

Roxo neutro

Roxo de fenol

-naftolftaleina

Púrpura de m-cresol

Fenolftaleina

Timolftaleina

Violeta de -naftol

Amarelo de alizarina R

Amarelo de alizarina GG

Nitramina

Amarelo de resorcina

Roxo

Roxo

Amarelo

Azul

Roxo

Roxo

Roxo

Incoloro

Amarelo

Amarelo

Amarelo

Amarelo

Incoloro

Roxo

Amarelo

Pardo

Amarelo

Incoloro

Incoloro

Amarelo

Amarelo

Amarelo

Incoloro

Amarelo

1,2 - 2,3

1,9 - 3,3

3,0 - 4,6

3,0 - 5,0

3,1 - 4,4

4,2 - 6,3

4,6 - 6,6

4,7 - 7,9

4,8 - 6,8

4,8 - 6,8

5,0 - 6,9

6,0 - 7,6

6,6 - 8,6

6,8 - 8,0

6,8 - 8,4

7,3 - 8,7

7,6 - 9,2

8,3 - 10,0

9,3 - 10,5

10,0 - 12,0

10,0 - 12,1

10,0 - 12,0

10,8 - 13,0

11,1 - 12,7

Amarelo

Amarelo

Violeta

Roxo

Amarelo

Amarelo

Amarelo

Amarelo

Púrpura

Púrpura

Púrpura

Azul

Amarelo

Amarelo

Roxo

Verde

Púrpura

Roxo

Azul

Violeta

Pardo

Laranxa

Pardo

laranxa

CONSTANTES DE DISOCIACIÓN A 25 ºC

NOME

ÁCEDO

Equilibrio ácedo-base

Equilibrio ácedo-base

Equilibrio ácedo-base

Ác. Etanoico (Acético)

Ac. Metanoico

Ac. Oxálico

Ac. Propanoico

Ac. Benzoico

Ac. Cianhídrico

Ac. Carbónico

Ac. Arsenoico

Ac. Sulfhídrico

Ac. Hipocloroso

Ac. Nitroso

Ac. Fosfórico

Ac. Fluorhídrico

Ac. Sulfuroso

Ac. Sulfúrico

CH3 - COOH

H - COOH

C2O4H2

CH3 - CH2 - COOH

C6H5 - COOH

HCN

H2CO3

H3AsO4

H2S

HClO

HNO2

H3PO4

HF

H2SO3

H2SO4

1,8.10-5

2,1.10-4

3,8.10-2

1,4.10-5

5,5.10-10

4,93.10-10

3,3.10-7

5.10-3

1,07.10-7

3,2.10-8

4,5.10-4

1,1.10-2

7.10-4

1,7.10-2

"

4,9.10-5

5.10-11

4.10-5

1,3.10-13

2.10-7

5.10-6

1,3.10-2

6.10-10

3,6.10-13

NOME

BASE

Equilibrio ácedo-base

Amoniaco

Metil amina

Etil amina

Dimetil amina

Dietil amina

NH3

CH3NH2

C2H5NH2

(CH3)2NH

(C2H5)2NH

1,77.10-5

4,4.10-4

5,6.10-4

7,4.10-4

1,3.10-3

EXERCÍCIOS EQUILIBRIOS ÁCEDO-BASE

1ª) Das seguintes especies químicas, indica as que actuarán como ácedos, como bases ou como sustancias anfóteras:

Equilibrio ácedo-base
Equilibrio ácedo-base
Equilibrio ácedo-base
Equilibrio ácedo-base
Equilibrio ácedo-base
Equilibrio ácedo-base
Equilibrio ácedo-base

2ª) Calcula a concentración de cada unha das especies dunha disolución 0,1 molar de HBr.

Solución: [H+]= 0,1 molar [Br-]= 0,1 molar [OH-]= 10-13 molar

3ª) Calcula a concentración de cada unha das especies que hai presentes nunha disolución 0,1 molar de HF, sabendo que Ka = 7.10-4 a 25 ºC.

Solución: [H+]= 8.10-3 [F-]= 8.10-3 [OH-]= 1,25.10-12 [HF-]= 0,092

4ª) Calcula o pH e o grao de disociación  para as seguintes disolucións:

a) disolución 0,125 molar de H2SO4

b) disolución 0,25 molar de KOH

c) disolución 0,05 molar de AcH sabendo que Ka = 1,8.10-5

d) disolución 0,2 molar de NH3 sabendo que Kb = 1,77.10-5

5ª) No laboratorio hai unha disolución 0,2 molar dun ácedo descoñecido AH, e ao medir o pH da disolución obtemos un valor de 1,72. Calcula:

  • pKa do ácedo

  • porcentaxe de ionización

  • Solución: 2,7 9,5%

    6ª) Calcula o pH dunha disolución acuosa de AcNa 1 molar, sabendo que a constante de acidez do AcH vale Ka = 1,8.10-5. Solución: 9,37

    7ª) Unha disolución de NaClO ten un pH de 10,29. Sabendo que a constante de acidez do HClO vale Ka = 3,2.10-8. Calcula a constante de hidrólise ( Kh ) e o grao de disociación (  ).

    Solución: 3,125.10-7 1,6.10-3

    8ª) Mestúranse 100 cm3 dunha disolución de AcH 1 molar con 300 cm3 dunha disolución de AcNa 1 molar. Calcula o pH da disolución reguladora. Ka = 1,8.10-5. Solución: 5,22

    9ª) Calcula o pH que haberá nunha disolución cando se engade 1 cm3 de HCl 1 molar a 1 litro de:

  • auga pura

  • unha disolución reguladora de ácedo acético (AcH) 0,5 molar e acetato de sodio (AcNa) 0,5 molar. Ka = 1,8.10-5

  • Solución: 3 4,742

    10ª) Para neutralizar 25 cm3 dunha disolución acuosa de H2SO4 gastáronse 37,5 cm3 de disolución de NaOH 0,5 molar. Calcula a molaridade do H2SO4. Solución: 1,5 molar

    11ª) No laboratorio mesturaronse 200 cm3 de HCl 0,12 molar con 300 cm3 de HCl 0,5 molar.

    Calcula:

  • concentración de H+ da nova disolución

  • masa de NaOH necesaria para neutralizar 30 cm3 da anterior disolución

  • Solución: 0,348 molar 0,417 gramos

    EXERCICIOS EQUILIBRIOS ÁCEDO - BASE (SELECTIVO)

    1ª) ¿Cal das seguintes afirmacións, referidas a unha disolución 0,1 molar dun ácedo débil AH, parecenche correctas?. Razona a túa resposta:

  • a concentración do ión A- vale 0,1 molar

  • as concentracións das especies A- e H+ son iguais

  • pH da disolución vale 1

  • 2ª) Dúas especies químicas AH e BH compórtanse como ácedos febles fronte á auga e as súas constantes de acidez son: KAH = 10-4 e KBH = 10-6.

  • ¿cal das dúas sustancias é máis débil fronte á auga?

  • prepáranse dúas disolucións de ámbas sustancias con igual concentración. ¿Cal das dúas terá o pH máis baixo?

  • ¿cal das dúas bases conxugadas de cada ácedo será máis forte en comparación coa auga?.

  • 3ª) Calcula o pH das disolucións que resultan de mesturar:

  • volumes iguais de auga e de HCl 0,2 molar

  • volumes iguais de disolucións de NaOH 0,2 molar e HCl 0,2 molar

  • volumes iguais de disolucións de NaOH 0,4 molar e de HCl 0,2 molar

  • Solución: 1 7 13

    4ª) Prepárase unha disolución de ácedo acético ( AcH ) disolvendo 3 moles desta sustancia en auga obtendo un volume final de disolución de 0,05 litros.

  • escrebe o proceso que ocorre en disolución

  • se a disolución ten pH = 2, calcula a concentración de protóns

  • obtén a constante de acidez Ka

  • Solución. 0,01 molar 1,7.10-5

    5ª) Indica o procedemento a seguir e describa o material a empregar na preparación de 1 litro de disolución de NaOH de concentración 0,1 molar aproximada. Se 10 cm3 desta disolución ao valorarse con HCl 0,105 molar, necesitan 9,2 cm3 deste ácedo, ¿cal é a concentración exacta da disolución de NaOH?.

    Solución: 0,0966 molar

    6ª) (Setembro - 1997). Disponse de 20 cm3 de disolución de HCl 0,1 molar que se neutralizan exactamente con 10 cm3 de NaOH de concentración descoñecida. Describe as operacións a realizar no laboratorio e o material a usar para determiñar a concentración da base. ¿Canto vale a súa concentración?.¿Qué indicador se utilizaría na valoración?.¿Cal é o pH da disolución final?.

    Solución: 0,2 molar fenolftaleína 7

    7ª) (Setembro - 1997. LOXSE). Dispoñemos de tres frascos, que sabemos corresponden a tres disolucións acuosas: Tetraoxosulfato (VI) de amonio (sulfato de amonio); Trioxonitrato (V) de potasio (nitrato potásico) e Oxobromato (I) de sodio (hipobromito de sodio). ¿Cómo poderiamos distinguilos coa axuda de papel indicador ácedo-base?. Razoa a resposta.

    Solución: neutra básica áceda

    8ª) (Xuño - 1998). Indica razoadamente qué tipo de pH (ácedo, neutro ou básico) existirá no ponto de equivalencia das seguintes neutralizacións:

  • ácedo acético con hidróxido de sodio

  • ácedo clohídrico con amoniaco

  • ácedo nítrico con hidróxido de sodio

  • Solución: básico ácedo neutro

    9ª) (Xuño - 1998). Completa os seguintes equilibrio ácedo - base de Brönsted-Lowry, caracterizando aos correspondentes pares ácedo - base conxugado:

  • Equilibrio ácedo-base

  • Equilibrio ácedo-base

  • Equilibrio ácedo-base

  • 10ª) (Setembro - 1998. LOXSE). Indica razoadamente, segundo a teoría de Bronsted, se as seguintes afirmacións son certas ou falsas:

  • Un ácedo e unha base conxugada reaccionan entre sí dando unha disolución neutra

  • Un ácedo e a súa base conxugada difiren nun protón. Pon un exemplo

  • A base conxugada dun ácedo forte é unha base forte. Pon un exemplo

  • 11ª) (Xuño - 1999). Calcula a concentración molar e o pH dunha disolución de ácedo etanoico (ácedo acético), se éste está disociado nun 2,53%. Datos: Ka = 1,85.10-5. Solución: 0,0289 3,13

    12ª) (Setembro - 2000. LOXSE). A 25 ºC o grao de ionización dunha disolución acuosa de ácedo etanoico (ácedo acético) 0,101 molar vale  = 0,0099. Calcula o pH da disolución e a constante de ionización do ácedo etanoico a esa temperatura. Solución: pH = 3 K = 9,89.10-6

    13º) (Xuño - 2000. LOXSE). Define brevemente o concepto de disolución reguladora e sinala entre os seguintes pares de sustancias aqueles que formarán unha disolución reguladora: (a) ácedo clorhídrico/cloruro de sodio, (b) ácedo cinhídrico/cianuro de potasio, (c) ácedo nítrico (trioxonitrato V de hidróxeno)/nitrato de amonio (trioxonitrato V de amonio), (d) hidróxido de amonio/cloruro de amonio. Xustifica brevemente a resposta.

    1

    13

    Equilibrios ácedo-base

    Cor rosado

    Incoloro

    Ácedo das baterias dos coches

    Xugo gástrico

    Zumo de limón

    Zumo de laranxa

    Viño

    Zumo de tomate

    Chuvia áceda

    Café

    Auga da chuvia

    Auga pura

    Sange e saliva

    Deterxente

    Auga do mar

    Xabón en pó

    Amoniaco

    Disolución de NaOH 1 molar