Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 3. Equilibrios ácido-base, pH.pptx

Preguntas de exámenes de Química de la
Prueba de Acceso a la Universidad (Madrid)
Bloque 3
Equilibrios de transferencia de
protones, pH

Bloque 3
• Ácidis y bases fuertes y débiles
• Producto iónico del agua
• Equilibrios de transferencia de protons
• Constantes de acidez y basicidadpH de
ácidos y bases
• Grado de disociación
• pH de sales, hidrólisis

Se disuelven 0,675 gramos de ácido cianhídrico en agua hasta completar 500 mL de disolución.
a) Determine su concentración molar.
b) Calcule su pH.
c) Calcule la concentración que debe tener una disolución de ácido clorhídrico para que tenga el mismo pH que la
disolución de ácido cianhídrico.
Datos: pKa (ácido cianhídrico) = 9,2. Masas atómicas: H = 1; C = 12; N = 14.. M18E
(Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos
apartado a); 0,75 puntos apartados b) y c)).

b) Calcule su pH.
En este caso:
• el volumen, V, es 0,5 L;
• El número de moles se calcula dividiendo la masa (0,675 g) por el peso molecular (el del ácido
cianhídrico, HCN, es: 1 + 12 + 14 = 27 g mol–1):
n = 0,675 g / 27 g mol–1 = 0,025 mol
a La concentración molar o molaridad se define como la cantidad de moles por litro.
Por tanto, la concentración molar es:
c = n / V = 0,025 mol / 0,5 L = 0,05 mol L–1 (o 0,05 molar, o 0,05 M)

b) Calcule su pH.
Cuando un ácido fuerte HA se disuelve en H2O experimenta una disociación completa que se puede
expresar de esta manera:
HA + H2O ⟶ A– + H3O+
Pero si el ácido es débil no llega a disociarse completamente, llegando a alcanzarse un equilibrio de este
tipo:
HA + H2O ⇌ A– + H3O+
Como cualquier equilibrio, este se caracteriza por una constante de equilibrio que en este caso se llama
constante de acidez, Ka, y se expresa así*:
𝐾𝑎 =
A− H3O+
HA
Por otra parte, el pH se define como el logaritmo con signo negativo de la concentración de H3O+:
pH = − log H3O+
* El H2O no se tiene en cuenta en la expresión de Kc ya que la concentración de H2O se puede considerar una constante.
b
Una forma más simple de escribir esta reacción es:
HA ⟶ A– + H+, pero es más correcto escribirla como se
ha hecho porque los H+ se combinan inmediatamente
con el H2O de la disolución para producir H3O+.

b) Calcule su pH.
b En este caso, el equilibrio de disociación es:
HA H2O ⇌ A– H3O+
Inicio 0,05 M –
Cambio – x M – + x M + x M
Equilibrio (0,05 – x) M – + x M + x M
Esta es la concentración nominal del ácido, suponiendo que no se
haya empezado a disociar (es la que calculamos en el apartado a
El H2O no se
tiene en cuenta
𝐾𝑎 =
A− H3O+
HA
=
𝑥2
0,05 − 𝑥
La constante de equilibrio es:
pH = − log H3O+
El pH se define así:
En este caso [H3O+] = x, por lo que pH = – log x.
Por tanto, tenemos que calcular x (a partir de la
primera fórmula) para saber el pH
Dos consideraciones:
1. No tenemos el valor de Ka , pero sí el de pKa , que se define como:
pKa = – log Ka. De ahí: Ka = 10–9,2 = 6,31·10–10
2. Como el ácido es tan débil se disociará muy poco y el valor de x será
muy pequeño, por lo que se puede despreciar en el denominador de Ka.
6,31 · 10−10
=
𝑥2
0,05
⇒ 𝑥 = 5,62 · 10−6
pH = −log 5,62 · 10−6
= 5,25

b) Calcule su pH.
c • El ácido clorhídrico es un ácido fuerte y por tanto se puede considerar que está completamente
disociado en disolución:
HCl + H2O ⟶ Cl– + H3O+
• Por la estequiometría de la reacción, como cada molécula de HCl produce una de H3O+, la
concentración final de H3O+ ha de ser igual que la inicial de HCl.
• Si el pH de la disolución de HCl ha de ser 5,25, esto supone que [H3O+] = 10–5,25 = 5,62·10–6 M.
• Por lo tanto, la concentración de HCl necesaria para dar un pH de 5,25 es 5,62·10–6 M.
Aplicamos el antilogaritmo

b) Calcule su pH.
c Sobre la fuerza de los ácidos se pueden hacer algunas consideraciones.
B
- 3
C
- 4
N
- 3
H2O HF He
Al
Si
- 4
P
- 3
H2S HCl Ar
He
Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Zn Ga Ge
As
- 3
H2Se HBr Kr
Cd In Sn Sb H2Te HI Xe
Ácidos hidrácidos
La fuerza de los ácidos hidrácidos aumenta hacia abajo y hacia
la derecha (el H2O, que es neutra, sirve de referencia). De los
más usuales, que son el H2S y los HX (X = halógeno), son
fuertes HCl, HBr y HI.
H3BO3 H2CO3 HNO3 O He
Al
Si
- 4
H3PO4 H2SO4 HClO4 Ar
He
Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Zn Ga Ge H2SeO4HBrO4 Kr
Cd In Sn Sb Te HIO4 Xe
Ácidos oxácidos
La fuerza de los ácidos hidrácidos aumenta hacia arriba y hacia
la derecha. De los ácidos escritos son fuertes (por ese orden) el
HClO4, el H2SO4 y el HNO3. Por otro lado, en series como
HClO4, HClO3, HClO2 y HClO, en genera la
fuerza aumenta con el número de O.

b) Calcule su pH.
c • También existen los ácidos orgánicos, que en general son débiles. Los ácidos orgánicos se caracterizan por
tener el grupo –COOH. El H de ese grupo es el que aporta la acidez.
• Ejemplos de ácidos orgánicos:
• HCOOH ácido metanoico o fórmico
• CH3–COOH ácido etanoico o ácido acético
• CH3–CH2–COOH ácido propanoico
• CH3–CH2–CH2–COOH ácido butanoico
• CH3–CH2–CH2–CH2–COOH ácido pentanoico
• CH3–CH2–CH2–CH2–CH2–COOH ácido hexanoico
• Etc.
• Un ácido orgánico especial es el benzoico: C6H5–COOH

Razone si el pH que resulta al mezclar las disoluciones indicadas es ácido, básico o neutro.
a) 50 mL de ácido acético 0,1 M + 50 mL de hidróxido de sodio 0,1 M.
b) 50 mL de ácido clorhídrico 0,1 M + 100 mL de hidróxido de sodio 0,05 M.
c) 50 mL de ácido clorhídrico 0,1 M + 50 mL de hidróxido de sodio 0,05 M.
d) 50 mL de ácido clorhídrico 0,1 M + 50 mL de amoniaco 0,1 M. Datos: pKa (ácido acético) = 5; pKb (amoniaco) = 5.
M18E
Puntuación máxima por
apartado: 0,5 puntos.

M18E
El H2O pura se autodisocia o autoioniza de este modo:
H2O + H2O ⟶ OH– + H3O+
Por eso, se puede decir que H2O es tanto un ácido (pues produce H3O+) como una base (pues genera OH–).
Se dice que es una sustancia anfótera, que quiere decir que puede actuar como ácido o como base
(depende de con la que se enfrente).
Por la estequiometría de la reacción, lógicamente la concentración de H3O+ es igual a la de OH–. Estas
concentraciones a 25 oC son aproximadamente iguales a 10–7 M. Por eso el pH del H2O es 7.
a
La constante del equilibrio de autoionización del H2O se llama producto iónico del agua, Kw, y vale 10–14:
𝑲𝒘 = 𝐇𝟑𝐎+
𝐎𝐇−
= 𝟏𝟎−𝟏𝟒

M18E
a Por otra parte, del mismo modo que el pH se define como:
pH = − log H3O+
se define el pOH así:
pOH = − log OH−
Como el pH del H2O es 7 y el pOH es también 7, para el H2O se cumple:
𝐩𝐇 + 𝐩𝐎𝐇 = 𝟏𝟒
Esta relación es muy importante porque es válida para cualquier disolución de cualquier sustancia (ácida,
básica o neutra), ya que las concentraciones de H3O+ y OH– se autorregulan de modo que pH + pOH sea
siempre un valor constante (14).

M18E
Cuando se disuelve una sustancia en agua, el valor del pH de la disolución puede ser menor que 7 (ácido), mayor que 7
(básico) o aproximadamente igual a 7 (neutro).
• Los ácidos fuertes dan pH muy bajo. Ppor ejemplo, un ácido fuerte tipo HA (“monoprótico”) de concentración 0,1 M,
como se disocia completamente, produce una concentración de protones 0,1 M y el pH es –log 0,1 = 1.
• Los ácidos débiles dan pH ácido intermedio. Por ejemplo, un ácido HA débil en concentración 0,1 M, si se disocia solo
en un 5% producirá una concentración de protones de 0,005 M y el pH será –log 0,005 = 2,3.
• Las bases fuertes tienen pH muy alto. Por ejemplo, supongamos una disolución 0,1 M de NaOH. Por ser el NaOH
(como todos los hidróxidos alcalinos) una base fuerte, estará totalmente disociada en Na+ + OH–. Por eso, la
concentración de OH– será 0,1 M y pOH = –log 0,1 = 1. Como pH + pOH = 14, el pH de la disolución es 13.
• Las base débiles tienen pH no tan alto (a menudo, más cerca de 7 que de 14).
• Toda sal se forma por reacción de un ácido con una base: Ácido + base ⟶ sal + H2O.
• Si el ácido y la base que dan lugar a la sal son ambos fuertes o ambos débiles, la sal tiene pH aproximadamente
neutro.
• Si el ácido es fuerte y la base es débil, la sal es ácida (nunca una sal es muy ácida; el pH suele ser próximo a 7).
• Si el ácido es débil y la base es fuerte, la sal es básica (nunca muy básica; el pH suele ser poco mayor que 7).
a

M18E
El H2O se forma por combinación del (o los) H del ácido con el (o los) OH de la base. En este caso:
• El ácido es CH3–COOH;
• La base es NaOH (los hidróxidos tienen carácter básico; especialmente los hidróxidos alcalinos son muy
fuertes como bases. La fuerza de los hidróxidos como bases disminuye hacia la derecha de la tabla
periódica (p. ej. el Fe(OH)3 es una base mucho más débil que el NaOH).
a Los ácidos reaccionan con las bases produciendo una sal y H2O. La reacción se llama de neutralización:
Ácido + base ⟶ sal + H2O
La reacción es: CH3–COOH + NaOH ⟶ CH3–COONa + H2O
Como se ve en la reacción, 1 mol del ácido reacciona con 1 mol de la base y producen 1 mol de la sal.
Tenemos 0,050 L · (0,1 mol L–1) = 5·10–3 mol de ácido. Y de base también 5·10–3 mol. Por lo tanto, tenemos
la relación estequiométrica de ambos reactivos (1:1). Eso significa que no queda ni ácido ni base tras la
reacción; solo sal. El pH de la disolución es básico porque la sal formada procede de un ácido débil (el
CH3–COOH) y una base fuerte (el NaOH).
La sal que se forma, como proviene
del acético, se llama acetato de sodio

M18E
• El ácido es HCl; es un ácido fuerte.
• La base es NaOH; es una base fuerte (hidróxido alcalino).
b
La reacción es: HCl + NaOH ⟶ NaCl + H2O
Tenemos 0,050 L · (0,1 mol L–1) = 5·10–3 mol de ácido. Y de base lo mismo 0,1 L · (0,05 mol L–1) = 5·10–3 . Por
lo tanto, tenemos la relación estequiométrica de ambos reactivos (1:1). Eso significa que se neutralizan
completamente entre ambos y al final solo tenemos sal.
Como la sal procede de un ácido fuerte y una base fuerte, el pH de la disolución es neutro.

M18E
• La base es NaOH; es una base fuerte (hidróxido alcalino).
c
La reacción es: HCl + NaOH ⟶ NaCl + H2O
Tenemos 0,050 L · (0,1 mol L–1) = 5·10–3 mol de ácido. Y de base: 0,05 L · (0,05 mol L–1) = 2,5·10–3 mol L–1.
Por lo tanto, 2,5·10–3 mol de ácido neutralizan a los 2,5·10–3 mol de la base para dar la sal, pero sobran
2,5·10–3 mol L–1 de ácido.
Si solo hubiese sal, el pH sería aproximadamente 7, pero como también hay un ácido fuerte, la disolución
será ácida en conjunto.

M18E
• La base es NH3; es una base débil.
d
La reacción es: HCl + NH3 ⟶ NH4Cl
Como se ve, en este caso no se produce H2O. No obstante, hay autores que prefieren representar al amoniaco en
disolución acuosa como NH4OH. Escrito de ese modo sí puede plantearse una reacción ácido-base clásica:
HCl + NH4OH ⟶ NH4Cl + H2O
Tenemos 0,050 L · (0,1 mol L–1) = 5·10–3 mol de ácido. Y de base lo mismo: 0,05 L · (0,1 mol L–1) = 5·10–3 mol
L–1. Por lo tanto, como la estequiometría de la reacción es 1:1 no sobrará nada de ácido ni de base y solo se
formará la sal NH4Cl.
Esta sal procede de ácido fuerte y base débil, por lo que la disolución tendrá pH ácido (ligeramente ácido,
pues al fin y al cabo se trata de una sal, no de un ácido).

Se dispone de una disolución de ácido metanoico 0,5 M. Calcule:
a) El pH de la disolución.
b) El grado de disociación de la base BOH 0,3 M que presenta un pOH igual que el pH de la disolución de ácido
metanoico.
c) El volumen de base BOH 0,3 M necesario para neutralizar una disolución de ácido metanoico obtenida al mezclar 50
mL de la disolución del enunciado con 150 mL de agua.
Dato. Ka = 1,85·10−5.
M18M
Puntuación máx.: 0,75 puntos apartados a) y b); 0,5 puntos apartado c).

metanoico.
Dato. Ka = 1,85·10−5.
M18M
a El ácido metanoico (o fórmico), HCOOH, es un ácido débil. Su equilibrio de disociación podemos plantearlo así:
HCOOH H2O ⇌ HCOO– H3O+
Inicio 0,5 M –
𝐾𝑎 =
HCOO− H3O+
HCOOH
=
𝑥2
0,5 − 𝑥
pH = − log H3O+
[H3O+] = x, por lo que pH = – log x.
Por tanto, tenemos que calcular x a
partir de la primera fórmula.
1,85 · 10−5 =
𝑥2
0,5
⇒ 𝑥 = 3 · 10−3 pH = −log 3 · 10−3
= 2,52
Como el ácido es débil se disociará muy poco y el valor de x será muy
pequeño, por lo que se puede despreciar en el denominador de Ka.
⇒

metanoico.
Dato. Ka = 1,85·10−5.
M18M
b “BOH” es una base genérica que suponemos que es débil, ya que, si fuera fuerte, el grado de disociación sería
aproximadamente del 100%. Como es un hidróxido podemos plantear su equilibrio de disociación así:
BOH ⇌ B+ OH–
Inicio 0,3 M –
En este caso [OH]– = x, por lo que pOH = – log x. Como pOH = 2,52 (pues el enunciado dice que pOH
coincide con el pH hallado en el apartado anterior) es inmediato calcular x:
𝑥 = 10−2,52 = 3 · 10−3 M
El grado de disociación, α, se define como el tanto por 1 que se disocia. Si se han disociado
3·10–3 mol L–1 partiendo de 0,3 mol L–1 , si se hubiera partido de 1 mol L–1 se habrían disociado
(regla de 3) 0,03. (Dicho de otro modo, el grado de disociación sería del 3%).

metanoico.
Dato. Ka = 1,85·10−5.
M18M
c Como la estequiometría de la reacción es 1:1, para neutralizar n moles de ácido (𝒏á𝒄𝒊𝒅𝒐) necesitamos los
mismos moles de base. Es decir:
𝑛á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝑛𝑏𝑎𝑠𝑒
La cantidad de moles de ácido se calcula multiplicando su concentración molar por el volumen, teniendo
en cuenta que el volumen de la disolución de ácido es 50·10–3 L y su molaridad es 0,5 M:
𝑛á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 50 · 10−3 · 0,5 = 0,025 mol
Esa misma cantidad de moles es la que necesitamos de base.
Obsérvese que el enunciado dice que el ácido se ha diluido, pero eso es innecesario tenerlo en cuenta.
Lo que importa en este problema es la cantidad de moles de ácido, y esa cantidad es la misma se diluya
o no. (La concentración cambia, pero la cantidad de moles en disolución no).

Responda a las siguientes cuestiones:
a) Escriba los equilibrios de disociación en agua de HNO2, NH3 y HSO4
– e indique si actúan como ácido o como base.
b) Se dispone de una disolución de ácido acético 0,2 M y otra de igual concentración de ácido salicílico. Justifique cuál
de las dos tiene menor pH.
c) Calcule el pH de una disolución de amoniaco 0,45 M.
Datos. Ka (HNO2) = 5,6·10−4; Ka (HSO4
−) = 1,0·10−2; Ka (ácido acético) = 1,8·10−5; Ka (ácido salicílico) = 1,1·10−3; Kb
(amoniaco) = 1,8·10−5. M18O
Puntuación: 0,75 puntos apartados a) y c); 0,5 puntos apartado b).

(amoniaco) = 1,8·10−5. M18O
a
Los equilibrios son:
• HNO2 + H2O ⟶ NO2
– + H3O+
• NH3 + H2O ⟶ NH4
+ + OH–
• HSO4
− + H2O ⟶ SO4
2– + H3O+
es el equilibrio del ácido nitroso, débil, a
diferencia del nítrico, HNO3, que es fuerte
El NH3 es una base porque reacciona
con H2O produciendo OH–
El HSO4
– es el resultado de la primera disociación del H2SO4. (El HSO4
– podría
actuar como ácido liberando el protón que tiene (tal como se ve en la
reacción) o como base ganando un protón para convertirse en H2SO4. (Se
dice que es un anfótero). Pero esto último solo ocurriría en presencia de un
ácido fuerte, no en presencia de H2O, que es débil como ácido y como base.
En general:
• Un ácido es una sustancia que libera H+ (estos protones con H2O forman H3O+).
• Una base es una sustancia que capta H+ (aunque los hidróxidos se consideran bases por liberar OH–).

(amoniaco) = 1,8·10−5. M18O
b
De los dos ácidos del enunciado, acético y salicílico, el más fuerte es el segundo pues su Ka es mayor (1,1·10–3 >
1,8·10–5). Como las concentraciones son iguales, el pH menor (más ácido) lo dará el salicílico. Esto es así porque al
tener el salicílico una Ka mayor, estará más disociado y producirá una concentración más alta de H3O+. Se puede
justificar como sigue (llamaremos HA a ambos ácidos, ya que el equilibrio para ambos es igual).
• Un ácido es tanto más fuerte cuanto mayor es su Ka. Las Ka de los ácidos muy fuertes (HClO4, H2SO4, HCl,
HNO3, en la práctica se pueden considerar infinitas.
• Lo análogo se puede decir de las bases: son más fuertes cuanto mayor es su Kb. (Los hidróxidos alcalinos
tienen una Kb que se puede considerar infinita).
HA H2O ⇌ A– H3O+
Inicio 0,2 M –
𝐾𝑎 =
A− H3O+
HA
=
𝑥2
0,2−𝑥
⇒ 𝑥 = 0,2𝐾𝑎
pH = − log 0,2𝐾𝑎
El pH del acético es 2,72; el del salicílico, 1,83

(amoniaco) = 1,8·10−5. M18O
c
NH3 H2O ⇌ NH4
+ OH–
Inicio 0,45 M –
El equilibrio del NH3 como base es NH3 + H2O ⇌ NH4
+ + OH–. El balance de materia es:
𝐾𝑏 =
NH4
+
OH−
NH3
=
𝑥2
0,45 − 𝑥
pOH = − log OH−
El pOH se define así:
[OH–] = x, por lo que pOH = – log x. Por tanto,
tenemos que calcular x a partir de la primera
fórmula. Al tratarse de una base débil x será muy
pequeño y el denominador será ≈ 0,45
1,8 · 10−5 =
𝑥2
0,45
⇒ 𝑥 = 2,85 · 10−3 pOH = −log 2,85 · 10−3
= 2,55
⇒
pH = 11,45
Finalmente, como 𝐩𝐇 + 𝐩𝐎𝐇 = 𝟏𝟒 ⇒

Se dispone de H2SO4 comercial de 96,4% de riqueza en masa y densidad 1,84 g·mL–1. Calcule:
a) El volumen de ácido comercial que se necesita para preparar 200 mL de disolución 0,5 M.
b) El pH de la disolución resultante de mezclar 25 mL de disolución 0,1 M de H2SO4 con 50 mL de disolución 0,5 M de
NaOH. Suponga los volúmenes aditivos.
Datos. Masas atómicas: H = 1; O =16; S = 32. Puntuación máxima por apartado: 1 punto. M18O

a Las botellas comerciales de ácidos para laboratorios tienen en su etiqueta dos datos: la riqueza y la densidad.
• Densidad: se refiere a la de la disolución del ácido en H2O. En este caso, 1,84 g mL–1 quiere decir que 1 mL de
la disolución de H2SO4 en H2O pesa 1,84 g.
• Riqueza (en masa): es la proporción de masa del ácido respecto a la masa total de la disolución. Una riqueza
del 96,4% quiere decir que, de 100 g de disolución, 96,4% son de H2SO4 y el resto (3,6%) es agua.
Con los datos de la densidad (ρ), la riqueza (r) y el peso molecular del ácido sulfúrico (M = 98 g/mol) se puede calcular la
cantidad de moles (n) en 1 L, y por tanto la molaridad del ácido. La fórmula es n = V ρ r M (siendo en este caso V = 1L):
𝑛 = 1 L𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 ·
1840 g𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
1 L𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
·
96,4 g𝑠𝑢𝑙𝑓ú𝑟𝑖𝑐𝑜
·
1 mol𝑠𝑢𝑙𝑓ú𝑟𝑖𝑐𝑜
98 g𝑠𝑢𝑙𝑓ú𝑟𝑖𝑐𝑜
= 18,1 mol
Una vez conocida la molaridad (18,1 mol L–1 ), para resolver el problema se aplica la fórmula de las diluciones,
ya que tenemos que hacer es diluir:
𝑉𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙𝑀𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 = 𝑉𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙𝑀𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
Sustituyendo datos:
𝑉𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 · 18,1 M = 200 mL · 0,5 M ⇒ 𝑉𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 = 5,52 mL

b
Las cantidades en moles de ambos reactivos (n = c V) son:
• H2SO4: 0,1 mol L–1 · 25 ·10–3 L = 2,5·10–3 mol
• NaOH: 0,5 mol L–1 · 50 ·10–3 L = 2,5·10–2 mol
La reacción de neutralización en este caso es:
H2SO4 + 2 NaOH ⟶ Na2SO4 + 2 H2O
• Por la estequiometría de la reacción vemos que se necesita 1 mol de H2SO4 por cada 2 moles de NaOH.
• Disponemos de 2,5·10–3 mol de H2SO4 y de 2,5·10–2 mol de NaOH. Es decir, de NaOH disponemos de 10 veces la cantidad
de H2SO4. (Esto significa que el H2SO4 es el reactivo limitante).
• Los 2,5·10–3 mol de H2SO4 reaccionarán con 5,0 ·10–3 mol de NaOH y sobrarán 2,5·10–2 – 5,0 ·10–3 = 0,02 moles de NaOH.
• Estos 0,02 moles de NaOH estarán contenidos en 25 mL + 50 mL = 75 mL de disolución ( = 7,5·10–2 L). Por lo tanto, la
concentración de NaOH es 0,02 mol / 7,5·10–2 L = 0,27 M.
• En disolución tenemos NaCl (que no aporta nada al pH, pues cuando hay una sal junto a un ácido o una base quien
determina el pH es el ácido o la base) y una base fuerte (NaOH) en concentración 0,27 M. Al ser base fuerte se disocia
completamente:
NaOH ⟶ Na+ + OH–
• El pOH es: pOH = − log OH−
= − log 0,27 = 0,57. Por tanto, como pH + pOH = 14 ⇒ pH = 13,43
No se escribe flecha de equilibrio
porque las reacciones de neutralización
transcurren prácticamente al 100%

Se preparan 250 mL de una disolución acuosa de ácido acético cuyo pH es 2,9.
a) Calcule la concentración inicial del ácido acético.
b) Obtenga el grado de disociación del ácido acético.
c) Determine el volumen de ácido acético de densidad 1,15 gꞏmL−1 que se han necesitado para preparar 250 mL de la
disolución inicial.
d) Si a la disolución inicialmente preparada se adicionan otros 250 mL de agua, calcule el nuevo valor de pH. Suponga
volúmenes aditivos.
Datos. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; Ka (CH3COOH) = 1,8·10–5. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
M19E

M19E
a El ácido acético, CH3COOH (simplificadamente AcH) es débil. Si su concentración inicial es c0 su disociación es así:
AcH H2O ⇌ Ac– H3O+
Inicio c0 M –
Equilibrio (c0 – x) M – + x M + x M
𝐾𝑎 =
Ac−
H3O+
AcH
=
𝑥2
𝑐0 − 𝑥
pH = − log H3O+
= − log 𝑥
Como sabemos el pH podemos calcular
x y a partir de x y Ka podemos encontrar
c0 (despreciaremos la x del
denominador)
2,9 = −log 𝑥 ⇒ 𝑥 = 1,26 · 10−3
1,8 · 10−5 =
𝑥2
𝑐0
⇒ 𝑐0 = 0,088 M

M19E
b El grado de disociación es la cantidad que se disociaría si se hubiera partido de 1 mol
Inicio c0 M –
Teniendo en cuenta que c0 = 0,088 mol L–1 y que se han disociado x = 1,26·10–3, la fracción disociada es:
1,26·10–3 / 0,088 = 0,0143
Ese es el grado de disociación (en tanto por ciento: 1,42%).
(También se podría haber hecho por regla de 3: si de 0,088 mol L–1 se disocian x = 1,26·10–3, de 1 mol L–1 se
disociará y).

M19E
c Para conocer la cantidad de moles, n, que hay en un volumen V de una botella comercial de un ácido (o de una base)
basta hacer la multiplicación n = V ρ r M (volumen por densidad por riqueza por peso molecular del ácido). Si el
volumen es 1 L, la cantidad de moles obtenida coincidirá con la molaridad del ácido. (El peso molecular del AcH es 60).
Como no nos dan la riqueza, se entiende que el AcH es puro (no contiene agua ⇒ 100% de riqueza).
𝑛 = 1 L𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 ·
·
100 g𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜
·
1 mol𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜
60 g𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜
= 19,2 mol
Una vez conocida la molaridad (19,2 mol L–1 ), para resolver el problema basta aplicar la fórmula de las
diluciones, ya que lo que tenemos que hacer es diluir (recordemos que molaridad del ácido es 0,088):
Sustituyendo datos:
𝑉𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 · 19,2 M = 250 mL · 0,088 M ⇒ 𝑽𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍 = 1,15 mL

M19E
d Si a la disolución inicial (250 mL, c0 = 0,088) se le agregan otros 250 mL, la nueva concentración será:
250 mL · 0,088 M = 500 mL · 𝑐0
′
⇒ 𝑐0
′
= 0,044 mol L–1
Inicio 0,044 M –
𝐾𝑎 =
Ac−
H3O+
AcH
=
𝑥2
𝑐0
′
− 𝑥
pH = − log H3O+
= − log 𝑥 = − log 8,9 · 10−4
= 3,05
Despreciando la x del denominador y para 𝑐0
′
= 0,044 mol L–1 se obtiene x = 8,9·10–4 M
Ahora el balance de materia será:

Se toman 2 mL de una disolución de ácido nítrico 0,1 M y se añade el agua necesaria para preparar 250 mL de una nueva
disolución. Calcule:
a) El pH de esta nueva disolución.
b) La concentración de una disolución de ácido etanoico que tiene el mismo pH que la disolución del apartado anterior.
c) El volumen de una disolución de hidróxido de sodio 0,2 M que se necesita para neutralizar 10 mL de la disolución de
ácido nítrico 0,1 M.
Datos: pKa (ácido etanoico) = 4,74. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos a) y b); 0,5 puntos c). M19M

a Como se ha hecho una dilución hay que calcular la nueva concentración por la fórmula de las diluciones:
Sustituyendo datos:
2 mL · 0,1 M = 250 mL · 𝑀𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 ⇒ 𝑴𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍= 8·10–4 M
El HNO3 es un ácido muy fuerte por lo que se disocia completamente así:
HNO3 + H2O ⟶ NO3
– + H3O+
Por lo tanto, [H3O+] = 8·10–4 M y pH = –log 8·10–4 = 3,1

b El equilibrio de disociación del ácido etanoico o acético, CH3COOH (simplificadamente AcH), es:
Inicio c0 M –
𝐾𝑎 =
Ac− H3O+
AcH
=
𝑥2
𝑐0 − 𝑥
El valor de x lo podemos conocer a partir del pH (que ha de ser igual a 3,1, según el enunciado):
pH = − log H3O+ = − log 𝑥 ⇒ 𝒙 = 𝟏𝟎−𝟑𝟏, = 𝟕, 𝟗𝟒 · 𝟏𝟎−𝟒 𝐌
Usando este valor en la ecuación de Ka (podríamos despreciar la x del denominador) llegamos a:
c0 = 0,035 M
El enunciado no da el valor de Ka, pero sí el pKa,
que es 4,74. Por tanto, Ka = 10–4,74 = 1,82·10–5

c
• Como se puede ver, la reacción entre los reactivos es mol a mol (1:1). Por lo tanto, la cantidad de moles de
HNO3 debe coincidir con la de NaOH.
• La cantidad de moles, n, se calcula así a partir del volumen y la concentración:
n = c V
• La cantidad de moles de HNO3 es:
n = 0,1 mol L–1 · 10·10–3 L = 10–3 mol
• Entonces, necesitamos 10–3 mol de NaOH. Como la concentración del NaOH es 0,2 M, esa cantidad de moles
estará contenida en este volumen:
V = n / c = 10–3 mol / (0,2 mol L–1) = 5·10–3 L = 5 mL
Se trata de un ácido y una base fuertes. La reacción de neutralización es:
HNO3 + NaOH ⟶ NaNO3 + H2O

Justifique si el pH de las siguientes disoluciones es ácido, básico o neutro:
a) Cloruro de amonio 0,1 M.
b) Acetato de sodio 0,1 M.
d) Hidróxido de bario 0,1 M.
Datos: Ka (ácido acético) = 1,8·10–5 ; Kb (amoniaco) = 1,8·10–5. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. M19O

a Todas las sales proceden de la combinación de un ácido y una base. Para averiguar si el pH de una sal es ácido,
básico o neutro hay que determinar el ácido y la base de los que procede la sal y ver si son fuetes o débiles:
• Si el ácido es fuerte y la base débil, la sal da pH ácido.
• Si el ácido es débil y la base fuerte, la sal da pH básico.
• Si el ácido y la base son ambos débiles o ambos fueres, la sal da pH (aproximadamente) neutro.
Esta es la “genealogía” del NH4Cl (cloruro amónico):
HCl (ácido fuerte)
NH3 (base débil) NH4Cl pH ácido
Lo que explica el pH de las sales es el proceso llamado hidrólisis. Este consiste en la reacción de los iones de la
sal con H2O para tratar de regenerar el ácido y la base de los que procede la sal.
En este caso los iones de la sal (los que produce el NH4Cl en disolución) son NH4
+ y Cl–. Los equilibrios de
hidrolisis consisten en la regeneración del ácido y la base a partir de los iones de la sal y son estos:
• Cl– + H2O ⇌ HCl + OH– Reacción muy desplazada a la izquierda porque los productos son un ácido y una base fuertes y reaccionan.
• NH4
+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+ Esta reacción está menos desplazada hacia la izquierda pues NH3 es débil. De las dos, es la única que se
tiene en cuenta para estudiar el pH de la sal. La producción de H3O+ es la que justifica que el pH de la sal sea ácido.

b La procedencia del NaAc (acetato de sodio, cuya fórmula completa es: CH3COONa) es:
HAc (ácido débil)
NaOH (base fuerte) NaAc pH básico
Los iones de NaAc (los que produce esta sal en disolución) son Na+ y Ac–. Los equilibrios de hidrolisis
(regeneración del ácido y la base a partir de los iones de la sal) son estos:
• Na+ + 2 H2O ⇌ NaOH + H3O+ Reacción muy desplazada a la izquierda porque los productos son un ácido y una base fuertes y
reaccionan en alto grado. No se tiene en cuenta a la hora de determinar el pH de la sal. (Se dice que el Na+ no se hidroliza).
• Ac– + H2O ⇌ HAc + OH– Esta reacción está menos desplaza hacia la izquierda porque HAc es débil. La producción de OH– es la que
justifica que el pH de la sal sea básico.

c
• La reacción es mol a mol (1:1). Por lo tanto, para que la reacción sea completa y no sobre ningún reactivo la
cantidad de moles de HCl debe coincidir con el de NaOH. Si no sobra reactivo el pH será aproximadamente 7
(neutro), ya que se obtiene una sal de ácido fuerte y base fuerte. Si sobrara algún reactivoy, el pH será ácido
o básico según sobre ácido o base, respectivamente.
• La cantidad de moles de HCl es:
n = c V = 0,2 mol L–1 · 50·10–3 L = 1·10–2 mol
• La cantidad de moles de NaOH es:
n = c V = 0,05 mol L–1 · 200·10–3 L = 1·10–2 mol
Se trata de un ácido y una base fuertes. La reacción de neutralización es:
HCl + NaOH ⟶ NaCl + H2O
Como se puede ver, los reactivos está en la proporción estequiométrica. Por lo tanto, el pH de la
disolución formada (que solo contiene sal) es neutro.

d • El Ba es un metal alcalinotérreo. Los metales alcalinos y los alcalinotérreos reciben sus nombres por sus
acusadas propiedades “alcalinas” (esta palabra es sinónimo de “básicas”). Ahora bien, los alcalinotérreos
no son tan básicos como los alcalinos; se pueden considerar bases débiles o, como mucho, de fuerza
media.
• El hidróxido de bario (Ba(OH)2), como todos los hidróxidos, es una base. Ahora bien, será una base de
fuerza media (no tan fuerte como la sosa, NaOH, o la potasa, KOH). La disociación será así:
Ba(OH)2 ⇌ Ba2+ + 2 OH–

Se quiere preparar 500 mL de disolución acuosa de amoniaco 0,1 M a partir de 1 L de amoniaco comercial de 25% de
riqueza en masa con una densidad del 0,9 g cm–3.
a) Determine el volumen de amoniaco comercial necesario para preparar dicha disolución.
b) Calcule el pH de la disolución de 500 mL de amoniaco 0,1 M inicial.
c) Justifique con las reacciones adecuadas el pH resultante (ácido, básico o neutro) al añadir 250 mL de ácido
clorhídrico 0,2 M a la disolución de 500 mL de amoniaco 0,1 M. Considere volúmenes aditivos.
Datos: Kb (amoniaco) = 1,8ꞏ10–5. Masas atómicas: H = 1; N = 14. M19O
Puntuación: 0,75 a) y b); 0,5 c).

a Lo mejor en este tipo de problemas es averiguar la molaridad (moles en 1 L) de la disolución o bien la cantidad
de moles que hay en el volumen que nos dan en el enunciado (500 mL). Eso se hace por la fórmula V ρ r M
(volumen por densidad por riqueza por peso molecular (= 17)). Suele ser mejor optar por lo primero, ya que así
vamos a poder determinar la molaridad de la disolución y quizá nos sirva para otras partes del problema.
1 L𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 ·
·
25 g𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑎𝑐𝑜
·
1 mol𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑎𝑐𝑜
17 g𝑎𝑚𝑜𝑛𝑖𝑎𝑐𝑜
= 13,2 mol
Una vez conocida la molaridad (13,2 mol L–1 ), para resolver el problema basta aplicar la fórmula de las
diluciones, ya que tenemos que hacer es diluir:
Sustituyendo datos:
𝑉𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 · 13,2 M = 500 mL · 0,1 M ⇒ 𝑉𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 = 3,79 mL

b
NH3 H2O ⇌ NH4
+ OH–
Inicio 0,1 M –
El equilibrio del NH3 como base es NH3 + H2O ⇌ NH4
+ + OH–. El balance de materia es:
𝐾𝑏 =
NH4
+
OH−
NH3
=
𝑥2
0,45 − 𝑥
pOH = − log OH−
El pOH se define así:
[OH–] = x, por lo que pOH = – log x. Por tanto,
tenemos que calcular x a partir de la primera
fórmula. Al tratarse de una base débil, x será muy
pequeño y el denominador será ≈ 0,1
1,8 · 10−5 =
𝑥2
0,1
⇒ 𝑥 = 1,34 · 10−3 pOH = −log 1,34 · 10−3
= 2,87
⇒
pH = 11,13
Finalmente, como 𝐩𝐇 + 𝐩𝐎𝐇 = 𝟏𝟒 ⇒

c El ácido es HCl; es un ácido fuerte; la base es NH3; es una base débil.
La reacción es la clásica “ácido + base” aunque en este caso no se forma H2O:
HCl + NH3 ⟶ NH4Cl
• Las cantidades de moles que tenemos de cada reactivo son:
• HCl:
n = c V = 0,2 mol L–1 · 250·10–3 L = 5·10–2 mol
• NaOH:
n = c V = 0,1 mol L–1 · 500·10–3 L = 5·10–2 mol
Como las cantidades están en las proporciones estequiométricas se forma NH4Cl y no sobra nada de ácido ni de base.
Los iones que produce el NH4Cl en disolución son NH4
+ y Cl–. Los equilibrios de hidrolisis (tendencia a la
regeneración del ácido y la base a partir de los iones de la sal) son estos:
• Cl– + H2O ⇌ HCl + OH– Reacción muy desplazada a la izquierda porque los productos son un ácido y una base fuertes y reaccionan.
• NH4
+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+ Esta reacción está menos desplazada hacia la izquierda pues NH3 es débil.
La producción de H3O+ en este segundo equilibrio es la que justifica que el pH de la sal sea ácido (pH < 7).

Se preparan 75 mL de una disolución de un ácido débil HX 0,1 M y en el equilibrio se alcanza un pH de 2,5.
a) Determine el grado de disociación y la constante de acidez de HX.
b) Calcule el pH de la disolución resultante al añadir 1,0 g de KOH a la disolución del enunciado. Considere que no
hay cambio de volumen.
c) Explique, sin realizar cálculos, cómo varía el pH de la disolución si se añade agua. Masas atómicas: H = 1,0; O =
16,0; K = 39,1.
Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos apartados a) y b); 0,5 puntos apartado c). M20OC

16,0; K = 39,1.
a Como nos piden el grado de disociación (α, cantidad que se disocia si se parte de 1 mol), una forma directa de
hacer el problema es introducirlo en el balance de materia. (La forma indirecta es no introducirlo y calcularlo al
final por regla de tres del tipo: “si para una concentración c0 se obtiene…, para una concentración 1 se obtiene…).
Para hacerlo por la forma directa es conveniente considerar primero que la concentración inicial es 1 mol:
Inicio 1 M –
Cambio – α M – + α M + α M
Equilibrio (1 – α) M – + α M + α M
Como consideramos
que partimos de 1 mol
(por litro), la cantidad
que se disocia es, por
definición, α

16,0; K = 39,1.
a Como nos piden el grado de disociación (α, cantidad que se disocia si se parte de 1 mol), una forma directa de
hacer el problema es introducirlo en el balance de materia. (La forma indirecta es no introducirlo y calcularlo al
final por regla de tres del tipo: “si para una concentración c0 se obtiene…, para una concentración 1 se obtiene…).
Para hacerlo por la forma directa es conveniente considerar primero que la concentración inicial es 1 mol:
Inicio 0,1 M –
Cambio – 0,1 α M – + 0,1 α M + 0,1 α M
Equilibrio 0,1 (1 – α) M – + 0,1 α M + 0,1 α M
Ahora, en una segunda
etapa, se multiplica todo
por la concentración
inicial (la que da el
enunciado, que es 0,1 M)
pH = − log H3O+ = − log 0,1α ⇒ 0,1α = 10−2,5, = 3,16 · 10−3 ⇒ α = 3,16 · 10−2
Gracias a la definición de pH y sabiendo que en este caso pH = 2,5 podremos calcular α
El grado de disociación
es del 3,2 %

16,0; K = 39,1.
b Se trata de una reacción de neutralización. El ácido (débil) es HX; la base (fuerte) es KOH. La reacción es:
HX + KOH ⟶ KX + H2O
Como se ve, la relación estequiométrica de los reactivos es 1:1. Y las cantidades de moles que tenemos de cada reactivo
son:
• HX:
n = c V = 0,1 mol L–1 · 75·10–3 L · = 7,5·10–3 mol
• KOH (la cantidad de moles es el cociente entre la masa y el peso molecular, que es 56,1):
n = m / M = 1 g / 56,1 g mol–1 = 1,78·10–2 mol
Como se ve, el reactivo KOH está en exceso. Parte de él reacciona con los 7,5·10–2 mol de HX; el resto queda en
disolución. Este resto es: 1,78·10–2 mol – 7,5·10–3 mol = 0,0103 mol.
El pH lo determina el KOH sobrante, cuya concentración es 0,0103 mol / 75·10–3 L = 0,137 M (nótese que hay también en
disolución la sal KX, pero una sal en presencia de una base fuerte o un ácido fuerte prácticamente no aporta nada al pH).
Como el KOH es una base fuerte, se disocia completamente: KOH ⟶ K+ + OH–. Por tanto, la concentración de OH– es 0,137
M. El pOH = –log 0,137 = 0,86. Y el pH es: 14 – 0,86 = 13,1.

16,0; K = 39,1.
c Si se añade H2O a la disolución del ácido, disminuye la concentración de protones (H3O+) y por
tanto el pH aumenta.

Responda las siguientes cuestiones:
a) (0,5 puntos) Para las sustancias NH4
+, Cl– y HClO, justifique cuáles son sus bases o ácidos conjugados,
escribiendo el equilibrio correspondiente según la teoría de Brönsted-Lowry.
b) (0,5 puntos) Para las sustancias NH4
+, Cl– y HClO justifique y ordene de menor a mayor basicidad las que son
bases y las bases conjugadas de las que son ácidos.
c) (1 punto) Calcule el volumen de disolución acuosa preparada con 2,0 g de HClO para que el pH sea 2.
Datos. Ka (HClO) = 3,2·10–8; Kb (NH3) = 1,8·10–5. Masas atómicas (u): H = 1,0; O = 16,0; Cl = 35,5.
M23M

M23M
La teoría de Brönsted-Lowry sobre ácidos y bases es:
• Un ácido es una sustancia que libera H+.
• Una base es una sustancia que capta H+.
a
Se puede establecer la siguiente ecuación química general para las reacciones ácido-base:
1(ácido) + 2(base) ⇌ 1’(base) + 2’(ácido)
Esta ecuación quiere decir esto: una sustancia 1 que es un ácido (es decir, libera protones), al reaccionar con una sustancia
2 que es una base (capta protones) intercambian un protón (o más), o sea, 1 cede un protón a 2. El resultado es que 1
queda convertido en 1’ y 2 en 2’. Pero 1’ se dice que es la base conjugada del ácido 1 y 2’ se dice que es el ácido
conjugado de 2 porque la reacción inversa consiste también en un intercambio de protones, en este caso siendo 1’ quien
toma un protón de 2’ para convertirse en 1 (y, correspondientemente, 2’ se convierte en 2 cediendo un protón a 1’).
Si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil. Si una base es fuerte, su ácido conjugado es débil. Y viceversa.
(Es lógico que esto sea así. Por ejemplo, el HCl es fuerte porque cede protones con facilidad al H2O; su tendencia es a desprenderse de
protones. La base conjugada es Cl–, la cual no tiene tendencia a captar protones para convertirse en HCl porque, como se acaba de decir, la
tendencia favorable es la contraria. Por eso, Cl– es base débil).

M23M
Veamos cómo se adaptan a este modelo las especies del enunciado en disoluciones acuosas.
a
HClO(ácido) + H2O(base) ⇌ ClO–
(base) + H3O+
(ácido)
El HClO es un ácido que cede su protón al H2O y produce la base conjugada ClO–.
H2O(ácido) + NH3(base) ⇌ OH–
(base) + NH4
+
(ácido)
El NH3 es una base que cede su protón al H2O y produce el ácido conjugado NH4
+.
Por lo tanto, NH4
+ es un ácido y
su base conjugada es NH3
HCl(ácido) + H2O(base) ⇌ Cl–
(base) + H3O+
(ácido)
El HCl es un ácido que cede su protón al H2O y produce la base conjugada Cl–.
Por lo tanto, Cl– es una base y
su ácido conjugado es HCl

M23M
De forma alternativa (y más simplificada) el problema se puede resolver así:
a
HClO ⇌ ClO– + H+
El HClO es un ácido que cede su protón para producir la base conjugada ClO–.
NH4
+ ⇌ NH3 + H+
El NH4
+ es un ácido pues puede ceder un protón para producir la base conjugada NH3.
Cl– + H+ ⇌ HCl
El Cl– es una base porque captando un H+ se convierte en HCl, que es un ácido (es su ácido conjugado).

M23M
Una base es tanto más fuerte cuanto mayor es su Kb
b
Lo que se pide en este apartado es ordenar de menor a mayor basicidad las sustancias que hemos
averiguado que son bases, que son NH3, Cl– y ClO4
–.
Existe una relación entre la Ka de un ácido y la Kb de su base conjugada que es:
Ka · Kb = Kw
siendo Kw el llamado producto iónico del H2O, cuyo valor es 10–14.
Los valores de Kb de las especies NH3, Cl– y ClO4
– son:
• Kb(NH3) = 1,8·10–5 (lo da el enunciado)
• Kb(ClO4
–) = 10–14 / Ka(HClO4) (lo da el enunciado: 3,2·10–8) = 3,1·10–7
• Kb(Cl–) = 10–14 / Ka(HCl) (tiende a ∞) ≈ 0
Por tanto, la ordenación de la
basicidad de menor a mayor es:
Cl– < ClO4
– < NH3

M23M
c El equilibrio como ácido del HClO es: HClO + H2O ⇌ HClO– + H3O+. El balance de este equilibrio es:
A partir de la definición del pH ( = 2) puede averiguarse cuánto vale x:
pH = − log H3O+
= − log 𝑥 ⇒ 𝑥 = 10−2
HClO H2O ⇌ HClO– H3O+
Inicio c0 M –
Y a partir de la definición de Ka puede averiguarse cuánto vale c0:
𝐾𝑎 =
ClO−
H3O+
HClO
=
𝑥2
𝑐0 − 𝑥
⇒ 𝒄𝟎= 𝟑𝟏𝟐𝟓 𝐌
Este valor altísimo no tiene sentido
químico; es fruto de elegir, el crear
el enunciado. un pH demasiado
bajo (sin sentido químico) para un
ácido tan débil
Sabiendo la concentración, para calcular el volumen aplicamos: c = n / V. La cantidad de moles, n, es la masa dividida por
el peso molecular: n = m / M = 2 / 52,5 = 0,038 mol. Por tanto, V = n / c = 0,038 / 3125 mol L–1 = 1,2·10–5 L (sin sentido)

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