3-Guìa de Problemas Capítulo 3 - Equilibrios AB

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CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 
1 
 
 
 
 
GUÍA DE PROBLEMAS 
DE QUÍMICA ANALÍTICA 
 
TERCERA PARTE 
EQUILIBRIOS ÁCIDO – BASE 
 
2021 
 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 2 
CAPÍTULO 3 
Equilibrios Ácido- Base 
Ácidos y bases conjugados 
La especie que se produce cuando un ácido dona un protón es un aceptor 
potencial de electrones denominado base conjugada del ácido original. Por 
ejemplo: 
ácido1 base1 + H3O+ 
por lo tanto, el ácido1 y base1 forman un par ácido – base conjugado. 
Lo mismo sucede con una base, en este caso se produce un ácido conjugado 
como resultado de aceptar un protón: 
base2 + H3O+ ácido2 
La combinación de estos dos procesos es una reacción ácido – base o de 
neutralización: 
ácido1 + base2 base1 + ácido2 
El grado en que se alcanza esta reacción está gobernado no solo por la 
tendencia del ácido1 a perder un protón, sino también por la tendencia de la base2 
a aceptarlo. 
La fuerza de los ácidos se puede comparar según la tendencia con la que estos 
transfieren un protón al agua, la medida cuantitativa es la constante de 
disociación ácida, es decir la constante de equilibrio para la reacción: 
HA + H2O H3O+ + A- 𝐾𝑎 =
[𝐻3𝑂
+
] × [𝐴−]
[𝐻𝐴]
 
El comportamiento de una especie como ácido o como base es debida en gran 
medida al solvente el cual puede ser donador o aceptor de protones, induciendo 
el comportamiento básico o ácido de los solutos en el disuelto, por ejemplo: 
NH3 + H2O NH4+ + OH- 
base1 ácido2 ácido base 
 conjugado1 conjugada2 
La tendencia de un solvente para aceptar o ceder protones determina la fuerza 
de un soluto ácido o básico disuelto en él. Por ejemplo, el HCl es un ácido fuerte 
en agua, mientras que si el solvente es ácido acético anhidro, el cual es un 
aceptor de protones más débil que el agua el HCl se convierte en un ácido débil. 
 
Autoprotólisis y pH del agua pura 
Los solventes anfóteros experimentan autoionización o autoprotólisis, es un 
comportamiento ácido – base, en el caso particular del agua: 
H2O + H2O H3O+ + OH- 
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El grado de autoprotólisis del agua es muy pequeño, pero esta reacción es muy 
importante para comprender el comportamiento de las soluciones acuosas. 
Por balance de masa o de cargas obtenemos: 
[H3O+] = [OH-] (1) 
Kw = [H3O+] x [OH-] = 1,0 x 10-14 mol2/L2 a 25°C (2) 
Kw es una constante denominada producto iónico del agua. La disociación del 
agua es un proceso endotérmico; por lo tanto, al aumentar la temperatura 
aumenta la fracción disociada. Así a 60°C, el valor de Kw es aproximadamente 
de 1,0 x 10-13 mol2/L2 y a 100°C alcanza un valor de 5 x 10-13 (de ahora en más 
no se usarán las unidades de las constantes de equilibrio para simplificar las 
expresiones). 
Sustituyendo (1) en (2): 
[H3O+]2 = 1,0 x 10-14 
[H3O+] = 1,0 x 10-7 y [OH-] = 1,0 x 10-7 
Expresado en forma logarítmica: 
pH = - log [H3O+] = 7,00 pOH= - log [OH-] = 7,00 
de lo que se deduce: 
pH + pOH = 14,00 
 
Nota: El ión hidronio es el protón hidratado formado por reacción de un ácido con el 
agua, generalmente se lo representa como H3O+, aunque existen hidratos superiores. 
Por comodidad, es común utilizar el término H+ para representarlo. 
 
 
CÁLCULO DE pH EN SOLUCIONES ACUOSAS 
Cálculo de pH para ácidos y bases fuertes 
Un ácido fuerte HA en solución acuosa se disocia según: 
HA H+ + A- 
Además, 
H2O H+ + OH- 
[H+] x [OH-] = Kw = 1 x 10-14 (1) 
En la solución acuosa de dicho ácido coexisten los iones A- y H+ provenientes de 
la disociación de HA y H+ y OH- provenientes de la ionización del H2O. 
El balance de cargas de la solución es: 
[H+] = [OH-] + [A-] (2) 
Por balance de masa para el ion A-: 
[A-] = Ca (3) 
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donde Ca es la concentración molar del ácido. Reemplazando [A-] en (2): 
[H+] = [OH-] + Ca (4) 
La concentración de protones de la solución resulta de los siguientes aportes: la 
contribución debida a la ionización total del ácido fuerte HA, y la contribución 
debida a la ionización parcial del agua. Así Ca representa el aporte de H+ del 
ácido y OH- el aporte de H+ del agua. Despejando OH- de (1) y reemplazando en 
(4): 
[H+] = 
𝐾𝑤
[H+] 
 + Ca (5) 
En la ecuación (5) la única incógnita es la [H+], por lo tanto: 
[H+]2 - Ca [H+]- Kw = 0 (6) 
cuya resolución es: 
[𝐻+] = 
𝐶𝑎+√𝐶𝑎2+4 ×𝐾𝑤
2
 (7) 
Esta ecuación permite calcular la [H+] en una solución de un ácido fuerte sin 
despreciar el aporte del agua. 
Sin embargo, el aporte de protones del agua en la solución de un ácido fuerte 
sólo es significativo para soluciones muy diluidas del mismo. Por lo tanto, cuando 
es válido despreciar el aporte del agua se puede decir que: 
[H+]  Ca 
Problema 1: Calcular el pH de una solución de HCl 0,01 M. 
ClH Cl- + H+ 
H2O H+ + OH- Kw = [H+] x [OH-] = 1,0 x 10-14 
por E.B.P. o por B.Q.: [H+] = [OH-] + [Cl-] 
B.M.: Ca = [Cl-] = 0,01 M 
Dado que la [OH-] es menor que 10-7 M, es despreciable frente a 0,01 M: 
[H+] = [Cl-] = 0,01 M 
pH = 2,00 
Respuesta: 
El pH de una solución de HCl 0,01 M es 2,00. 
 
Problema 2: Calcular la concentración de H+ y el pH de: 
a) una solución 5 x 10-8 M de HCl. 
b) una solución 0,001 M de HCl. 
a) ClH H+ + Cl- 
H2O H+ + OH- 
Kw = [H+] x [OH-] = 1,0 x 10-14 
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Por la ecuación de balance protónico o de balance de cargas: 
[H+] = [OH-] + [Cl-] 
Teniendo en cuenta el equilibrio de ionización del agua: 
[𝐻+] = 
𝐾𝑤
[H+] 
 + [𝐶𝑙−] 
Sustituyendo los datos en esta última ecuación se obtiene una ecuación 
cuadrática: 
[H+]2 - 5 x 10-8 [H+] - 1,0 x 10-14 = 0 
[H+] = 1,28 x 10-7 mol/L 
La [H+] de la solución es 1,28 x 10-7 M y corresponde al aporte del agua y del 
ácido fuerte. El ácido fuerte aporta una concentración de protones de 5 x 10-8 M. 
El aporte del agua se calcula a partir de la ecuación de Kw, esto permite saber 
si es correcto o no despreciar su aporte. 
Kw = 1,28 x 10-7 x [OH-] = 1,0 x 10-14 
Por lo tanto, la [H+] que aporta el agua es 7,8 x 10-8 M y el pH de la solución de 
ácido clorhídrico 7,8 x 10-8 M es 6,89. 
b) [H+]2 - 1 x 10-9 [H+] - 1,0 x 10-14 = 0 
[H+] = 1,005 x 10-7 M 
Ahora 9,95 x 10-8 moles/L de protones provienen del agua y 1 x 10-9 moles/L del 
ácido clorhídrico. Por lo tanto, el pH de la solución es 7,00. En este caso, se 
observa que el aporte de protones del ácido fuerte es despreciable frente al del 
agua. 
Respuesta: 
a) pH = 6,89; b) pH = 7,00 
 
En soluciones acuosas de ácidos sean estos débiles o fuertes, tanto el solvente 
(agua) como el soluto ceden protones. Para evaluar si el aporte de cada uno de 
ellos al pH de la solución es considerable, se compara la concentración a 
despreciar frente al 10 % del valor calculado, si este último es mayor, es válido 
el desprecio. El mismo criterio se sigue para las soluciones de sustancias 
básicas. 
(a) si se cumple que la [OH-] < 0,1 Ca [H+] Ca (Problema 1) 
(b) si se cumple que la Ca < 0,1 [OH-] [H+] [OH-] (Problema 2) 
(c) si alguna de estas desigualdades no se cumple [H+] = Ca + [OH–] 
(Problema 2 a). 
La desigualdad (a) se cumple para valores de Ca  3,16 x 10-7 M y la (b) para 
valores de Ca  9,53 x 10-9 M. Para valores de Ca comprendidos entre los límites 
se consideran ambos aportes (c) y se debe aplicar la ecuación cuadrática. 
 
 
 

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Problema 3: Calcular el pH y el pOH de una solución de hidróxido de estroncio 
1 x 10-4 M. 
Sr(OH)2 Sr2+ + 2 OH- 
H2O H+ + OH-Kw = [H+] x [OH-] = 1 x 10-14 (1) 
Por B.Q. 
[H+] + 2 [Sr2+] = [OH-] (2) 
Por B.M.: 
[Sr2+] = 1 x 10-4 M 
Sustituyendo en (2) 
[H+]+ 2 (1 x 10-4) = [OH-] 
En este caso como la [OH–] es muy grande y por ser una solución alcalina, la 
[H+] es menor a 10-7 M y de igual forma al caso de los ácidos fuertes se puede 
aproximar: 
[OH–] = 2 x 10-4 M 
Sustituyendo en la ecuación (1): 
[H+] x 2 x 10-4 = 1 x 10-14 M 
[H+] = 5 x 10-11 M 
pH = - log [H+] 
pH = 10,30 
Respuesta: 
El pH de la solución de hidróxido de estroncio 1 x 10-4 M es 10,30. 
 
Cálculo de pH para un ácido débil 
Para el caso de una solución de un ácido débil monofuncional: 
HA A- + H+ 𝐾𝑎 = 
[𝐴−] × [𝐻+] 
[𝐻𝐴]
 (1) 
H2O H+ + OH- Kw = [H+] x [OH-] = 1 x 10-14 (2) 
Además, por B.Q. resulta: 
[H+] = [OH-] + [A-] (3) 
donde [A–] representa el aporte de protones del ácido y [OH–] el aporte de 
protones del solvente, 
por B.M. para el ácido: 
Ca = [HA] + [A-] (4) 
Los valores Ca, Kw y Ka son conocidos, por sustitución de los mismos en las 
ecuaciones anteriores se obtiene una ecuación cúbica para el cálculo exacto de 
la concentración de protones. En la mayoría de los casos no es necesaria tal 
resolución para el cálculo de la [H+] debido a que se pueden efectuar algunas de 
las aproximaciones que se detallan a continuación: 
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a) si se desprecia del aporte de protones del agua frente al del ácido, en este 
caso la ecuación (3) se reduce a: 
[H+]  [A-] (5) 
luego se sustituye en la expresión de Ka (1): 
𝐾𝑎 = 
[𝐻+] × [𝐴−]
𝐶𝑎 − [𝐴−]
 = 
[𝐻+]2
𝐶𝑎 − [𝐻+]
 (6) 
lo que conduce a la resolución de una ecuación cuadrática. 
[H+]2 + Ka x [H+] - Ka x Ca = 0 (7) 
[𝐻+] = 
−𝐾𝑎+ √𝐾𝑎2+ 4 ×𝐾𝑎 ×𝐶𝑎
2
 (8) 
b) despreciando la fracción disociada frente a la no disociada, por lo tanto, la 
ecuación (4) se reduce a: 
Ca = [HA] (9) 
reemplazando en la ecuación (3) la [HO-] despejada de (2) y la de [A-] de (1): 
[𝐻+] = 
𝐾𝑤
[𝐻+] 
+ 
𝐾𝑎 × 𝐶𝑎
[𝐻+]
 (10) 
lo que lleva a obtener la siguiente expresión: 
[𝐻+] = √𝐾𝑤 + 𝐾𝑎 × 𝐶𝑎 (11) 
c) realizando ambas aproximaciones, las ecuaciones (3) y (4) se reducen a (5) y 
(9) respectivamente, por lo tanto, si se reemplazan en (1): 
𝐾𝑎 = 
[𝐻+]2
𝐶𝑎
 (12) 
[𝐻+] = √𝐾𝑎 × 𝐶𝑎 (13) 
La aplicación de una de las tres ecuaciones: (8), (11) ó (13) dependerá de los 
valores de Ca y Ka. 
Cuanto más pequeña sea la Ka, menor será la disociación del ácido y la fracción 
disociada podrá despreciarse frente a la no disociada, aplicándose las 
aproximaciones b) o c). El aumento de la concentración del ácido produce un 
efecto similar (ver Tabla 1). 
Asimismo, el que se considere o no el aporte del agua depende tanto de Ka como 
de la concentración del ácido. Como regla general se lo desprecia, excepto 
cuando se obtienen valores de [H+] del mismo orden que el aporte de protones 
de agua. 
Por lo tanto, la magnitud del error introducido al hacer estas aproximaciones se 
hace tanto mayor cuanto menor es la concentración del ácido y cuanto mayor es 
la constante de disociación del mismo (Tabla 1). 
En general resulta práctico empezar haciendo la aproximación (c), aplicando la 
ecuación 13 para obtener un valor aproximado de la [H+] y luego verificar si los 
desprecios realizados son válidos. Para lo cual, en ambos casos, se utiliza el 
criterio del 10 %. 
a) si [OH-] < 0,1 x [A-]  el aporte del agua es despreciable frente el aporte del 
ácido  ecuación 8. 
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b) si [A-] < 0,1 x Ca  la fracción disociada es despreciable frente a la no 
disociada  ecuación 11. 
c) si (a) y (b) se cumplen se puede usar la ecuación 13. 
 
Tabla 1. Concentración de H+ en soluciones de ácidos débiles de 
concentraciones y Ka diferentes. 
Valor Ka Valor de 
MAH 
Valor de [H+] 
empleando 
la ecuación 
(13) 
Error 
relativo % 
Valor de [H+] 
empleando 
la ecuación 
(8) 
Error 
relativo % 
Valores 
reales [H+] 
(ecuación 
cúbica) 
1 x 10-2 1 x 10-5 3,162 x 10-4 3065 9,990 x 10-6 0,01 9,991x10-6 
 1 x 10-3 3,162 x 10-3 245 9,161 x 10-4 0 9,161x10-4 
 1 x 10-1 3,162 x 10-2 17 2,702 x 10-2 0 2,702x10-2 
1 x 10-4 1 x 10-5 3,162 x 10-5 245 9,161 x 10-6 0,01 9,162 x 10-6 
 1 x 10-3 3,162 x 10-4 17 2,702 x 10-2 0 2,702 x 10-4 
 1 x 10-1 3,162 x 10-3 1,57 3,113 x 10-3 0 3,113 x 10-3 
1 x 10-6 1 x 10-5 3,162 x 10-6 16,8 2,702 x 10-6 0,22 2,780 x 10-6 
 1 x 10-3 3,162 x 10-5 1,57 3,113 x 10-5 0 3,113 x 10-5 
 1 x 10-1 3,162 x 10-4 0,16 3,157 x 10-4 0 3,157 x 10-4 
 
Problema 4: Calcular las concentraciones de H+, NO2- y HNO2 para una solución 
de ácido nitroso 0,02 M. Ka = 4,5 x 10-4. 
HNO2 NO2- + H+ 𝐾𝑎 = 
[𝐻+] × [𝑁𝑂2
−]
[𝐻𝑁𝑂2]
 
H2O H+ + OH- Kw = [OH-] + [H+] 
Además, por B.Q. resulta: 
[H+] = [OH-] + [NO2-] 
Por balance de masa: 
0,02 M = [HNO2] + [NO2-] 
Despreciando el aporte del agua y la fracción disociada frente a la no disociada: 
[𝐻+] = √𝐾𝑎 × 𝐶𝑎 = √4,5 × 10−4 × 0,02 
[H+] = 3 x 10-3 M 
Se comprueban los desprecios realizados: 
a) a partir de la ecuación (3) se calcula el aporte de protones del agua: 

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 [𝐻𝑂−] = 
𝐾𝑤
[𝐻+]
 = 
1× 10−14
3 ×10−3
 = 3,33 x 10-12 M 
3,33 x 10-12 < 0,1 x 3 x10-3  está bien despreciado el aporte de protones del 
agua. 
b) 3 x 10-3 > 0,1 x 0,02 = 2 x 10-3 no se puede despreciar la fracción disociada 
frente a la no disociada, por lo que debe emplearse la ecuación 17. 
Se debe hallar el valor de la [H+] considerando que: 
Ca = [HNO2] + [NO2-] y [H+] [NO2
-] 
y se calculan las concentraciones: 
[𝐻+] = 
−𝐾𝑎+ √𝐾𝑎2+ 4 ×𝐾𝑎 ×𝐶𝑎
2
 
[H+] = 2,78 x 10-3 M 
[NO2-] = 2,78 x 10-3 M 
[HNO2] = 0,02 – 2,78 x 10-3 = 0,0172 M 
Respuesta: 
La [H+] = 2,78 x 10-3 M, la de [NO2-] = 2,78 x 10-3 M y la [HNO2] = 0,0172 M. 
 
Problema 5: Calcular las concentraciones de H+, OH- y ácido sin disociar en una 
solución de ácido fórmico 0,1 M. Ka = 1,8 x 10-4 
HCO2H HCO2- + H+ 𝐾𝑎 = 
[𝐻+] × [𝐻𝐶𝑂2
−]
[𝐻𝐶𝑂2𝐻]
 = 1,8 x 10-4 
H2O H+ + OH- Kw = [H+] x [OH-] = 1 x 10-14 
Por B.Q. resulta: 
[H+] = [HCO2-] + [OH-] 
Por balance de masa el ácido: 
Ca = [HCO2H] + [HCO2-] 
Aplicando la ecuación (13): 
[𝐻+] = √𝐾𝑎 × 𝐶𝑎 = √1,8 × 10−4 × 0,1 
[H+] = 4,24 x 10-3 M 
Se deben comprobar los desprecios realizados: 
a) [𝐻𝑂−] = 
𝐾𝑤
[𝐻+]
 = 
1× 10−14
4,24 ×10−3
 = 2,36 x 10-12 M 
2,36 x 10-12 < 0,1 x 4,24 x 10-3  está bien despreciado el aporte de protones del 
agua. 
b) 4,24 x 10-3 < 0,1 x 0,1 = 0,01 está bien despreciada la fracción disociada 
frente a la no disociada. 
Luego, 
[HCO2H] = 0,1 – 4,24 x 10-3 = 0,0958 M 



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Respuesta: 
En la solución de ácido fórmico 0,1 M la [H+] es 4,24 x 10-3 M, la [OH-] es 2,36 x 10-12 M 
y la [HCO2H] es 0,0958 M. 
 
Problema 6: Calcular el pH de una solución de cloruro de amonio 0,1 M. 
Kb NH3 = 1,8 x 10-5. 
 
NH4Cl Cl- + NH4+ 
NH4+ + H2O NH3 + H3O+ 
𝐾𝑎𝑁𝐻4+ = 
[𝑁𝐻3] × [𝐻
+]
𝑁𝐻4
+ = 
𝐾𝑤
𝐾𝑏𝑁𝐻3
 = 
1×10−14
1,8 ×10−5
 = 5,6 x 10-10 (1) 
 
multiplicando por [OH–] el numerador y el denominador en la expresión anterior 
se obtiene la siguiente ecuación matemática: 
𝐾𝑎𝑁𝐻4+ = 
𝐾𝑤
𝐾𝑏𝑁𝐻3
 =
[𝑁𝐻3] × [𝐻
+] × [𝑂𝐻−]
[𝑁𝐻4
+]× [𝑂𝐻 −]
 
obteniéndose finalmente: 
𝐾𝑤 = 𝐾𝑎 × 𝐾𝑏 (2) 
Por ionización del H2O: 
H2O H+ + OH- Kw = [H+] x [OH-] = 1 x 10-14 
por balance de masa de nitrógeno: 
Csal = [NH4+] + [NH3] = [Cl-] (3) 
por B.Q. resulta: 
[H+] + [NH4+] = [OH-] + [Cl-] (4) 
despreciando el aporte del agua y la fracción disociada frente a la no disociada, 
las ecuacionesde B.M. (3) y de B.Q (4) se combinan dando: 
0,1 M = [NH4
+] 
[H+] = [NH3] 
y reemplazandolas en la expresión de 𝐾𝑎𝑁𝐻4+ la concentración de protones es: 
[𝐻+] = √𝐾𝑎𝑁𝐻4+ × 𝐶𝑠 = √5,6 × 10
−10 × 0,1 = 7,48 x 10-6 M 
pH = 5,13 
Se verifican los desprecios realizados: 
a) [OH-] = 
𝐾𝑤
[𝐻∓]
 = 
1 × 10−14
7,48 ×10−6
 = 1,34 x 10-9 M < 0,1 x 7,48 x10-6 bien despreciado 
el aporte de [H+] del agua. 
b) 7,48 x10-6 < 0,1 x 0,1 = 0,01 bien despreciada la fracción disociada frente 
a la fracción sin disociar. 


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Respuesta: 
El pH de la solución es 5,13. 
 
Cálculo del pH para una base débil 
Se realiza el mismo tratamiento que el visto para soluciones de ácidos débiles. 
Problema 7: Calcular el pOH y la concentración de todas las especies presentes 
en una solución de amoníaco obtenida por disolución de 2,63 g de NH3 en 768 
mL de agua. Kb = 1,8 x 10-5 
M = 
p
PM x V 
 = 
2,63
17,03 × 0,768
 = 0,201 
NH3 + H2O NH4+ + OH- 𝐾𝑏 = 
[𝑁𝐻4
+] × [𝑂𝐻−]
[𝑁𝐻3]
 (1) 
H2O H+ + OH- Kw = [H+] x [OH-] = 1 x 10-14 (2) 
Por B.Q. resulta: 
[OH-] = [NH4+] + [H+] (3) 
Por B.M. del nitrógeno: 
0,201 M = [NH3] + [NH4+] (4) 
Despreciando el aporte del agua en la ecuación de balance protónico (3) y la 
fracción ionizada frente a la no ionizada en el balance de masa (4): 
[OH-] = [NH4
+] 
Cb = [NH3] = 0,201 M 
Reemplazando en la ecuación de Kb (1): 
𝐾𝑏 = 
[𝑂𝐻−]2
𝐶𝑏
 = 
[𝑂𝐻−]2
0,201
 
[𝑂𝐻−] = √𝐾𝑏 × 𝐶𝑏 
[𝑂𝐻−] = √1,8 × 10−5 × 0,201 = 1,90 x 10-3 M 
También deben verificarse los desprecios realizados: 
a) [H+] = 
𝐾𝑤
[𝑂𝐻−]
 = 
1 × 10−14
1,90 ×10−3
 = 5,26 x 10-12 M < 0,1 x 1,90 x10-3  bien despreciado 
el aporte de protones del agua. 
b) 1,90 x10-3 < 0,1 x 0,201  bien despreciada la fracción ionizada frente a la no 
ionizada. 
[NH4+] = 1,90 x10-3 M 
[NH3] = 0,201 - 1,90 x10-3 = 0,199 M 
pOH = 2,72 
Respuesta: 
El pOH de la solución es 2,72; las [OH-] y [NH4+] = 1,90 x10-3 M y la [NH3] = 0,199 M. 
 
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Cálculo de pH para ácidos polipróticos: 
En una solución de un ácido diprótico se pueden considerar los siguientes 
equilibrios: 
Por ionización del H2O: 
H2O H+ + OH- Kw = [H+] x [OH-] = 1 x 10-14 (1) 
Por ionización del ácido diprótico tendremos: 
H2A HA- + H+ 𝐾𝑎1 =
[𝐻𝐴−] × [𝐻+]
[𝐻2𝐴]
 (2) 
HA- A2- + H+ 𝐾𝑎2 =
[𝐴2−] × [𝐻+]
[𝐻𝐴−]
 (3) 
Por B.Q.: 
[H+] = 2 x [A2-] + [HA-] + [OH-] (4) 
Por B.M.: 
Ca = [H2A] + [HA-] + [A2-] (5) 
Por sustitución en el B.M. (5) de [H2A] y [A2-] por [HA-], Ka1 y Ka2, combinando y 
resolviendo se llega a una ecuación de cuarto orden para calcular la [H+]. Si se 
desprecia el aporte del agua se obtiene una ecuación de tercer orden para 
determinar la [H+]. 
Como casi todos los ácidos del tipo [H2A] de importancia analítica tienen valores 
de Ka1 y Ka2 que difieren en un factor mayor de 10, se puede despreciar la 
especie proveniente de la segunda disociación frente a la especie 
correspondiente a la primera disociación en la ecuación del B.M. (5), de este 
modo se llega a la misma ecuación cuadrática que para los ácidos monopróticos: 
[H+]2 + Ka1 [H+].- Ka1 x Ca = 0 
y cuando se cumple que la [H+] es menor que el 10 % de Ca se obtiene a la 
expresión simplificada: 
[H+]2 = Ka1 x Ca  [𝐻+] = √𝐾𝑎 × 𝐶𝑎 
Para los ácidos tripróticos tenemos en cuenta los mismos razonamientos que 
para los ácidos dipróticos, las sucesivas constantes de ionización decrecen tanto 
en valor que generalmente sólo se considera la primera constante. La diferencia 
entre las constantes en la mayoría de los oxoácidos es del orden de 105. 
Problema 8: Calcular el pH de una solución 0,1 M de ácido fosfórico y la 
concentración de todas las especies. 
Ka1= 7,64 x 10-3; Ka2= 6,3 x 10-8; Ka3 = 4,4 x 10-13 
H3PO4 H2PO4- + H+ 𝐾𝑎1 =
[𝐻+] × [𝐻2𝑃𝑂4
−]
[𝐻3𝑃𝑂4]
= 7,64 x 10-3 
H2PO4- HPO42- + H+ 𝐾𝑎2 =
[𝐻+] × [𝐻𝑃𝑂4
2−]
[𝐻2𝑃𝑂4
−]
= 6,3 x 10-8 
HPO42- PO43- + H+ 𝐾𝑎3 =
[𝐻+] × [𝑃𝑂4
3−]
[𝐻𝑃𝑂4
2−]
=4,4 x 10-13 
 H2O H+ + OH- Kw = [H+] x [OH-] = 1 x 10-14 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 13 
Por B.M.: 
Ca = [H3PO4] + [H2PO4-] + [HPO42-] + [PO43-] 
Por B.Q.: 
[H+] = [H2PO4-] + 2 x [HPO42-] + 3 x [PO43-]+ [OH-] 
Dado que Ka2 y Ka3 son menores que Ka1, se desprecian la segunda y la tercera 
disociación frente a la primera, y despreciando el aporte del agua, las ecuaciones 
de B.M. y de B.Q. se reducen a: 
Ca = [H3PO4] + [H2PO4
-] 
[H+] = [H2PO4
-] 
y así, también se llega a siguiente ecuación cuadrática: 
[H+]2 + Ka1 x [H+].- Ka1 x Ca = 0 
[𝐻+] =
−7,64 × 10−3 + √(7,64 × 10−3)2 + 4 × 7,64 × 10−3 × 0,1
2
 
[H+] = 2,41 x 10-2 M 
pH = 1,62 
[H+] = [H2PO4-] = 2,41 x 10-2 M 
de la expresión de Ka2 se puede calcular la [HPO42-]: 
[𝐻𝑃𝑂4
2−] =
𝐾𝑎2 ×[𝐻2𝑃𝑂4
−] 
 [𝐻+]
= 6,3 × 10−8 M 
y de Ka3 se calcula la [PO43-]: 
[𝑃𝑂4
3−] =
𝐾𝑎3 × [𝐻𝑃𝑂4
2−] 
[𝐻+]
=
4,4 × 10−13 × 6,3 × 10−8
2,41 × 10−2
1,15 × 10−18 𝑀 
del B.M.: [H3PO4] = 0,1 - [H2PO4-] - [HPO42-] - [PO43-] 
[H3PO4] = 0,1 - 2,41 x 10-2 - 6,3 x 10-8 - 1,15 x 10-18 
[H3PO4] = 0,0759 M 
Al comprobar los desprecios realizados se concluye que las [HPO42-] y [PO43-] 
son mucho menores que las [H2PO4-] y [H3PO4] 
Respuesta: 
El pH de la solución es 1,62; la [H3PO4] = 0,0759 M; la [H2PO4-] = 0,0241 M; la [HPO42-] 
= 6,3 x 10-8 M; y la [PO43-] = 1,15 x 10-18 M. 
 
Problema 9: Calcular el pH y la concentración de las especies químicas de una 
solución 0,1 M de carbonato de sodio. Ka1= 4,1 x 10-7 Ka2= 4,8 x 10-11 
H2O H+ + OH- Kw = [H+] x [OH-] = 1 x 10-14 (1) 
Na2CO3 CO32- + 2 Na2+ 
CO32- + H2O HCO3- + OH- 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 14 
𝐾𝑏1𝐶𝑂32− =
[𝐻𝐶𝑂3
−]×[𝑂𝐻−]
[𝐶𝑂3
2−]
=
𝐾𝑤
𝐾𝑎2
= 2,08 × 10−4 (2) 
HCO3- + H2O H2CO3 + OH- 
𝐾𝑏2𝐻𝐶𝑂3− =
[𝐻2𝐶𝑂3]×[𝑂𝐻
−]
[𝐻𝐶𝑂3
−]
=
𝐾𝑤
𝐾𝑎1
= 2,40 × 10−8 (3) 
Por B.M.: 
0,1 M = [CO32-] + [HCO3-] + [H2CO3] (4) 
Por B.Q.: 
[Na+] + [H+] = [HCO3-] + 2 x [CO32-] + [OH-] (5) 
Como la segunda ionización es pequeña frente a la primera se la puede 
despreciar, quedando la expresión del B.M. (4) reducida a: 
0,1 M = [CO3
2-] + [HCO3
-] (6) 
despreciando en B.Q. (5) la segunda ionización y el aporte de [OH–] del agua, 
dicha expresión queda: 
2 x 0,1 M = [HCO3-] + 2 x ( 0,1 M - [HCO3-] ) +[OH-] 
[OH-] = [HCO3
-] (7) 
reemplazando (6) y (7) en la ecuación (2) se llega a la expresión cuadrática que 
permite calcular la [OH-]: 
[OH-]2 + Kb1CO32- [OH-] - Kb1CO32- = 0 
[𝑂𝐻−] =
−2,08 × 10−4 + √(2,08 × 10−4)2 + 4 × 2,08 × 10−4 × 0,1
2
 
[OH-] = 4,46 x 10-3 M 
[𝐻+] =
𝐾𝑤
[𝑂𝐻−]
= 
1 × 10−14
4,46 × 10−3
= 2,19 × 10−12 𝑀 
[H+] = 2,19 x 10-12 M  pH= 11,66 
En este caso se observa que: 
[HCO3-] = [OH-] = 4,46 x 10-3 < 0,1 x 0,1 = 10-2 
podríamos haber despreciado también [HCO3-] frente a [CO32-] llegando a la 
expresión más simple: 
[𝑂𝐻−] = √𝐾𝑏1𝐶𝑂32− × 0,1 = 4,56 × 10
−3 𝑀 
[H+] = 
𝐾𝑤
[𝑂𝐻−]
 = 2,19 x 10-12 M  pH = 11,66 
De la Kb2HCO3- se despeja la [H2CO3] 
[𝐻2𝐶𝑂3] =
𝐾𝑏2𝐻𝐶𝑂32− × [𝐻𝐶𝑂3
−]
[𝑂𝐻−]
= 2,40 × 10−8 
[CO32-] = 0,1 - 4,56 x 10-3  0,1 M 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 15 
Respuesta: 
En la solución de bicarbonato de sodio 0,1 M la [HCO3-] = [OH-] = 4,56 x 10-3 M; [CO32-] 
= 0,1 M; [H2CO3] = 2,40 x 10-8 M. 
Ionización ácida de cationes 
Problema 10: Calcular el pH de una solución de FeCl3 0,1 M. 
Kb1 = 1 x 10-6; Kb2 = 5 x 10-10; Kb3 = 1,3 x 10-12 
Fe(H2O)63+ + H2O Fe(H2O)5OH2+ + H3O+ 
𝐾𝑎1𝐹𝑒(𝐼𝐼𝐼) =
[𝐹𝑒(𝐻2𝑂)5(𝑂𝐻)
2+]× [𝐻+]
[𝐹𝑒(𝐻2𝑂)6
3+]
 
Fe(H2O)5OH2+ + H2O Fe(H2O)4(OH)2+ + H3O+ 
𝐾𝑎2𝐹𝑒(𝐼𝐼𝐼) =
[𝐹𝑒(𝐻2𝑂)4(𝑂𝐻)2
+] × [𝐻+]
[𝐹𝑒(𝐻2𝑂)5(𝑂𝐻)
2+]
 
Fe(H2O)4(OH)2+ + H2O Fe(H2O)3(OH)3 + H3O+ 
𝐾𝑎3𝐹𝑒(𝐼𝐼𝐼) =
[𝐹𝑒(𝐻2𝑂)3(𝑂𝐻)3] × [𝐻
+]
[𝐹𝑒(𝐻2𝑂)4(𝑂𝐻)2
+]
 
y como: 
Fe(OH)3 Fe(OH)2+ + OH- Kb1 = 1,0 x 10-6 
Fe(OH)2+ Fe(OH)2+ + OH- Kb2 = 5,0 x 10-10 
Fe(OH)2+ Fe3+ + OH- Kb3 = 1,3 x 10-12 
resulta: 
𝐾𝑎1𝐹𝑒(𝐼𝐼𝐼) = 
𝐾𝑤
𝐾𝑏3
=
1 × 10−14
1,3 × 10−12
 = 7,7 × 10−3 
𝐾𝑎2𝐹𝑒(𝐼𝐼𝐼) = 
𝐾𝑤
𝐾𝑏2
=
1 × 10−14
5,0 × 10−10
 = 2,0 × 10−5 
𝐾𝑎3𝐹𝑒(𝐼𝐼𝐼) = 
𝐾𝑤
𝐾𝑏1
=
1 × 10−14
1,0 × 10−6
 = 1,0 × 10−8 
Por B.M.: 
0,1 = [Fe3+] + [Fe(OH)2+] + [Fe(OH)2+] + [Fe(OH)3] 
Por B.Q.: 
[H+] + 3 x [Fe3+] + 2 x [Fe(OH)2+] + [Fe(OH)2+] = [OH-] + [Cl-] 
despreciando la segunda y tercera ionización ácida frente a la primera, y el 
aporte de [H+] del agua, las ecuaciones de B.M.y de B.Q. se reducen a las 
siguientes expresiones: 
0,1 M = [Fe3+] + [Fe(OH)2+] 
[H+] = [Fe(OH)2+] 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 16 
y reemplazandolas en la ecuación de Ka1Fe(III) se llega a la siguiente expresión 
cuadrática: 
[H+]2 + Ka1 x [H+] - Ka1 x 0,1 = 0 
[𝐻+] =
−7,7 × 10−3 + √(7,7 × 10−3)2 + 4 × 7,7 × 10−3 × 0,1
2
 
[H+] = 2,41 x 10-2 M 
pH = 1,62 
Respuesta: 
El pH de la solución es 1,6. 
 
Grado de disociación. pH y su relación con la composición de 
una solución conteniendo un electrolito débil. 
Porcentaje de ionización (α %): se denomina así a la relación porcentual entre 
la concentración de la especie obtenida por ionización básica y la concentración 
inicial de la sal; siendo α una fracción molar. 
Problema 11: Calcular el pH, grado y porcentaje de ionización básica y 
concentración de especies disueltas en una solución de acetato de sodio 0,01 
mM. KaHAc = 1,8 x 10-5. 
Por ionización básica del NaAc en agua: 
NaAc Ac- + Na+ 
Ac- + H2O AcH + OH- 
𝐾𝑏𝐴𝑐− = 
𝐾𝑤
𝐾𝑎𝐻𝐴𝑐
 = 
[𝐻𝐴𝑐]×[𝑂𝐻−]
[𝐴𝑐−]
 = 
1×10−14
1,8×10−5
= 5,6 × 10−10 (1) 
Por ionización del H2O: 
H2O H+ + OH- Kw = [H+] x [OH-] = 1 x 10-14 (2) 
Por B.M. de acetato: 
1 x 10-5 M = [Ac-] + [AcH] = [Na+] (3) 
Por B.Q.: 
[H+] + [Na+] = [OH-] +[Ac-] (4) 
[H+] + 1x10-5 M = [OH-] + [Ac-] 
 [H+] + 1x10-5 M = [OH-] + ( 1x10-5 M - [AcH] ) 
Despreciando el aporte del agua y la fracción no disociada frente a la disociada, 
se obtiene: 
[AcH] = [OH-] 
10-5 M = [Ac–] 
y reemplazando en la siguiente expresión, resulta: 
[𝑂𝐻−] = √𝐾𝑏𝐴𝑐− × 𝐶𝑠 (5) 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 17 
[𝑂𝐻−] = √5,6 × 10−10 × 1 × 10−5 = 7,48 x 10-8 M 
al verificar los desprecios realizados, se cumple que: 
a) [H+] = 
𝐾𝑤
[𝑂𝐻−]
= 
1×10−14
7,48 ×10−8
 
 
= 1,34 x 10-7 M > 0,1 x 7,48 x10-8 no se puede 
despreciarse el aporte de [OH–] del solvente 
b) 7,48 x 10-8 < 0,1 x 10-5 = 10-6 bien despreciada la fracción no disociada 
frente a la disociada. 
Por lo tanto, se calcula la [OH–] considerando: 
[H+] + [AcH] = [OH-] 
10-5 M = [Ac-] 
con lo que se llega a: 
[𝑂𝐻−] = √𝐾𝑏𝐴𝑐− × 𝐶𝑠 + 𝐾𝑤 
expresión similar a la ecuación (19). 
[𝑂𝐻−] = √5,6 × 10−10 × 1 × 10−5 + 1 × 10−14 
[OH-] = 1,25 x 10-7 M 
Luego, 
[𝐻+] =
𝐾𝑤
[𝑂𝐻−]
= 
1 × 10−14
1,25 × 10−7
= 8 × 10−8 𝑀 
pH = 7,10 
[AcH] = 1,25 x 10-7 - 8 x 10-8 = 4,5 x 10-8 M 
[Ac-] = 9,96 x 10-6 10-5 M 
En este caso, el grado de ionización básica es: 
𝛼 = 
[𝐻𝐴𝑐]
𝐶𝑠
 = 
4,5 × 10−8
1 × 10−5
= 0,0045 
α % = 0,45 
Respuesta: 
El pH de la solución es 7,10; la [OH-] = 1,25 x 10-7 M; la [AcH] = 4,5 x 10-8M; la [Ac-] = 
9,96 x 10-6 M; el α = 0,0045 y el α % = 0,45. 
 
Los ácidos polipróticos se disocian en etapas sucesivas y las concentraciones 
de los productos de esas disociaciones dependen del pH. El cálculo de las 
variaciones de composición en función del pH es útil, por ejemplo, para 
interpretar curvas de titulación de ácidos polipróticos y cálculo de errores de 
titulación o simplemente para saber cuál es la especie predominante a un pH 
determinado. 
Problema 12: ¿Cuál es la especie aniónica predominante en una solución de 
ácido fosfórico de pH = 1,64? 
Ka1 = 7,64 x 10-3; Ka2 = 6,3 x 10-8; Ka3 = 4,4 x 10-13 



 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 18 
H3PO4 H2PO4- + H+ 𝐾𝑎1 =
[𝐻2𝑃𝑂4
−]×[𝐻+]
[𝐻3𝑃𝑂4]
= 7,64 × 10−3 
H2PO4- HPO42- + H+ 𝐾𝑎2 =
[𝐻𝑃𝑂4
2−]×[𝐻+]
[𝐻2𝑃𝑂4
−]
= 6,3 × 10−8 
HPO42- PO43- + H+ 𝐾𝑎3 =
[𝑃𝑂4
3−]×[𝐻+]
[𝐻𝑃𝑂4
2−]
= 4,4 × 10−13 
El método más exacto para determinar las concentraciones de las especies 
presentes en una solución de un ácido poliprótico es empezar definiendo una 
serie de valores α que son la relación de cada una de las concentraciones de las 
especies consideradas a la concentración analítica (Ca) del ácido. Estos valores 
α son similares al grado de disociación definido para ácidos monopróticos y 
similar a lo que se verá en el capítulo Nº 8 de equilibrios de complejos. 
Si Ca es la concentración analítica del H3PO4: 
𝛼0 =
[𝐻3𝑃𝑂4]
𝐶𝑎
 𝛼1 =
[𝐻2𝑃𝑂4
−]
𝐶𝑎
 𝛼2 =
[𝐻𝑃𝑂4
2−]
𝐶𝑎
 𝛼3 =
[𝑃𝑂4
3−]
𝐶𝑎
 
despejando las concentraciones de equilibrio de todas las especies: 
[𝐻3𝑃𝑂4] = 𝛼0 × 𝐶𝑎 [𝐻2𝑃𝑂4
−] = 𝛼1 × 𝐶𝑎 
[𝐻𝑃𝑂4
2−] = 𝛼2 × 𝐶𝑎 [𝑃𝑂4
3−] = 𝛼3 × 𝐶𝑎 
introduciendo los valores de α en las respectivas constantes: 
𝐾𝑎1 =
[𝐻+] × 𝛼1 × 𝐶𝑎
𝛼0 × 𝐶𝑎
= 
[𝐻+] × 𝛼1
𝛼0
 
por lo tanto: 
𝛼1 =
𝐾𝑎1
[𝐻+]
× 𝛼0 (1) 
𝐾𝑎2 =
[𝐻+] × 𝛼2 × 𝐶𝑎
𝛼1 × 𝐶𝑎
= 
[𝐻+] × 𝛼2
𝛼1
=
[𝐻+] × 𝛼2
𝐾𝑎1
[𝐻+]
× 𝛼0
 
o 
𝛼2 =
𝐾𝑎1×𝐾𝑎2
[𝐻+]2
× 𝛼0 (2) 
y: 
𝛼3 =
𝐾𝑎1×𝐾𝑎2×𝐾𝑎3
[𝐻+]3
× 𝛼0 (3) 
Por B.M: 
Ca = [H3PO4] + [H2PO4-] + [HPO42-] + [PO43-] 
dividiendo miembro a miembro por Ca se llega a: 
1 = 𝛼0 + 𝛼1 + 𝛼2 + 𝛼3 (4) 
reemplazando (1), (2) y (3) en (4): 
1 = 𝛼0 +
𝐾𝑎1
[𝐻+]
× 𝛼0 +
𝐾𝑎1 × 𝐾𝑎2
[𝐻+]2
× 𝛼0 +
𝐾𝑎1 × 𝐾𝑎2 × 𝐾𝑎3
[𝐻+]3
× 𝛼0 
y reordenando, se obtiene la ecuación que nos permite calcular 0: 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 19 
1
𝛼0
= 1 +
𝐾𝑎1
[𝐻+]
+
𝐾𝑎1×𝐾𝑎2
[𝐻+]2
+
𝐾𝑎1×𝐾𝑎2×𝐾𝑎3
[𝐻+]3
 (5) 
Una vez hallado 0 puede calcularse 1, 2 y 3 usando las expresiones (1), (2) 
y (3) respectivamente. 
[𝐻+] = 10−1,64 = 2,29 × 10−2 𝑀 
1
𝛼0
= 1 +
7,64 × 10−3
2,29 × 10−2
+
7,64 × 10−3 × 6,3 × 10−8
[2,29 × 10−2]2
+
7,64 × 10−3 × 6,3 × 10−8 × 4,4 × 10−13
[2,29 × 10−2]3
 
1
𝛼0
= 1 + 3,34 × 10−1 + 9,18 × 10−7 + 1,76 × 10−17 = 1,334 
Por lo tanto, 
0 = 0,7496 
𝛼1 =
7,64 × 10−3
2,29 × 10−2
× 0,7496 = 0,250 
𝛼2 =
7,64 × 10−3 × 6,3 × 10−8
(2,29 × 10−2)2
× 0,7496 = 6,9 × 10−7 
𝛼3 =
7,64 × 10−3 × 6,3 × 10−8 × 4,4 × 10−13
(2,29 × 10−2)3
× 0,7496 = 1,3 × 10−17 
Se observa que el H2PO4- es la especie aniónica que se encuentra en mayor 
proporción (representa el 25,0 % de la concentración analítica del ácido). 
Si la Ca es 0,1000 M, las concentraciones de cada especie serán: 
[H3PO4] = 0,1 x α0 = 0,07496 M 
[H2PO4-] = 0,1 x α1 =0,0250 M 
 [HPO42-] = 0,1 x α2 = 6,9 x 10-8 M 
 [PO43-] = 0,1 x α3 = 1,3 x 10-18 M 
 
Cálculo de pH de soluciones de ácidos fuertes con ácidos 
débiles o de bases fuertes con bases débiles 
En las soluciones donde se tienen mezclas de ácido fuerte y débil o ácidos 
débiles entre sí, se debe considerar el aporte de H+ de cada uno. Si la [H+] que 
corresponde a uno de ellos es más pequeña (menor que el 10% del otro aporte) 
podemos despreciarla. Igual criterio se aplica para las soluciones de bases. 
Problema 13: Calcular el pH de una solución 0,01 M en ácido clorhídrico y 0,02 
M en ácido fórmico. pKa = 3,61. 
HCl Cl- + H+ 
HCOOH HCOO-+ H+ 𝐾𝑎 =
[𝐻𝐶𝑂𝑂−] × [𝐻+]
[𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻]
 
según los B.M.: 
para el Cl-: 
0,01 M = [Cl-] 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 20 
para el ácido fórmico: 
0,02 M = [HCOOH] + [HCOO-] 
según B.Q.: 
[H+] = [Cl-] + [HCOO-] + [HO-] 
Este tipo de problemas puede resolverse calculando el aporte de H+ del ácido 
débil y comparándolo luego con el aporte del ácido fuerte: 
x = [HCOO-] (aporte de H+ del ácido débil) 
y se puede decir que: 
[H+] = 0,01 M + x 
 
aporte del ácido fuerte aporte del ácido débil 
[HCOOH] = 0,02 – x 
y reemplazando en la expresión de KaHCOOH: 
𝐾𝑎 =
𝑥 (0,01 + 𝑥)
0,02 − 𝑥
= 2,45 × 10−4 
despreciando x frente a 0,02 y a 0,01: 
𝑥 =
2,45 × 10−4 × 0,02
0,01
= 4,92 × 10−4 𝑀 
cumpliéndose este caso, que el aporte de H+ del ácido débil es menor que el 10 
% del aporte del ácido fuerte: 
4,92 x 10-4 < 0,1 x 0,01 = 10-3 M 
lo que hace despreciable a la [H+] proveniente del ácido fórmico frente a la del 
ácido clorhídrico. 
[H+] ≈ 0,01 M 
Respuesta: 
El pH de la solución es 2,00. 
 
Cálculo de pH de soluciones de dos ácidos o bases débiles. 
En las soluciones donde se tienen mezclas de ácidos débiles se siguen las 
mismas aproximaciones vistas para las mezclas de ácido fuerte y débil. Pero si 
las [H+] provenientes de cada uno de los ácidos están muy próximas se deberá 
tener en cuenta los siguientes equilibrios: 
HA1 H+ + A1- 𝐾𝑎1 =
[𝐻+] × [𝐴1
−]
[𝐻𝐴1]
 (1) 
HA2 H+ + A2- 𝐾𝑎2 =
[𝐻+] × [𝐴2
−]
[𝐻𝐴2]
 (2) 
Por B.Q.: 
[H+] = [OH-] + [A1-] + [A2-] (3) 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 21 
Por ecuación de balance de masa para cada ácido: 
Ca1 = [A1-] + [HA1] (4) 
Ca2 = [A2-] + [HA2] (5) 
combinando los balances de masas con las constantes de ionización respectivas 
obtendremos: 
[𝐴1
−] =
𝐾𝑎1×𝐶𝑎1
[𝐻+]+𝐾𝑎1
 (6) 
[𝐴2
−] =
𝐾𝑎2×𝐶𝑎2
[𝐻+]+𝐾𝑎2
 (7) 
sustituyendo [A1-] y [A2-] en la ecuación (3): 
[𝐻+] =
𝐾𝑎1×𝐶𝑎1
[𝐻+]+𝐾𝑎1
+
𝐾𝑎2×𝐶𝑎2
[𝐻+]+𝐾𝑎21
+
𝐾𝑤
[𝐻+]
 (8) 
Operando con esta igualdad se llega a una ecuación de cuarto grado. 
En soluciones de un solo ácido débil generalmente se podía despreciar la 
fracción disociada frente a la no disociada. En este caso hay mayor 
concentración de H+ y los equilibrios de disociación de los ácidos débiles están 
desplazados hacia la izquierda, entonces se puede hacer la misma aproximación 
y los balances (4) y (5) se reducen a: 
Ca1 = [A1-] 
Ca2 = [A2-] 
Generalmente la [H+] es mayor que el valor de las constantes de ionización ácida, 
Ka1 y Ka2. Si C1 y C2 son elevadas, es posible despreciar Ka1 y Ka2 de los 
denominadores en la ecuación (8) y se obtiene: 
[𝐻+] =
𝐾𝑎1 × 𝐶𝑎1
[𝐻+]
+
𝐾𝑎2 × 𝐶𝑎2
[𝐻+]
+ 
𝐾𝑤
[𝐻+]
 
[𝐻+] = √𝐾𝑎1 × 𝐶𝑎1 + 𝐾𝑎2 × 𝐶𝑎2 + 𝐾𝑤 
Problema 14: Calcular el pH de una solución 0,1 M de ácido acético y 0,05 M de 
ácido propiónico. KaHAc = 1,8 x 10-5; Kaprop = 2,34 x 10-5. 
AcH H+ + Ac- 𝐾𝑎𝐻𝐴𝑐 =
[𝐴𝑐−] × [𝐻+]
[𝐻𝐴𝑐]
= 1,8 × 10−5 
HPROP H+ + PROP- 𝐾𝑎𝐻𝑃𝑅𝑂𝑃 =
[𝑃𝑅𝑂𝑃−] × [𝐻+]
[𝐻𝑃𝑅𝑂𝑃]
= 2,34 × 10−5 
Por B.Q.: 
[H+] = [OH-] + [PROP-] + [Ac-] 
Por B.M.: 
0,1 M = [AcH] + [Ac-] 
0,05 M = [HPROP] + [PROP-] 
Aplicando lo anteriormente visto: 
[𝐻+] = √1,8 × 10−5 × 0,1 + 2,34 × 10−5 × 0,05 + 1 × 10−14 
[𝐻+] = √2,97 × 10−6 = 1,72 × 10−3 𝑀 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 22 
pH = - log 1,72 x 10-3 = 2,76 
Respuesta: 
El pH de la solución es 2,76. 
 
Cálculo de pH de soluciones de anfolitos. 
Pertenecen a este grupo las soluciones de sales del tipo bicarbonato de sodio, 
fosfato monobásico o diácido, fosfato dibásico o monoácido de potasio, etc., son 
aquellos compuestos que tienen hidrólisis básica y ácida. 
Por ejemplo, en una solución de bicarbonato de sodio tienen lugar los siguientes 
equilibrios: 
NaHCO3 Na+ + HCO3- 
HCO3- + H2O H2CO3 + OH- 𝐾𝑏2 =
𝐾𝑤
𝐾𝑎1
=
[𝐻2𝐶𝑂3] × [𝑂𝐻
−]
[𝐻𝐶𝑂3
−]
 (1) 
HCO3- H+ + CO32- 𝐾𝑎2 =
[𝐶𝑂3
2−] × [𝐻+]
[𝐻𝐶𝑂3
−]
 (2) 
Por B.M.: 
Cs = [Na+] = [CO32-] + [HCO3-] + [H2CO3] (3) 
Por B.Q. 
[Na+] + [H+] = [OH-] + [HCO3-] + 2 x [CO32-] (4) 
Por comparación de las constantes de equilibrios correpondientes a los 
equilibrios arriba escritos, puede decirse (sin hacer cálculos numéricos), si el pH 
de la solución será ácido o básico. Para este caso en particular, como la Kb2 = 
2,38 x 10-8 es mayor que Ka2 = 4,8 x 10-11, la solución será básica. Para calcular 
la [H+] de soluciones de este tipo de compuestos, se sigue el siguiente 
razonamiento: 
reemplazando en (4) según (1) y (2): 
[Na+] + [H+] = [OH-] + [HCO3-] + 2 x [CO32-] 
 
Cs + [H+] = [OH-] + [HCO3-] + [CO32-] + [CO32-] 
 
Cs + [H+] = [OH-] + Cs - [H2CO3] + [CO32-] 
 
[H+] + [H2CO3] = [OH-] + [CO32-] 
 
[𝐻+] +
𝐾𝑏2 × [𝐻𝐶𝑂3
−]
[𝑂𝐻−]
= [𝑂𝐻−] +
𝐾𝑎2 × [𝐻𝐶𝑂3
−]
[𝐻+]
 
remplazando: [𝑂𝐻−] =
𝐾𝑤
[𝐻+]
 obtenida de la ecuación: 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 23 
[𝐻+] +
𝐾𝑏2 × [𝐻𝐶𝑂3
−]
𝐾𝑤
[𝐻+]
= 
𝐾𝑤
[𝐻+]
+
𝐾𝑎2 × [𝐻𝐶𝑂3
−]
[𝐻+]
 
operando con esta igualdad y considerando que: 
𝐾𝑎1 =
𝐾𝑤
𝐾𝑏2
 
se llega a: 
[𝐻+] = √
𝐾𝑎1 × 𝐾𝑎2× [𝐻𝐶𝑂3
−]+ 𝐾𝑤 × 𝐾𝑎1
[𝐻𝐶𝑂3
−]+ 𝐾𝑎1
 (5) 
Una aproximación razonable aplicada a la mayoría de los casos es que la 
extensión de las ionizaciones ácida y básica del HCO3- son lo suficientemente 
pequeñas como para considerar que en (3): 
[CO32-] + [H2CO3] < 0,1 [HCO3-] 
por lo tanto, 
Cs = [HCO3-] (6) 
con lo que la ecuación (5) queda: 
[𝐻+] = √
𝐾𝑎1 × 𝐾𝑎2 ×𝐶𝑠+ 𝐾𝑤 × 𝐾𝑎1
𝐶𝑠+ 𝐾𝑎1
 (7) 
Cuando se cumple que Cs >> Ka1 y (Ka2 x Cs) >> Kw la expresión (7) se reduce 
a: 
[𝐻+] = √𝐾𝑎1 × 𝐾𝑎2 (8) 
𝑝𝐻 = 
1
2
× (𝑝𝐾𝑎1 + 𝑝𝐾𝑎2) 
Por lo tanto, en estos casos el pH es independiente de la concentración analítica 
del anfolito. 
Problema 15: Calcular el pH de una solución 0,1 M de bicarbonato de sodio y 
las concentraciones molares de ácido carbónico y de carbonato. 
Ka1= 4,2 x 10-7; Ka2 = 4,8 x 10-11 
Teniendo en cuenta lo explicado anteriormente y que en este caso la solución es 
concentrada, se cumple que: 
0,1 >> 4,2 x 10-7 
 0,1 x 4,8 x 10-11 > 10-14 
y por lo tanto se puede aplicar la ecuación (8): 
[𝐻+] = √𝐾𝑎1 × 𝐾𝑎2 = √4,2 × 10−7 × 4,8 × 10−11 = 4,5 × 10
−9 
pH = 8,35 
[𝐻2𝐶𝑂3] =
[𝐻+] × [𝐻𝐶𝑂3
−]
𝐾𝑎1
=
4,5 × 10−9 × 0,1
4,2 × 10−7
= 1,07 × 10−3 𝑀 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 24 
[𝐶𝑂3
2−] =
𝐾𝑎2 × [𝐻𝐶𝑂3
−]
[𝐻+]
=
4,8 × 10−11 × 0,1
4,5 × 10−9
= 1,07 × 10−3 𝑀 
Respuesta: 
El pH de la solución es 8,35 y las concentraciones de ácido carbónico y de carbonatos 
son iguales a 1,07 x 10-3 M. 
 
Problema 16: Calcular el pH de una solución de bicarbonato de sodio 0,001 M. 
Ka1 = 4,2 x 10-7; Ka2 = 4,8 x 10-11. 
En este caso, se cumple que: 
0,001 > Ka1 = 4,2 x 10-7 y que 0,001 x 4,8 x 10-11 > Kw 
por lo cual, no se puede despreciar Kw frente a 4,8 x 10-14, cumpliéndose: 
[𝐻+] = √
𝐾𝑎1 × 𝐾𝑎2 × 𝐶𝑠 + 𝐾𝑤 × 𝐾𝑎1
𝐶𝑠 + 𝐾𝑎1
 
[𝐻+] = √
4,2 × 10−7 × 4,8 × 10−11 × 0,001 + 1 × 10−14 × 4,2 × 10−7 
0,001 + 4,2 × 10−7
 
[H+] = 4,9 x 10-9 M 
Respuesta: 
El pH de la solución de bicarbonato de sodio 0,001 M es 8,31. 
 
Problema 17: ¿Cuál es el pH de una solución de glicina 0,01 M? 
Ka1 = 4,5 x 10-3; Ka2 = 1,7 x 10-10. 
Desde el punto de vista biológico los aminoácidos, péptidos y proteínas son un 
grupo muy importante de anfolitos de interés biológico. 
Si tenemos en cuenta el comportamiento de la glicina: 
+NH3CH2COOH +NH3CH2COO- + H+ 𝐾1 =
[𝐺𝑙𝑦] × [𝐻+]
[𝐻𝐺𝑙𝑦+]
 
+NH3CH2COO- NH2CH2COO- + H+ 𝐾2 =
[𝐺𝑙𝑦−] × [𝐻+]
[𝐺𝑙𝑦]
 
por BM para la glicina: 0,01 = [Gly] + [GlyH+] + [Gly-] 
por BQ: [H+] + [GlyH+] = [Gly-]+ [OH-] 
se concluyeque: 
0,01 M > 4,5 x 10-3 
lo que indica que 4,5 x 10-3 no es despreciable frente a 0,01 M y también se 
cumple que (0,01 x 1,7 x 10-10) = 1,7 x 10-12 > Kw = 10-14. 
Por lo tanto, se debe aplicar la ecuación (7): 
[𝐻+] = √
4,5 × 10−3 × 1,7 × 10−10 × 0,01 + 1 × 10−14 × 4,5 × 10−3 
0,01 + 4,5 × 10−3
 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 25 
[H+] = 7,28 x 10-7 M 
pH = 6,14 
Respuesta: 
El pH de la solución es 6,14. 
 
Cálculo de pH de soluciones de sales de ácidos y bases débiles. 
En una solución que contiene una sal de un ácido débil y una base débil, las 
especies conjugadas correspondientes reaccionan produciendo su respectiva 
hidrólisis básica o ácida. La extensión de cada reacción depende de la constante 
de cada equilibrio de ionización y de la concentración de la sal. En este caso, los 
dos sistemas ácidos base débiles independientes están vinculados por ambos 
tener la misma concentración total. 
En la solución de BHA de concentración CM tenemos los siguientes equilibrios: 
BHA BH+ + A- 
A- + H2O HA + HO- KbA- = 
[𝐻𝐴] x [𝐻𝑂−]
[𝐴−]
 = 
𝐾𝑤
𝐾𝑎𝐻𝐴
 (1) 
BH+ + H2O B + H3O+ KaBH+ = 
[𝐵] x [𝐻3𝑂+]
[𝐵𝐻+]
 = 
𝐾𝑤
𝐾𝑏𝐵
 (2) 
2H2O HO- + H3O+ Kw = [H3O+] x [HO-] (3) 
por balance de masa: 
CM = [A-] + [HA] = [BH+] + [B] (4) 
por B.Q.: 
[A-] + [HO-] = [BH+] + [H3O+] (5) 
Consideremos los casos en los que Keq de la reacción global adopta valores 
extremos (superiores a 106, o inferiores a 10-6) o bien valores cercanos a 1. Los 
diferentes casos se desarrollan en las clases teóricas correspondientes, y 
veremos aquí uno de ellos. 
Si la Keq de la reacción global adopta un valor extremo bajo, las especies 
mayoritarias serán los reactivos A- y BH+, y (5) puede plantearse como: 
 [A-] + [HO-] = [BH+] + [H3O+] 
 CM - [HA] + [HO-] = CM - [B] + [H3O+] 
 [AH] + [H3O+] = [B] + [HO-] (6) 
si se considera que [H3O+] y [HO-] son pequeñas, se puede decir que: 
[AH]  [B] 
y por lo tanto, del B.M. se desprende que: 
CM  [A-]  [BH+] (7) 
despejando [HO-] de (3) y reemplazando en (1): 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 26 
𝐾𝑤
𝐾𝑎𝐻𝐴
=
[𝐻𝐴] x Kw/[𝐻+]
[𝐴−]
 
simplificando y despejando [HA], 
[HA] = 
[𝐻3𝑂+] x [𝐴−] 
[KaHA]
 
y reemplazando [A-] por CM, 
[HA] = 
[𝐻3𝑂+] x CM
[KaHA]
 (8) 
haciendo un razonamiento similar a partir de (2) se llega a una expresión análoga 
a (8): 
[B] = 
[KaBH+] x [𝐵𝐻
+] 
 [𝐻3𝑂+]
= 
[KaBH+ ] x CM 
 [𝐻3𝑂+]
 (9) 
reemplazando (8), (9) y [HO-] en (6): 
[H3O+] x CM 
KaHA
+ [H3O+] = 
KaBH+ x CM 
 [H3O+]
+
Kw
[H3O+]
 
despejando [H3O+] y reordenando se llega a la siguiente expresión: 
[H3O+]2 = 
KaBH+ × KaHA × CM + Kw × KaHA
CM + KaHA
 
 
[H3O+] = √
KaBH+ × KaHA × CM + Kw × KaHA
CM + KaHA
 (10) 
En general, la mayoría de las constantes ácidas y básicas están comprendidas 
entre 10-3 y 10-11 y por lo tanto son mayores que Kw, esto permite despreciar el 
segundo término del numerador. Además, cuando la concentración de la sal es 
mayor que el valor de las constantes (lo que sucede en la mayoría de los casos), 
esta expresión se reduce a: 
[H3O+] = √KaBH+ × KaHA = √
Kw
KaBH+
× KaHA 
Por lo tanto, en este caso el pH de la solución solo depende de los valores de 
Ka y Kb. 
 
Problema 18: Calcular el pH de una solución de formiato de amonio 0,01 M. 
KaHCOOH = 1,8 x 10-4; KbNH3 = 1,8 x 10-5. 
HCOO- + H2O HCOOH + OH- 𝐾𝑏𝐻𝐶𝑂𝑂− =
𝐾𝑤
𝐾𝑏𝑁𝐻3
 = 
1 × 1,0−14
1,8−4
 
NH4+ NH3 + H+ 𝐾𝑎𝑁𝐻4+ =
𝐾𝑤
𝐾𝑏𝑁𝐻3
=
1,0×10−14
1,8×10−5
 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 27 
[𝐻+] = √𝐾𝑎 × 
𝐾𝑤
𝐾𝑏
= √
1,8 ×10−4× 10−14
1,8 ×10−5
 = 3,2 x 10-7 M 
Respuesta: 
El pH de la solución es 6,49. 
 
Calculo de pH de mezclas de acidos y bases fuertes y debiles 
Problema 19: Calcule el pH que resulta de mezclar 50,0 mL de hidróxido de 
sodio 2,0 M con 200,0 mL de ácido clorhídrico 0,125 M y 1,3 mL de ácido 
fosfórico 85 % (PM: 98, densidad 1,7 g/mL), luego de llevar a un volumen final 
de 500,0 mL con agua destilada. 
pKa1 = 2,12 pKa2 = 7,20 pKa3 = 12,30 
 
Para resolver los problemas de mezclas de ácidos y bases se debe primero 
determinar la cantidad de cada una de las especies agregada a la solución: 
n°mmoles NaOH = 50 mL x 2 M = 100 mmol 
n°mmoles HCl = 200 mL x 0,125 M = 25 mmol 
𝑛°𝑚𝑚𝑜𝑙 𝐻3𝑃𝑂4 = 1,4 𝑚𝐿 𝑥 1,7
𝑔
𝑚𝐿
𝑥 
85
100
𝑥
1000
98
= 20,6 𝑚𝑚𝑜𝑙 
Luego, se procede a neutralizar las especies: 
1°) se neutralizan los ácidos y bases fuertes entre si; 
2°) se neutralizan los ácidos o bases fuertes remanentes con los ácidos o bases 
débiles; 
3°) se neutralizan los ácidos y bases débiles entre si. 
 
 
 
 
 
NaOH Na+ + OH- 
HCl H+ + Cl- 
H+ + OH- H2O 
100 25 
75 --- 
H3PO4 + OH- H2PO4- + H2O 
75 20,6 
54,4 --- 20,6 
-----
- 
H2PO4- + OH- HPO42- + H2O 
54,4 20,6 
33,8 --- 20,6 
------ 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 28 
 
Se obtiene una mezcla de base fuerte con base débil 
Se procede entonces a calcular el pH de una mezcla de bases fuerte y débil, 
considerando en este caso particular, que el valor de Kb1 es considerablemente 
elevado (implica una elevada tendencia a hidrólisis alcalina para PO43-) 
 
 
BM: Ca fosfato = [PO43-] + [HPO42-] + [H2PO4-] + [H3PO4] = 0,0412 M 
 [Na+] = 0,200 M; [Cl-] = 0,0500 M 
BQ: [H+] + [Na+] = 3 x [PO43-] + 2 x [HPO42-] + [H2PO4-] + [OH-] + [Cl-] 
Considerando despreciables el aporte de [H2PO4-] y [H3PO4], y el aporte del 
agua: 
[H+] + [Na+] = 3 x [PO43-] + 2 x [HPO42-] + [H2PO4-] + [OH-] + [Cl-] 
0,200 M = 3 x [PO43-] + 2 x [HPO42-] + [OH-] + 0,0500 M 
0,150 M = 3 x 0,0412 M – 3 x [HPO42-] + 2 x [HPO42-] + [OH-] 
0,0264 M = - [HPO42-] + [OH-] 
0,0264 M + [HPO4
2-] = [OH-] 
Se puede calcular [HPO42-] como: 
𝑲𝒃𝟏 =
[𝑯𝑷𝑶𝟒
𝟐−] × [𝑶𝑯−]
[𝑷𝑶𝟒
𝟑−]
=
[𝑯𝑷𝑶𝟒
𝟐−] × [𝑶𝑯−]
𝟎, 𝟎𝟒𝟏𝟐 𝑴 − [𝑯𝑷𝑶𝟒
𝟐−] 
 
Se obtiene un sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas: [OH-] y [HPO42-]. 
𝐾𝑏1 =
([𝑂𝐻−] − 0,0264𝑀) × [𝑂𝐻−]
0,0412 𝑀 − ([𝑂𝐻−] − 0,0264𝑀) 
 
Notese que, en este caso, debido al elevado valor de Kb1, no es posible 
despreciar [HPO42-]. 
[OH-]=
(6,5×10-3)+√(-6,5×10-3)2+5,381×10-3
2
= 0,0401 𝑀 
 
𝑝𝑂𝐻 = 1,40 
𝑝𝐻 = 12,60 
 
HPO42- + OH- PO43- + H2O 
33,8 20,6 
13,2 --- 20,6 
------ 
PO43- + H2O HPO42- + OH- 
HPO42- + H2O H2PO4- + OH- 
H2PO4- + H2O H3PO4 + OH- 
H2O H+ + OH- 
NaOH Na+ + OH- 
Kb1 = 1,99 x 10-2 
Kb2= 1,58 x 10-7 
Kb3 = 1,32 x 10-12 
Kw = 1 x 10-14 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 29 
Verificación de desprecios: 
[H2PO4-] = 4,70 x 10-8 M < 0,1[HPO42-] = 1,37 x 10-3 M 
2[H2PO4-] = 9,40 x 10-8 M < 0,1[HPO42-] = 1,37 x 10-3 M 
[H3PO4] = 1,45 x 10-18 M < 0,1[HPO42-] = 1,37 x 10-3 M 
3[H2PO4-] = 4,36 x 10-8 M < 0,1[HPO42-] = 1,37 x 10-3 M 
[H+] = 2,34 x 10-13 M < 0,1[HPO42-] = 1,37 x 10-3 M 
 
Respuesta: 
El pH de la solución es 12,60. 
 
 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 30 
SOLUCIONES REGULADORAS 
Soluciones reguladoras son aquellas que admiten la adición de pequeños 
volúmenes de ácido o base sin que se produzcan grandes variaciones de pH. 
Dentro de estas se consideran las soluciones de ácidos débiles y sus bases 
conjugadas (según Brønsted) y también las soluciones de ácidos y bases fuertes 
concentrados (frente a pequeñas cantidades de sus antagonistas). 
La eficacia amortiguadora depende de la concentración de los componentes 
disueltos y es máxima cuando se encuentran en proporciones iguales, en cuyo 
caso el pH de la solución será igual al pKa. En la práctica, la mayor efectividad 
se obtiene en el rango pKa ± 1. De ese modo para el caso de la solución HAc y 
NaAc donde el pKa = 4,76, esta solución será efectiva para un ámbito de pH 
entre 3,70y 5,70. 
Por eso, para la selección de un sistema regulador siempre se deberá hacerlo 
tener en cuenta que el pKa del ácido sea lo más cercano posible al pH que se 
requiere y que además no presente interferencia con los componentes de 
nuestra solución. 
Si se tiene una solución de un ácido débil y base conjugada, tipo ácido acético-
acetato de sodio tendríamos que: 
NaAc Na+ + Ac- 
 AcH H+ + Ac- 𝐾𝑎 =
[𝐴𝑐−] × [𝐻+]
[𝐻𝐴𝑐]
 (1) 
Si Ca es la concentración de HAc y Cs es la concentración de NaAc por balance 
de masa resulta: 
 Ca + Cs = [Ac-] + [HAc] (2) 
y por balance de cargas: 
 [H+] + [Na+] = + [Ac-] + [OH-] (3) 
como 
 [Na+] = Cs (4) 
se tendría: 
 [Ac-] = Cs + [H+] - [OH-] (5) 
y reemplazando [Ac-] en la ecuación de B.M. (2) se obtiene: 
 [HAc] = Ca - [H+] + [OH-] (6) 
como por la ecuación de la Ka: 
[𝐻+] =
𝐾𝑎 × [𝐻𝐴𝑐]
[𝐴𝑐−]
 
y reemplazando en ella la [Ac-] y [HAc] por sus iguales se obtiene una ecuación 
generalizada: 
[𝐻+] = 𝐾𝑎 ×
𝐶𝑎−[𝐻+]+[𝐻𝑂−]
𝐶𝑎+[𝐻+]−[𝐻𝑂−]
 (7) 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 31 
Por lo general, las concentraciones del ácido y de la sal son mayores a 0,001 M 
y la Ka del ácido corresponde a ácidos ni muy fuertes ni muy débiles, lo que 
permite despreciar las concentraciones de protones y de hidróxidos y se llega a 
la ecuación simplificada (8). 
Dicha ecuación (8) no se cumple si el ácido es demasiado fuerte pues entonces 
la [H+] no es despreciable y si el ácido es muy débil tampoco porque en este caso 
la [OH-] no se puede despreciar, o cuando la concentración de la sal es pequeña. 
[𝐻+] =
𝐾𝑎 × 𝐶𝑎
𝐶𝑠
 Ecuación de Henderson (8) 
Si se aplica logaritmos: 
-log [H+] = - log Ka - log Ca + log Cs 
pH = pKa + log 
𝐶𝑠
𝐶𝑎
 Ecuación de Henderson – Hasselbach 
En la práctica una solución reguladora se obtiene a partir de alguna de las 
siguientes estrategias: 
a) generando una solución de un ácido débil y su base conjugada (HA y 
NaA); 
b) añadiendo a una solución de un ácido débil una cantidad determinada de 
base fuerte (HA - NaOH), de modo que el ácido quede en exceso; 
c) añadiendo a una solución de una base conjugada una cantidad limitada 
de ácido fuerte de modo que la base quede en exceso (NaA - HCl). 
Debido a esto para realizar los cálculos deberá tenerse en cuenta la forma de 
preparación de la solución reguladora, los cálculos se detallan a continuación: 
a) Por mezcla directa de los componentes que finalmente forman la 
solución amortiguadora. 
a1) ácido débil y base conjugada: AcH +NaAc 
𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐴𝑐−
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙⁄
𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝐴𝑐
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙⁄
 
MT = Ca + Cs 𝑀𝑇 =
𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝐴𝑐 + 𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐴𝑐−
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 (𝑚𝐿)
 
a2) base débil y ácido conjugado: NH3 + ClNH4 
𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔
𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻4
+
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
⁄
𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻3
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙⁄
 
MT = Cb + Cs 𝑀𝑇 =
𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻4
+ + 𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻3
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 (𝑚𝐿)
 
 
b) Por mezcla de un ácido o una base débil y una base o ácido fuerte según 
corresponda. Se parte del ácido o base débil y la especie conjugada se 
forma por el agregado de una base o ácido fuerte. 
 b1) ácido débil + base fuerte: por ejemplo, AcH + NaOH 
𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙⁄
(𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝐴𝑐𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 − 𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻)
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
⁄
 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 32 
nº mmoles Ac-final= nº mmoles NaOH 
nº mmoles AcHfinal = nº mmoles AcHinicial – nº mmoles NaOHagregados 
En este caso se cumple que: 
𝑀𝑇 =
𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝐴𝑐𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 (𝑚𝐿)
 
b2) base débil + ácido fuerte: por ejemplo, NH3 + ClH 
𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝑘𝑏 + 𝑙𝑜𝑔
𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝐶𝑙
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙⁄
(𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻3𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 − 𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝐶𝑙)
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
⁄
 
nº mmoles NH4+final= nº mmoles HCl 
nº mmoles NH3final = nº mmoles NH3inicial – nº mmoles HCl 
𝑀𝑇 =
𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻3𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 (𝑚𝐿)
 
c) Por mezcla de base o ácido conjugado y ácido o base fuerte, es análogo 
al desarrollado en el ítem b: 
c1) base conjugada y ácido fuerte: por ejemplo, NaAc + HCl 
𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
(𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝑎𝐴𝑐𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 − 𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝐶𝑙)
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
⁄
𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝐶𝑙
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙⁄
 
𝑀𝑇 =
𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐴𝑐𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
−
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 (𝑚𝐿)
 
c2) ácido conjugado y base fuerte: por ejemplo, NH4Cl + NaOH 
pOH = pKb + log
(𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 NH4 inicial
+ − 𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 NaOH)
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
⁄
n° mmoles NaOH
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙⁄
 
𝑀𝑇 =
𝑛° 𝑚𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 NH4 inicial
+
𝑣𝑜𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 (𝑚𝐿)
 
El pH de las soluciones reguladoras no varía por dilución de las mismas pues la 
variación de pH está condicionada a la relación de concentraciones de ácido y 
base conjugada (ver Tabla 2). 
 
 
 
 
 
 
 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 33 
Tabla 2: Efecto de la dilución y de la adición de ácidos fuertes o de bases fuertes 
a soluciones de diferente capacidad reguladora. 
Composición pH 
inicial 
pH final después de 
 Dilución 
1/10 
Adición de 1,0 mL 
de HCl 0,1 M a 100 
mL de solución 
Adición de 1,0 mL 
de NaOH 0,1 M a 
100 mL de solución 
H2O 7,00 7,00 3,00 11,00 
0,1 M HCl 1,00 2,00 1,00 1,01 
0,1 M NaOH 13,00 12,00 12,99 13,00 
0,1 M AcH 2,88 3,36 2,72 3,05 
0,1 M NaAc 8,83 8,36 6,75 11,00 
0,1 M AcH 
+ 0,1 M NaAc 
4,76 4,76 4,75 4,77 
0,1 M AcH 
+ 0,01 M NaAc 
3,76 3,76 3,70 3,80 
0,01 M AcH 
+ 0,1 M NaAc 
5,76 5,76 5,71 5,80 
0,1 M NH3 
+ 0,1 M NH4Cl 
9,27 9,27 9,26 9,28 
 
Problema 20: Se prepara una solución reguladora mezclando 10 mL de AcH 6 
M con 20 mL de KAc 6 M. 10 mL de la solución obtenida se diluyen a 100 mL 
con agua destilada. Calcular el pH de la solución resultante. Ka = 1,8 x 10-5. 
El primer paso es calcular las nuevas concentraciones de ácido y de sal luego 
de mezclar 10 mL de una solución con 20 mL de la otra. 
V x M = V’ x M’ 
En consecuencia, reemplazando y despejando, para el HAc se calcula su 
concentración según: 
𝑀′ =
𝑉 × 𝑀
𝑉′
=
10 𝑚𝐿 × 6 𝑀
30 𝑚𝐿
= 2 𝑀 
y para el KAc: 
𝑀′ =
𝑉 × 𝑀
𝑉′
=
20 𝑚𝐿 × 6 𝑀
30 𝑚𝐿
= 4 𝑀 
Dado que el pH de una solución reguladora no depende de la dilución: 
pH = pKa + log 
𝐶𝑠
𝐶𝑎
 
pH = 4,74 + log 
4
2
 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 34 
pH = 4,74 + log 2 = 4,74 + 0,3010 = 5,04 
Respuesta: 
El pH de la solución resultante es 5,04. 
Nota: el pH se expresa con 2 cifras decimales, debido a que mayormente las mediciones 
se realizan con una exactitud de ± 0,01. 
 
Problema 21: 10 mL de la solución reguladora anterior (problema 20) se 
mezclan con 1 mL de HCl 6 M y se lleva a 100 mL a un volumen final con agua 
destilada. Calcular el pH y el pH. (Considere que la hay variación de volumen 
es depreciable). 
Se cálculan las nuevas concentraciones debido a la dilución: 
HCl 
M’ = 
1 𝑚𝐿 × 6 M
100 mL
 = 0,06 M 
AcH 
M’ = 
10 𝑚𝐿 × 2 M
100 mL
 = 0,2 M 
KAc 
M’ = 
10 𝑚𝐿 × 4 M
100 mL
 = 0,4 M 
Al agregar ácido clorhídrico a la solución, la concentración de acetato disminuye 
y la concentración de ácido acético aumenta en igual proporción. 
[AcH]
 
= 0,2 M + 0,06 M = 0,26 M 
[KAc]
 
= 0,4 M + (- 0,06 M) = 0,34 M 
Se tiene entonces que, reemplazando en la fórmula: 
pH = pKa + log 
𝐶𝑠
𝐶𝑎
 = 4,74 + log 
0,34
0,26
 = 4,86 
La variación de pH (pH) será: 
pH = 5,04 – 4,86 = 0,18 
Otra forma de resolver el problema es no tener en cuenta el volumen final de la 
solución: 
10 mL solución reguladora AcH 2 M/KAc 4 M = 20 mmoles AcH + 20 mmoles 
KAc y 1 mL HCl 6 M = 6 mmoles H+ 
n° mmoles AcH final = 20 + 6 = 26 
n° mmoles KAc final = 40 - 6 = 34 
Cs = 34/100 Ca = 26/100 
Respuesta:El pH es 4,86 y el  pH = 0,18. 
 

 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 35 
Problema 22: Calcular la variación de pH que se produce cuando se añaden 0,5 
mL de NaOH 0,2 M a: 
a) 100 mL de una solución 0,2 M en AcH y en NaAc. 
b) 100 mL de una solución 0,002 M en AcH y en NaAc. 
¿Qué conclusiones puede sacar con respecto a su poder regulador? 
a) el pH inicial de la solución es: 
pH = 4,74 + log 
0,2
0,2
 = 4,74 
 en 100 mL de AcH 0,2 M hay 0,02 moles de ácido, 
en 100 mL de NaAc 0,2 M hay 0,02 moles de sal, 
en 0,5 mL de NaOH 0,2 M hay 0,0001 moles base fuerte. 
Al agregar la base fuerte se produce la neutralización de una cantidad 
equivalente de ácido, por lo tanto, en la nueva situación la solución contiene las 
siguientes cantidades de moles de ácido acético y de acetato: 
AcH: 0,02 - 0,0001 = 0,0199 moles 
NaAc: 0,02 + 0,0001 = 0,0201 moles 
pH = pKa + log 
𝐶𝑠
𝐶𝑎
 
pH’ = 4,74 + log 
0,201
0,199
= 4,744 
pH = pHinicial – pHfinal = 0,004 
b) el pH antes del agregado de la base es = 4,74 (ver ítem a), y siguiendo el 
mismo razonamiento que en el ítem a se puede decir que luego del agregado de 
la base fuerte la cantidad de moles de cada componente es la siguiente: 
AcH: 0,0002 - 0,0001 = 0,0001 moles 
NaAc: 0,0002 + 0,0001 = 0,0003 moles 
pH’ = 4,74 + log 
0,003
0,001
= 4,74 + 0,48 = 5,22 
pH = 0,48 
Respuesta: 
La variación de pH que se produce cuando se añaden 0,5 mL de NaOH 0,2 M a la 
solución de concentración 0,2 M es de 0,004 unidades de pH; mientras que para la 
solución de concentración 0,002 M es de 0,48 unidades; por lo tanto, se deduce que la 
solución (a) tiene un buen poder regulador. 
 
Problema 23: ¿Qué cantidad de HA al 90,00 % p/p y de NaA al 85,00 % p/p se 
debe disponer para preparar 1000 mL de solución de pH 6,00 de manera tal que 
la concentración molar total del sistema sea 0,500? (Ka = 2,0 x 10-6; PM HA = 
100,0) pKa = 5,70. 
pH = pKa + log 
𝐶𝑠
𝐶𝑎
 
log 
𝐶𝑠
𝐶𝑎
 = pH - pKa = 6,00 - 5,70 = 0,30 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 36 
𝐶𝑠
𝐶𝑎
 = 1,995 (1) 
y como MT = Cs + Ca = 0,500 (2) 
operando con las ecuaciones (1) y (2) 
1,995 Ca + Ca = 0,500 
2,995 Ca = 0,500 
Ca = 
0,500
2,995
 = 0,1669 M 
Cs = 0,500 – 0,1669 = 0,3331 M 
p = n° moles x PM 
El ácido no es puro, por lo tanto, la cantidad de HA de 90,00 % a pesar es la 
siguiente: 
p = n° moles x PM x 100/90,00 = 18,54 g de HA 
De manera similar se calcula la cantidad necesaria de sal: 
 PMNaA = 122,0 
 pNaA = 0,3331 x 122,0 x 100/85,00 = 47,81 g 
Respuesta: 
Se necesitan 18,54 g HA 90,00 % p/p y 47,81 g NaA 85,00 % p/p para preparar un litro 
de buffer. 
 
Problema 24: Se desea preparar una solución reguladora cuyo pH sea 7,38 y 
de molaridad total 0,2 para emplearla en un analizador de gases sanguíneos. Si 
Ud. dispone de los siguientes compuestos: ácido fosfórico (85 % p/p; δ = 1,7 
g/mL), fosfato monobásico de sodio, fosfato monoácido de potasio y fosfato 
tribásico de sodio. ¿Qué cantidades de los compuestos adecuados emplearía 
para preparar 1 litro del buffer que necesita usar? 
Ka1 = 7,64 x 10-3; Ka2 = 6,3 x 10-8; Ka3 = 4,4 x 10-13 
Dado que el pH de buffer está muy cercano a pKa2, el par ácido - base conjugado 
que forma el buffer es fosfato monobásico - fosfato monoácido. 
pH = 7,20 + log 
𝐻𝑃𝑂4
2−
𝐻2𝑃𝑂4
− 
log 
𝐶𝑠
𝐶𝑎
 = 7,38 – 7,20 = 0,18 
𝐶𝑠
𝐶𝑎
 = 1,514 
Cs + Ca = 0,2 
operando con estas igualdades: 
1,514 Ca + Ca = 0,2 
2,514 Ca = 0,2 
Ca = 7,955 x 10-2 M 
Cs = 0,1204 M 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 37 
Respuesta: 
Se necesitan 79,55 milimoles de fosfato monobásico de sodio y 120,4 milimoles de 
fosfato monoácido de potasio. 
 
Problema 25: ¿Cuántos mL de HCl 0,10 M deben agregarse a 250 mL de NH3 
0,05 M para obtener una solución reguladora de pH = 9,00? pKb = 4,75 
pOH = pKb + log 
𝐶𝑠
𝐶𝑏
 = 4,75 + log 
𝑁𝐻4
+
𝑁𝐻3
 
log 
𝐶𝑠
𝐶𝑏
 = pOH – pKb = 5,00 - 4,75 = 0,25 
𝐶𝑠
𝐶𝑏
= 1,778 (1) 
Por cada mol de H+ se formará 1 mol de NH4+ a expensas de 1 mol de NH3, por 
lo tanto: 
 n° mmol NH3 final = n° mmol NH3 inicial - n° mmol HCl 
 n° mmol NH3 final = 250 x 0,05 - V x 0,10 (2) 
 n° mmol NH4+ final = n° mmol HCl 
 n° mmol NH4+ final = V x 0,10 (3) 
reemplazando (2) y (3) en (1): 
𝑉 × 0,10
250 × 0,05 − 𝑉 × 0,10
= 1,778 
despejando V: 
V = 80 mL 
Respuesta: 
Deben agregarse 80 mL de HCl 0,1 M a 250 mL de NH3 0,05 M para obtener una 
solución reguladora de pH = 9,00. 
 
Capacidad reguladora 
La capacidad reguladora (β) es una medida de la habilidad de una de una 
solución reguladora para mantener su pH prácticamente constante a pesar del 
agregado de ácidos o de bases. Se define como el número de moles de ácido 
fuerte o base fuerte necesario para producir en 1 L de solución buffer un cambio 
de una unidad de pH. Se calcula como: 
β = 
𝑛
∆𝑝𝐻
 
donde: 
n = número de moles de ácido o base fuerte agregado por litro de solución 
reguladora. 
pH = cambio de pH producido. 
La capacidad reguladora depende de: 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 38 
✓ la relación de concentraciones de los componentes de la solución reguladora, 
siendo máxima cuando Ca = Cb y se cumple que el pH = pKa. 
✓ la molaridad total del buffer (MT = Ca + Cb), ya que β disminuye con la dilución 
del buffer. 
Un valor óptimo de capacidad reguladora está en el orden de 0,2. 
Problema 26: Calcular la capacidad reguladora para las soluciones del problema 
N°22. Saque conclusiones. 
a) 0,5 mL NaOH 0,2 M = 0,1 mmol = 1 x 10-4 mol 
100 mL sc. reguladora 1 x 10-4 mol de H+ 
 1000 mL sc. reguladora X = 1 x 10-3 mol de H+ 
pH = 0,004 = 4 x 10-3 
β = 
1×10−3
4×10−3
 = 0,25 
β = 0,25 
b) pH = 0,48 
β = 
1×10−3
0,48
 = 2,08 x 10-3 
β = 2,08 x 10-3 
Respuesta: 
Al diluir la solución reguladora disminuye su capacidad reguladora. 
 
Problema 27: Para estudiar las características de la fosfatasa alcalina se 
requiere que el medio en el cual se la hace reaccionar no varíe su pH en más de 
0,20 unidades respecto a su pH óptimo (pH = 9,60). Suponiendo que en el 
transcurso de la reacción se puedan producir como máximo 3 mmoles de H+ 
cada 100 mL de solución: 
a) ¿Cuántos moles de amoníaco y cloruro de amonio usará para preparar 1 L del 
buffer necesario? pKb = 4,75. 
b) ¿Cuál es la capacidad reguladora requerida para el estudio enzimático? 
pOH = pKb + log 
𝐶𝑠
𝐶𝑏
 
log 
𝐶𝑠
𝐶𝑏
 = pOH - pKb = 4,40 - 4,75 
o sea: 
𝐶𝑠𝑖
𝐶𝑏𝑖
 = 0,4467 (1) 
se agregan 3 mmoles de [H+] por 100 mL o sea. [H+] = 0,03 y: 
Csf = Csi + 0,03 = 0,4467 Cbi + 0,03 (2) 
Cbf = Cbi - 0,03 = Cbi - 0,03 (3) 
final: 
pHf = 9,60 - 0,20 = 9,40 
pOHf = 4,60 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 39 
log 
𝐶𝑠𝑓
𝐶𝑏𝑓
 = 4,60 - 4,75 
o sea 
𝐶𝑠𝑓
𝐶𝑏𝑓
 = 0,7079 (4) 
reemplazando (2) y (3) en (4): 
0,7079 = 
0,4467 × 𝐶𝑏𝑖 + 0,03 
𝐶𝑏𝑖 − 0,03
 
despejando Cb: 
Cbi = 0,1962 M 
y luego espejando Cs de (1): 
Csi = 0,08763 M 
 = 
0,03
0,20
 = 0,15 
Respuesta: 
a) Se requieren 0,1962 moles de NH3 y 0,08763 moles de NH4Cl. b) El poder regulador 
requerido es 0,15. 
 
PROBLEMAS PARA RESOLVER 
Las respuestas a los problemas se encuentran al final del capítulo. 
Los valores de las constantes de disociación acida se encuentran en el ANEXO 
I de esta guía de problemas. 
Equilibrios ácido-base 
1- Calcular el pH del H2O a 0°C; Kw = 1 x 10-15. 
2- Calcular el pH de una solución de hidróxido de bario 0,02 M. 
3- Calcular el pH de una solución de ácido clorhídrico 9,95 x 10-8M. 
4- Calcular el pH de una solución de ácido acético al 3,00 % p/v. 
PM = 60,053 
5- Calcular el pH de una solución de NaA cuya concentración es 5,005 % p/v. 
PM NaA = 100,0. Ka: 2,8 x 10-5 
6- Si el pH de una disolución al 1% de efedrina es de 11,06. Calcular el pKb de 
la efedrina.PM= 165,23. 
7- Calcular el pH de una solución de hidróxido de sodio 1 x 10-10 M. 
8- Calcular el pH de una solución de nitrato de sodio 0,03 M. 
9- Calcular el pH de una solución de que se obtiene mezclando 200 mL de nitrato 
de sodio 2 x 10-3 M con 100 mL de ácido clohídrico 3 x 10-7 M. 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 40 
10- Calcular la Ka de un ácido cuya solución 1 x 10-3 M tiene un pH de 3,50. 
11- Calcular el pH de una solución de fluoruro de sodio 0,005 M. 
12- Calcular el pH de una solución de ácido cítrico 3 x 10-3 M. 
13- Calcular el pH, [SO32-] y [H2SO3] en una solución 0,100 M de NaHSO3. 
14- Calcular el pH de una solución de succinato de sodio (PM 162,053) 5,0 % 
p/v. 
15- Calcule el pH de las siguientes soluciones: 
a) 50 mL de ácido nítrico 0,1 M + 50,0 mL de amoníaco 0,2 M. 
b) 200 mL de un ácido débil monoprótico 0,03 M (Ka = 1,68 x 10–3) mezclados 
con 100 mL de hidróxido de potasio 0,06 M. 
16- Calcular el pH, grado y porcentaje de ionización de una solución de cloruro 
de amonio 2,3 x 10-1 M. 
17- ¿A cuánto debe diluirse una solución de 300 mL de ácido benzoico 
0,08 M para que duplique su grado de disociación? 
18- Un ácido HA se encuentra disociado un 6,3 % en una solución 0,080 M. 
¿Cuál es el porcentaje de disociación en una solución 0,50 M? 
19- Se tiene una solución de ácido benzoico (BzH) 0,2 M a la que se le agregan 
los volúmenes de NaOH 0,1 M y agua que se indican a continuación: 
 A B C D E 
V BzH (mL) 60 60 60 60 60 
V NaOH(mL) - 40 50 64 110 
Agua csp* 200 200 200 200 200 
* cantidad suficiente para 
a) Calcule el grado de disociación porcentual de ácido en cada situación (A a E). 
b) ¿En cuáles de dichas situaciones la solución resultante podría en la práctica 
emplearse como solución reguladora? 
c) ¿Cuál solución de las indicadas en b) seleccionaría por su capacidad 
reguladora? 
20- a) Calcule el pH y el grado de ionización de una solución de ácido fórmico 
0,68 M. b) Si la misma solución es llevada a pH = 4,50 (sin producirse variación 
de volumen apreciable), ¿cuál será el grado de ionización? ¿Qué conclusión 
puede sacar? 
 
Soluciones reguladoras 
21- Calcular el pH de una mezcla de 100,0 mL de ftalato ácido de potasio 0,5 M 
con 150,0 mL de hidróxido de sodio 0,05 M. 
22- Calcular el pH de una solución obtenida mezclando 100,0 mL de solución de 
amoníaco 0,2 M con 50,0 mL de ácido clorhídrico 0,05 M. 
 CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 41 
23- Calcular la cantidad de ácido acético y de acetato de sodio en moles por litro 
necesarios para preparar una solución reguladora 0,2 M, pOH 8,50. 
24- Se tienen 100,0 mL de ácido clorhídrico 0,1 M; se desea cambiar su pH y 
lograr una solución reguladora de pH 4,40 mediante el agregado de acetato de 
sodio. Calcular la cantidad en gramos % de acetato de sodio trihidrato que debe 
agregarse. 
PMacetato de sodio trihidrato: 136,08 PMácido clorhídrico: 36,4609 
25- Se desea preparar una solución reguladora de pH= 2,60 y molaridad total = 
0,05 para ser empleada como eluyente en una cromatografía de afinidad. Si 
dispone de los siguientes compuestos: I) Ácido Cítrico de 90 % de pureza. II) 
Citrato diácido de sodio puro. III) Citrato monoácido de potasio de 80 % de 
pureza y IV) Citrato de sodio puro. ¿Cuántos gramos de los componentes 
adecuados se necesitarán para preparar 100 mL de dicho buffer? 
26- Calcule el número de mmoles de ácido acético y acetato de sodio que 
deberían estar presentes en 200 mL de una solución cuyo pH es 4,90 para que 
la variación de pH no sea mayor que 0,15 al agregar a la solución 5 mL de 
hidróxido de sodio 0,001 M. 
27- Se desea preparar 300 mL de solución de pH = 5,40 y molaridad total = 0,2. 
Para ello se cuenta con una solución 0,5 M de hidróxido de sodio, ácido acético 
(densidad = 1,05 g/cm3; 90 % p/p; PM = 60,052) y ftalato ácido de potasio puro. 
a) ¿qué compuestos utilizaría? 
b) calcule la cantidad necesaria de cada compuesto utilizado. 
c) si a 50 mL de la solución reguladora obtenida agrega 1 mL de ácido clorhídrico 
0,1 M, ¿cuál será la variación de pH y cuál la capacidad reguladora? 
PM = 204,22. 
28- Se prepara un buffer mezclando 500 mL de fosfato dibásico de sodio 0,4 M 
y 500 mL de fosfato monobásico de sodio 0,2 M. 
a) Calcular el pH. 
b) Se añaden a este amortiguador 10 mL de ácido clorhídrico 1 N. Calcular la 
variación de pH. (No se tiene en cuenta el cambio de volumen). 
c) Calcular el cambio de pH, si se añadiera la misma cantidad de ácido clorhídrico 
a un litro de agua pura (pH = 7,0). 
29- Si se añaden 10 mL de hidróxido de sodio 0,1 N a 50 mL de una solución 
reguladora de fosfato 0,2 M, pH = 6,47 ¿cuál sería el pH resultante? 
30- Se mezclan 23,0 mmoles de ácido fosfórico con 58 mmoles de hidróxido de 
potasio llevándose a 1000 mL con agua destilada. Calcular el pH resultante. 
31- ¿Qué volumen de H2PO4– 0,1 M se necesitaría mezclar con 25 mL de HPO42– 
0,1 M para dar una concentración de H+ de 2 x 10–8 M? 
32- Se necesita un buffer de fosfato de pH 7,20 (MT: 0,1 M). ¿Cómo se prepararía 
un litro de buffer en el laboratorio, disponiendo solamente de Na3PO4 cristalino y 
HCl concentrado (1,19 g/mL y 37 % p/p)? 
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33- ¿Qué volumen de NaOH 3 M se deberá agregar a 100 mL de fosfato diácido 
de potasio 0,6 M para preparar 300 mL de buffer de pH 7,20? Calcule la 
molaridad total y la capacidad reguladora si agrega al buffer ya preparado 5 mL 
de NaOH 0,1 M. 
34- ¿Cuántos mililitros de HCl 0,1 N se necesitan para cambiar el pH de 1200 
mL de un buffer de fosfato de 7,60 a 7,00 si la concentración es de 57 mM? 
35- Para preparar 500,0 mL de un buffer de molaridad total 0,20 y pH 7,10 se 
dispone de fosfato de sodio puro, fosfato dibásico de sodio 99 % p/p y fosfato 
diácido de potasio dihidratado 95 % p/p. 
a) ¿qué cantidades de las sales utilizaría? 
b) ¿qué volumen de HCl 1 M debería agregar para producir un pH de 0,20? 
36- Para preparar una solución reguladora de pH 9,70 se dispone de una 
solución de NaHCO3 al 8 % p/v 
a) ¿cuántos gramos de NaOH al 98 % de pureza se deben agregar a 500 mL de 
NaHCO3 para alcanzar ese pH? 
b) ¿cuál es la molaridad de la solución reguladora? 
c) ¿cuál hubiese sido el pH de la solución resultante si la cantidad calculada de 
NaOH se hubiera agregado a 1000 mL de agua destilada (en lugar de agregarla 
a la solución de NaHCO3)? 
PA C = 12,0115 O =15,9994 H =1,00797 Na =22,9898. 
37- Para preparar 500,0 mL de un buffer de molaridad total 0,15 y pH 3,50 se 
dispone de NaOH 1 M, de ácido fórmico 90 % p/p y ácido acético 0,5 M. 
a) ¿qué ácido utilizaría? Justifique la elección del mismo. 
b) ¿qué cantidad de cada componente utilizaría? 
c) si se toman 25,0 mL de dicho buffer y se les agrega 1,0 mL de HCl 0,1 M, 
¿cuál será el pH obtenido? 
d) ¿cuál es la capacidad reguladora de dicho buffer? 
e) si el primer buffer se diluye al medio y se vuelven a tomar 25,0 mL del buffer 
diluido, volviéndose a agregar 1,0 mL de HCl 0,1 M, ¿cuáles serían los valores 
de pH y β obtenidos? ¿Qué conclusiones pueden sacarse? 
PM ácido fórmico= 46,02. 
PM ácido acético= 60,00. 
38- Calcular cuántos mL de solución de H3PO4 0,50 M, de solución de NaOH 
0,50 M y de agua se requieren para preparar 1 litro de buffer de pH 7,00 y MT: 
0,100. 
 
Mezclas de ácidos y bases: 
39- Calcule el pH que resulta de mezclar 6,3 mL de ácido clorhídrico 37 % (PM: 
36,461, densidad 1,18 g/mL) con 2,6798 g de oxalato de sodio (PM: 133,99), 
luego de llevar a un volumen final de 500,0 mL con agua destilada. 
40- Calcular el pH de una solución que contiene ácido acético de concentración 
analítica 0,0800 M y ácido clorhídrico de concentración analítica 0,0800 M. 
Calcular la concentración de todas las especies en el equilibrio. 
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41- Se incorpora a un matraz aforado de 1000,0 mL las cuatro sustancias que 
abajoindicadas llevándose a volumen con agua destilada. Calcular el pH de la 
solución resultante. 
a) 8,00 g de ácido acético al 90,0 % p/p 
b) 50,0 mL de HCl 1,080 N 
c) 10,3 g de acetato de sodio al 99,5 % p/p 
d) 50,0 mL de hidróxido de sodio 1,220 N 
PM AcH = 60,053; PM NaAc = 82,0348; PM HCl = 36,461. 
42- Calcule el pH resultante de mezclar: 
a) 4,32 g de benzoato de sodio (PM: 144) + 200 mL de ácido benzoico 0,25 M + 
0,80 mL de ácido sulfúrico 98,0 %, densidad: 1,875 g/mL (PM: 98). 
b) 75 mL de ácido succínico 0,20 M + 3,60 gramos de hidróxido de bario 95,0 % 
(PM: 171) + 100 mL de nitrato de potasio 0,22 M. 
c) 120 mL de ácido butanoico (PM: 88) 924,0 mg/L + 10 mL de hidróxido de 
potasio 0,206 M + 50 mL de ácido clorhídrico 160 mM. Ka: 1,52 x 10-5. 
43- Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas y si el pH de 
la solución será ácido, neutro o alcalino: 
a) Al mezclar 35 milimoles de ácido fosfórico + 15 milimoles de hidróxido de 
calcio + 10 milimoles de ácido clorhídrico, la solución final contiene 17,5 
milimoles de fosfato diácido y 17,5 milimoles de fosfato monoácido. 
b) Si se mezclan 130 milimoles de bromuro de amonio + 65 milimoles de 
hidróxido de calcio se obtiene una solución que contiene 65 milimoles de amonio 
y 65 milimoles de amoníaco. 
c) Al mezclar 40 milimoles de hidróxido de bario + 22,5 milimoles de ácido 
sulfúrico + 25 milimoles de carbonato de potasio, la solución obtenida contiene 
2,5 milimoles de iones hidróxido y 75 milimoles de carbonato ácido. 
Ka ácido sulfúrico: 1 x 10-2 
44- Se prepara una solución mezclando 10 milimoles de ácido fosfórico con 10 
milimoles de fosfato monobásico de sodio. 
a) a esta solución se le añaden 75 mL de una solución de hidróxido de bario 0,2 
M y se lleva a volumen con agua destilada en un matraz de 100,0 mL. Calcule el 
pH final de la mezcla. 
b) Calcule el pH final de la mezcla si a la solución inicial se le añaden 50 mL de 
la solución de hidróxido de bario de 0,2 M y se lleva a volumen con agua destilada 
en un matraz de 100,0 mL. 
45- Se mezclan 10 mL de ácido fosfórico 0,05 M con 10 mL de NaOH 0,15 M. 
a) Calcular el pH resultante. 
b) Calcule el pH de una solución de fosfato de sodio 0,025 M. 
 
Preguntas teóricas: 
46- Calcular el pH de una solución 0,05 M de NH4CN. 
47- Calcular el pH de una solucin que se obtiene mezclando 50 mL de AcH 0,1 
M con 50 mL de NH3 0,1 M. 
48- Calcular el pH de una solución que contiene 0,01 moles de ácido acético y 
0,05 moles de cloruro de amonio por litro de solución. 
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49- Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis de una solución de perclorato de 
cinc 0,05 M. Kb1 = 7,1 x 10-4; Kb2 = 4 x 10-5. 
50- Calcular la concentración de todas las especies presentes en una solución 
de ácido succínico 1,0 x 10-3 M de pH = 6,0. 
51- Un ácido HA se encuentra disociado un 6,3 % en una solución 0,080 M. 
¿Cuál es el porcentaje de disociación en una solución 0,50 M? 
52- ¿A cuánto debe diluirse una solución de 300 mL de ácido benzoico 
0,08 M para que duplique su grado de disociación? 
53- La ionización de una solución 0,100 M de un ácido cuya fórmula es HL es 
del 1,00%. ¿Cuál es el pH de una solución 0,0100 M de la sal NaL? 
54- Calcular el pH de una solución que se prepara a partir de cloruro de anilonio 
(R-NH3Cl) 0,0100 M y dietilamina (B) 0,0160 M. Ka anilonio: 9,27 x 10-10; Kb DEA: 
3,09 x 10-5. 
 
55- Calcular el pH de una solución que se prepara con 200 mmoles de amoníaco 
y 100 mmoles de trimetilamina (B) en 2 litros. Kb NH3: 1,8 x 10-5; Kb TMA: 6,31 
x 10-5 
 
56- Calcular el pH de una solución que se prepara mezclando 100 mL de ácido 
cloroacético 0,0500 M con 100 mL de metilamina 0,0500 M. Ka ácido TCA: 1,36 
x 10-3; Ka BH+: 2,3 x 10-11. 
57- Calcular el pH de una solución que se prepara a partir de 100 mL de ácido 
cloroacético (AH) 0,0500 M y 60 mL de metilamina (B) 0,0600 M. 
Ka AH: 1,36 x 10-3; Kb MA: 4,4 x 10-4 
 
58- a) Calcular el pH exacto y el pH aproximado de una solución 0,0100 M en 
ácido clorhídrico y 0,0200 M en ácido fórmico. pKa = 3,61. 
b) Calcular el pH exacto y el pH aproximado de una solución 0,0100 M en NaOH 
y 0,0200 M en Na2CO3. Constantes de acidez del ácido carbónico: Ka1 = 4,2 x 
10-7; Ka2 = 4,8 x 10-11. 
 
 
 
Respuestas a los ejercicios 
1. pH = 7,5. 
2. pH = 12,60. 
3. pH = 6,79 
4. pH = 2,53 
5. pH = 9,13 
6. pKb = 4,66 
7. pH = 7,00 
8. pH = 7,00 
9. pH = 6,79. 
10. Ka = 1,46 x 10-4. 
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11. pH = 7,46 
12. pH = 2,91. 
13. pH = 4,57; [SO32-] = 2,46 x 10-4 M; [H2SO3] = 2,18 x 10-4 M. 
14. pH = 9,56 
15. a) pH = 9,24; b) pH = 7,54. 
16. pH = 4,94; α % = 0,00496; α = 4,96 x 10-5. 
17. V = 1,2 litros;  = 2,8 x 10-2; α’ = 5,5 x 10-2. 
18. 2,6 %. 
19. a) α % A = 3,2 %; α % B = 33 %; α % C = 42 %; α % D = 53 %; α % E = 
92 %; b) En B, C y D, c) La solución D. 
20. a) α = 0,016 y pH = 1,96; b) α’ = 0,85. 
21. 4,66 
22. pH = 10,09. 
23. Cs = 0,170 M; Ca = 0,030 M. 
24. 1,97 g % de acetato de sodio trihidrato. 
25. citrato diácido de sodio; 0,2585 g; ácido cítrico: 0,8090 g. 
26. 0,0257 mmoles de AcH y 0,0363 mmoles de NaAc. 
27. a) NaOH y ftalato ácido de potasio; b) 59,3 mL de NaOH y 12,0 g de 
ftalato ácido de potasio; c) pH = 0,02; β = 0,1; pH’ = 5,38. 
28. a) pH = 7,50; b) pH = 7,44; c) pH = 5,00. 
29. pH = 6,74. 
30. pH =12,39. 
31. Volumen H2PO4- 0,1 M = 7,90 mL. 
32. 16,394 g Na3PO4 cristalino, 12,4 ml HCl concentrado. 
33. Volumen de NaOH 3 M = 10,0 mL; MT = 0,20; β = 0,166. 
34. 224,8 mL de HCl 0,1 M. 
35. a) KH2PO4.2H2O: 10,10 gramos; Na2HPO4: 6,33 gramos; b) 10,9 mL de 
HCl 1 M. 
36. a) 3,75 gramos NaOH; b) MT = 0,952; c) pH = 12,96. 
37. a) Dado que el pH a obtener es 3,50 y que los ácidos disponibles tienen 
pKa 3,74 y 4,75, se debe elegir aquel cuyo pKa sea más cercano al pH a 
lograr, en este caso el ácido fórmico. b) 3,835 g de ácido fórmico 90,0 % 
p/p; 27,4 mL de NaOH 1 M. c) pH = 0,05. d) β = 0,08. e) pH = 0,10 y 
β = 0,04. Conclusión: la capacidad reguladora es menor cuanto más se 
diluye el buffer y más se aleja la relación Csal/Cácido del valor 1. 
38. 280 mL de NaOH 0,50 M, 200 mL de H3PO4 0,50 M y 520 mL de H2O. 
39. pH = 1,06 
40. - 
41. pH = 4,81. 
42. a) pH: 2,30; b) pH: 12,76. c) pH: 1,48. 
43. a) falso y pH ácido (15 mmol H3PO4 y 20 mmol de H2PO4-). b) R: falso y 
pH alcalino (130 mmol de NH3). c): falso y pH alcalino (35 mmol de OH- 
que no reaccionan con los 25 mmoles de CO32-). 
44. a) 9,76; b) 7,19. 
45. a) 12,17; b) 12,17. 
46. pH = 9,22. 
47. pH = 7,00. 
48. pH = 3,38. 
49. pH = 5,45; α % = 0,007. 
50. [AH2] = 4,9 x 10-6 M; [AH-] = 3,0 x 10-4 M; [A2-] = 6,9 x 10-4 M. 
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51. α1%: 2,57 
52. - 
53. pH= 8,50 
54. pH: 9,53 
55. pH 11,35 
56. pH 6,75 
57. pH 3,28 
58. a) Rta: El pH exacto de la solución es 1,98, y el pH aproximado de la 
solución es 2,00.