1. JUNIO 2001-2002.- Opción A nº 2
Se preparan 500 ml de una disolución que contiene 0,2 moles de un ácido orgánico
monoprótico cuyo pH es 5,7. Calcule:
a) La constante de disociación del ácido.
b) El grado de disociación del ácido en la disolución.
c) La constante Kb de la base conjugada.
SOLUCIÓN
- +
a) HA + H2O  A + H3O
Ácido Base Conjug.
Antes de plantear el equilibrio, calculamos la molaridad y la concentración de iones
hidronio.
0,2 moles
M= = 0,4 M ; pH = -log [H3O+]  5,7 = - log [H3O+]  [H3O+] = 1,99 ·10-6 M
0,5 L
HA + H2O  A- + H3O+
0,4 – x x x
0,4 - 1,99 ·10-6 1,99 ·10-6 1,99 ·10-6
[A-] · [H3O] (1,99 ·10-6)2
Ka = = = 9,9 · 10-12 Es un ácido muy
[HA] 0,4 - 1,99 ·10-6 débil, es decir poco
ionizado.
b) Como me piden el grado de disociación (α) y no me dicen como, yo lo voy a calcular en
porcentaje
Si de 0,4 M 1,99 ·10-6 M se ha disociado
100 M α α = 4,97 ·10-4 %
Kw 10-14
-
c) Kb (A ) = = = 1,01 · 10-3 La base conjugada es bastante más
-12
Ka 9,9 · 10 fuerte, dentro de su debilidad que
su ácido.
1

2. SEPTIEMBRE 2004-2005.- Cuestión 3
Complete y ajuste las siguientes ecuaciones ácido base y nombre todos los compuestos
a) HNO3 + Mg(OH)2 
b) NH3 + H2SO4 
c) HCO3- + NaOH
d) CH3 – COOH + KOH 
SOLUCIÓN
a) 2 HNO3 + Mg(OH)2 Mg(NO3)2 + 2 H2O
Ác. Nítrico Hidróxido de magnesio Sal nitrato de magnesio Agua
(ácido) + (base) (Sal) + (agua) NEUTRALIZACIÓN
b) NH3 + H2SO4 NH4+ + HSO4-
Amoniaco Ác. Sulfúrico Ion amonio Ion hidrógeno tetraoxosulfato (VI)
(base) + (ácido) (ácido conjug) Base conjug. NEUTRALIZACIÓN
He preferido poner esto así para que se vean los pares conjugados (NH3/NH4+) y
(H2SO4/HSO4-) y que por tanto veamos que es una neutralización según Brönsted-
Lowry. Lógicamente los dos iones reaccionarán entre sí y dará:
NH3 + H2SO4 (NH4)HSO4 (hidrógeno tetraoxosulfato (VI) de amonio)
O bien si consideramos la protonización total del ácido sulfúrico, tendremos:
NH3 + H2SO4 2 NH4+ + SO42- Los iones se juntan y
tendremos:
2 NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4
c) HCO3- + NaOH ¿????????? (Esto está mal dado)
Ion bicarbonato Hidróxido sódico
(ácido) + (base)
d) CH3 – COOH + KOH CH3 – COOK + H2O
Ácido acético Hidróxido potasico Sal acetato potásico agua
(ácido) + (base) (sal) + agua NEUTRALIZACIÓN
SEPTIEMBRE 2004-2005.- Opción B nº 1
Una disolución acuosa 0,2 M de un ácido débil HA tiene un grado de disociación de un 2%.
Calcule:
a) La constante de disociación de dicho ácido.
b) El pH de la disolución.
c) La concentración de OH- de la disolución
SOLUCIÓN
a) Lo primero que hacemos es el cálculo de la cantidad disociada (X) basándonos en el
dato de α que da el problema:
100 M 2 M se disocia (ioniza)
0,2 M X X = 4 · 10-3 M
2

3. Con estos datos ya puedo plantear la reacción:
HA + H2O A- + H3O+
0,2 – X X X
0,2 - 4 · 10-3 4 · 10-3 4 · 10-3
[A-] · [H3O+] (4 · 10-3)2
Ka = = = 8,16 · 10-5
[HA] 0,2 - 4 · 10-3
b)
pH = -log [H3O+] = - log 4 · 10-3 = 2,39
c)
Hay dos formas de poder hacer este apartado:
Utilizando la expresión de la Kw: [H3O+] · [OH-] = Kw = 10-14
10-14 10-14
[OH-]= = = 2,5 · 10-12 M
+ -3
[H3O ] 4 · 10
Otra forma es calculando el pOH y luego la inversa:
pH + pOH = 14; pOH = 14 – pH  pOH = 14 – 2,39= 11,61
pOH = -log [OH-]  11,61 = -log [OH-]  -11,61 = log [OH-];
[OH-] = 2,45 · 10-12 M
3

4. JUNIO 2009-2010 F. GENERAL Cuestión 2A.-
Considere los ácidos orgánicos monopróticos: úrico, benzoico, láctico y butanoico.
a) Ordénelos en orden creciente de acidez en disolución acuosa.
b) Justifique cuál de sus bases conjugadas tiene menor valor de Kb.
c) Justifique cuál será la base conjugada más fuerte.
d) Escribe la fórmula semidesarrollada del ácido butanoico.
DATOS:
Ka(úrico) = 5,1 x 10-6; Ka(benzoico) = 6,6 x 10-5; Ka(láctico) = 1,4 x 10-4; Ka(butanoico)= 1,5 x 10-5
SOLUCIÓN
a) Un ácido será tanto más ácido cuanto mayor sea el valor de su constante, por tanto a
la hora de ordenar tendremos que ir de menor a mayor acidez, es decir de más débil a
más fuerte (de menor a mayor Ka) úrico (5,1 x 10-6)<butanoico (1,5 x 10-5)<benzoico
(6,6 x 10-5)<láctico (1,4 x 10-4).
b) La relación entre el ácido y su base conjugada es siempre una relación inversa
(Kb=Kw/Ka), por tanto la base más débil (la que tiene menor valor de Kb) será la
conjugada del ácido más fuerte, es decir la base conjugada del ácido láctico.
c) Por el mismo razonamiento del apartado anterior, la base conjugada más fuerte (la
que tiene el mayor valor de Kb) será la del ácido más débil, es decir la base conjugada
del ácido úrico.
d) CH3 – CH2 – CH2 – COOH
SEPTIEMBRE 2009-2010 F. ESPECÍFICA Problema 2B.-
Una disolución acuosa 0,2 M del ácido cianhídrico HCN está ionizada un 0,16 %. Calcule:
a) La constante de acidez.
b) El pH y la concentración de OH- de la disolución.
SOLUCIÓN
a)
HCN + H2O  CN- + H3O+ Como el problema da α%, podemos calcular x:
0,2-x x x 100 M 0,16 M se ioniza
0,2- 3,2 · 10-4 3,2 · 10-4 3,2 · 10-4 0,2 M x; x = 3,2 · 10-4 M
[CN- ] [H3O+] (3,2 · 10-4)2
Ka = = = 5,13 · 10-7
HCN 0,2- 3,2 · 10-4
b)
pH = - log [H3O+] = - log 3,2 · 10-4 = 3,49; pOH = 14 – 3,49 = 10,51 
- 10,51 = log [OH-]; [OH-] =3,09 · 10 -11 M
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5. SEPTIEMBRE 2009-2010 F. GENERAL Cuestión 2A.-
Teniendo en cuenta los valores de las constantes de acidez de los ácidos fluorhídrico,
cianhídrico y etanoico en disolución acuosa, conteste razonadamente a las siguientes
cuestiones:
a) Ordene los ácidos de menor a mayor acidez en agua.
b) A igualdad de concentración inicial de ácido, ¿cuál tiene mayor pH?
c) ¿Cuál es la Kb de la base conjugada más débil?
d) Escriba la reacción entre el ácido más fuerte y la base conjugada más fuerte.
DATOS: Ka: HF = 10-3; HCN = 10-10; CH3 – COOH = 10-5
SOLUCIÓN
a) De menor a mayor acidez significa de pH más alto a pH más bajo (más ácido). Un ácido
es tanto más fuerte y por tanto más ácido cuanto mayor sea el valor de su Ka, por
tanto se tendrá que ordenar de ácido más débil a más fuerte: HCN < CH3 – COOH < HF
b) Hablar de mayor pH significa un pH más alto y esto se cumplirá cuanto más débil sea el
ácido, por tanto será el HCN.
c) Como la relación es inversa (Kb = Kw/Ka), la base conjugada más débil será la que
derive del ácido más fuerte, por tanto será la del HF, es decir F- : Kb = 10-14/10-3 = 10-11
d) HF + CN- F- + HCN
Ácido Base conj. Base conj. Ácido
JUNIO 2004-2005 OPCION A Problema 1.-
Dada una disolución acuosa 0,0025 M de ácido fluorhídrico, calcule:
a) Las concentraciones en el equilibrio de HF, F- y H+.
b) El pH de la disolución y el grado de disociación.
DATO: Ka = 6,66 · 10-4
SOLUCIÓN
a) HF  F- + H+ ( HF + H2O  F- + H3O+ )
0,0025 – x x x
[F-] · [H+] x2
Ka = ; 6,66 · 10-4 = ; x2 = 1,665 · 10-6 – 6,66 · 10-4 x;
[HF] 0,0025 - x
No debemos despreciar el valor de x, ya que la constante es del orden de -4.
X2 + 6,66 · 10-4 x - 1,665 · 10-6 = 0. Al resolver esta ecuación, tenemos x = 9,995 · 10-4 M
[F-] = [H+]= x = 9,995 · 10-4 M
[HF] = 0,0025 - 9,995 · 10-4 = 1,5 · 10-3 = 0,0015 M
b) pH = -log [H+] = - log 9,995 · 10-4= 3; pH = 3
0,0025 M 9,995 · 10-4 M se disocia
100 M α; α = 39,98 % disociado (ionizado)
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6. JUNIO 2006-2007 OPCION A Problema 1.-
El pH de un zumo de limón es 3,4. Suponiendo que el ácido del limón se comporta como un
ácido monoprótico (HA) con constante de acidez Ka = 7,4 · 10-4, calcule:
a) La concentración de HA en ese zumo de limón.
b) El volumen de una disolución de hidróxido sódico 0,005 M necesaria para neutralizar
100 ml del zumo de limón
SOLUCIÓN
a) HA + H2O  A- + H3O+
C–x x x Como nos dan el pH de forma indirecta nos dan el
valor de [H3O+] ; 3,4 = - log [H3O+]; -3,4= log [H3O+];
C - 3,98 · 10-4 3,98 · 10-4 3,98 · 10-4 [H3O+] = 3,98 · 10-4 M = x
[ A- ] [H3O+] (3,98 · 10-4)2
-4
Ka = ; 7,4 · 10 = ; Ahora realizamos las operaciones
-4
[HA] C - 3,98 · 10 para despejar C (concentración)
7,4 · 10-4 C – 2,94 · 10-7 = 1,58 · 10-7; C = 6,1 · 10-4 M
b)
HA + NaOH NaA + H2O
Ácido Base Sal Neutralizar significa que todo el
ácido reacciona con toda la base
desapareciendo del recipiente y
apareciendo la sal y el agua.
100 ml V????
6,1 · 10-4 M 0,005 M Como la reacción es mol a mol, al sacar los moles de
HA, estos serán los mismos que los de NaOH.
n HA n HA
M= ; 6,1 · 10-4 M = ; n HA = 6,1 · 10-5 
1 L disolución 0,1 L
n NaOH = n HA= 6,1·10-5 moles. Ahora sustituimos en la molaridad del NaOH
0,005 = 6,1 · 10-5 ; V = 0,0122 L = 12,2 ml
V
6

7. JUNIO 2008-2009 OPCION B Problema 1
El ácido butanoico es un ácido débil siendo su Ka = 1,5 · 10-5. Calcule:
a) El grado de disociación de una disolución 0,05 M del ácido butanoico.
b) El pH de la disolución 0,05 M
c) El volumen de una disolución de hidróxido de sodio 0,025 M necesario para neutralizar
100 ml de disolución 0,05 M de ácido butanoico.
SOLUCIÓN
a) CH3 – CH2 – CH2 – COOH + H2O  CH3 – CH2 – CH2 – COO- + H3O+
0,05 – x x x
Con el valor de esta constante podemos despreciar sin problemas la x que está
restando a 0,05:
[CH3 – CH2 – CH2 – COO-] [ H3O+] x2
Ka = =
[CH3 – CH2 – CH2 – COOH] 0,05 - x
X2
-5
1,5 · 10 = ; x = 8,66 · 10-4 M
0,05
0,05 M 8,66 · 10-4 se disocia (ioniza)
100 M α; α = 1,732 %
b) pH = -log [ H3O+] = -log 8,66 · 10-4 = 3,06 ; pH = 3,06
c) CH3 – CH2 – CH2 – COOH + NaOH CH3 – CH2 – CH2 – COONa + H2O
0,05 M 0,025 M Neutralizar significa que reacciona todo
100 ml V??? el ácido con toda la base
0,05 = n ácido/ 0,1  n ácido = 0,005  n NaOH = 0,005, por tanto: 0,025= 0,005/V
V = 0,2 L = 200 ml
7

8. JUNIO 2007-2008 OPCION B Problema 2
Se obtiene una disolución de ácido nítrico de pH = 2,30
a) Determine el número de moles de ion nitrato en disolución sabiendo que el volumen
de la misma es de 250 mL.
b) Calcule la masa de hidróxido de sodio necesaria para neutralizar 25 ml de la disolución
anterior.
c) Determine el pH de la disolución obtenida al añadir 25 mL de hidróxido de sodio 0,001
M a 25 ml de la primera disolución de ácido nítrico, suponiendo que los volúmenes son
aditivos.
DATOS: m. ATM: Na = 23; O = 16; H = 1
SOLUCIÓN
a) Si nos damos cuenta ni nos dan el dato de la Ka, ni nos pedin el valor de la Ka, por
tanto tenemos que suponer ( como así es), que el ácido nítrico es un ácido fuerte
Con el valor del pH podremos calcular el valor de la concentración de ion hidronio
pH = -log [H3O+]  2,3 = -log [H3O+]; -2,3 = log [H3O+]  [H3O+] = 5,01 · 10-3 M
HNO3 + H2O NO3- + H3O+
5,01 · 10-3 M 5,01 · 10-3 M 5,01 · 10-3 M
Al ser un ácido fuerte la concentración del ion H3O+ es igual que la concentración del
Ion NO3- y que la concentración del ácido HNO3, ya que este se ha disociado todo.
n NO3- n NO3-
-3
M= ; 5,01 · 10 = ; n NO3- = 1,2525 · 10-3 = 1,25 · 10-3
1L 0,25 L
b)
Este apartado es una neutralización, pero a diferencia de los dos anteriores no piden
volumen, piden gramos (PRIMER EJEMPLO DE NEUTRALIZACIÓN QUE YO DI EN CLASE)
HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O
25 mL g????
5,01 · 10-3
n HNO3
5,01 · 10-3 = n HNO3 = 1,25 · 10-4 moles HNO3 = moles de NaOH
0,025 L
moles NaOH = g/ M. molar; 1,25 · 10-4 = g/40 g · mol-1  g. NaOH = 0,005 g
8

9. c)
HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O
25 mL 25 mL En este caso nos dan ambos reactivos, por tanto uno
5,01 · 10-3 M 0,001 M estará en exceso (TERCER EJEMPLO DE NEUTRALIZACIÓN
Aplicando la molaridad Aplicando la molaridad
calcularé moles de HNO3 calcularé moles de NaOH
n HNO3 n NaOH
5,01 · 10-3 M = 0,001 M =
0,025 L 0,025 L
n HNO3 = 1,25 · 10-4 n NaOH = 2,5 · 10-5
Hay más moles de ácido (exceso) que de base (limitante), por tanto reaccionarán
2,5 · 10-5 moles de NaOH con 2,5 · 10-5 moles de HNO3 para dar 2,5 · 10-5 moles de
NaNO3 y quedarán 1,25 · 10-4 - 2,5 · 10-5= 10-4 moles de HNO3 sin reaccionar. Ahora
calcularemos la nueva molaridad del HNO3 que no ha reaccionado, ya que tenemos
un volumen total = 25 mL + 25 mL = 50 mL = 0,050L
10-4
M (HNO3) = = 2 · 10-3 M
0,050 L
HNO3 + H2O NO3- + H3O+ ES ÁCIDO FUERTE
2 · 10-3 M 2 · 10-3 M 2 · 10-3 M
pH = -log [H3O+] = -log 2 · 10-3 M  pH = 2,69
9

10. SEPTIEMBRE 2007-2008 OPCION A Problema 2
Una disolución acuosa de amoniaco de uso doméstico tiene una densidad de 0,962 g·cm-3 y
una concentración del 6,5% en peso. Determine:
a) La concentración molar del amoniaco en dicha disolución.
b) El pH de la disolución.
c) El pH de la disolución resultante al diluir 10 veces.
DATOS: M. atm: N = 14; H = 1; Kb (amoniaco) = 1,8 · 10-5
SOLUCIÓN
a) 6,5 % masa  6,5 g NH3 puro (soluto) / 100 g. disolución. Ahora con el dato de la
densidad calculo el volumen que ocupan los 100 g. de la disolución:
100 g 100 g
-3
0,962 g·cm =  V. disolución = = 103,95 cm3 = 0,10395 dm3
V. disolución 0,962 g·cm-3 = 0,10395 L
Por tanto ya tenemos los gramos de soluto 6,5 g. de NH3 y el volumen de la disolución
0,10395 L, aplicamos la fórmula de la molaridad:
n NH3 6,5g/17 g·mol-1
M= = = 3,68 M
1 L disolución 0,10395
b) El amoniaco es una base débil y por tanto tiene equilibrio:
NH3 + H2O  NH4+ + OH-
3,68 – x x x
[NH4+] [OH-] x2 x2
-5 -5
Kb =  1,8 · 10 =  1,8 · 10 =  x = 8,13·10-3M
NH3 3,68 – x 3,68
pOH = -log [OH-] = -log x = -log 8,13·10-3 = 2,089 = 2,09  pH = 14 – 2,09 = 11,91.
c) Si la molaridad de esta disolución de amoniaco es 3,68, esto significa que hay 3,68
moles de amoniaco puro (soluto) en 1 litro de disolución. Diluir 10 veces significa que
ahora se ha echado agua hasta llegar a un volumen de 10 litros, sin modificar los
moles, por tanto la nueva molaridad será:
3,68
M´= = 0,368 M
10
Ahora es volver a repetir el anterior apartado pero con la nueva molaridad:
10

11. NH3 + H2O  NH4+ + OH-
0,368 – x x x
[NH4+] [OH-] x2 x2
-5 -5
Kb =  1,8 · 10 =  1,8 · 10 =  x = 2,57·10-3M
NH3 0,368 – x 0,368
pOH = -log [OH-] = -log x = -log 2,57·10-3 = 2,59  pH = 14 – 2,59 = 11,41.
Es muy importante que nos fijemos en este valor, este dato nos está diciendo que
diluir una concentración 10 veces (o las veces que sea) NO SIGNIFICA QUE EL pH SE
DILUYA ESAS VECES, en realidad si os fijáis en los dos valores del pH no se ha dado
una gran modificación.
JUNIO 2009-2010 F. ESPECÍFICA Problema 1B.-
Se disuelven 1,68 gramos de hidróxido de potasio en agua hasta alcanzar un volumen de 100
ml.
a) Calcule el pH de la disolución obtenida.
b) Calcule cuantos ml de ácido clorhídrico 0,6 M hacen falta para neutralizar 50 ml de la
disolución de hidróxido de potasio, y cuál es el pH de la disolución final.
c) Calcule el pH de la disolución que se obtiene al añadir 250 ml de agua a 50 mL de la
disolución inicial de hidróxido de potasio.
DATOS. Masas atómicas: K = 39; O = 16; H = 1
SOLUCIÓN
1,68 g/56 g·mol-1
a) MM KOH = 56 g·mol-1 ; M= = 0,3 M
0,1 L
El enunciado nos pide el cálculo de un pH y no da ningún valor de Kb, esto nos tiene
que advertir que estamos ante una base fuerte y por tanto se disocia toda ella, sin que
se de ningún equilibrio.
KOH K+ + OH-
0,3 M 0,3 M 0,3 M
pOH = -log [OH-] = -log 0,3 = 0,52  pH = 14 – 0,52 = 13,48
b)
HCl + KOH KCl + H2O REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN
V??? 50 mL Calcularemos los moles de KOH y como la reacción es mol a mol
0,6 M 0,3 M , estos serán los moles de HCl necesarios para neutralizar al KOH
11

12. n KOH
0,3 M =  n KOH = 0,015 moles KOH  0,015 moles de HCl
0,050 L
0,15 0,15
0,6 M =  V HCl = = 0,25 L = 250 mL de la disolución de HCl
V 0,6 para neutralizar los 50 mL de la
disolución de KOH y como la sal
es KCl (deriva de ácido y base
c) fuerte), el pH será 7
De la disolución inicial de KOH, cuya concentración hemos calculado en el apartado a)
(0,3 M), se cogen 50 mL y se le añaden 250 ml de agua. Lo primero que tenemos que hacer
es calcular los moles de KOH que hay en los 50 mL (se han calculado ya en el apartado
anterior) y posteriormente calcular la nueva M.
50 mL 250 mL
0,3 M H2O
n KOH
0,3 M =  n KOH = 0,015 moles; Volumen total = 50 + 250 = 300 mL
0,050
0,015 moles
M= = 0,05 M;
0,3 L
KOH K+ + OH-
0,05 M 0,05 M 0,05 M
pOH = -log [OH-] = -log 0,05 M = 1,3  pH = 14 – 1,3 = 12,7
12