Neutralización ácido-base 17

 

Disponemos de un vaso que contiene 100 mL de disolución 0,15 M de KOH (base fuerte) y otro vaso que contiene 100 mL de disolución 0,15 M de NH3 (Kb = 1,8·10–5).

a)  Calcule el pH y la concentración de todas las especies presentes en el equilibrio en ambas disoluciones.

b)  Escriba las reacciones de neutralización de ambas bases con ácido clorhídrico (HCl).

c)  Calcule el volumen de disolución 0,45 M de HCl necesario para neutralizar cada una de las disoluciones de KOH y NH3.

 

 

Solución:

Datos:

                   Disolución de KOH: V1 = 100 mL; [KOH] = 0,15 M

Disolución de NH3: V2(NH3) = 100 mL; [NH3] = 0,15 M; Kb = 1,8·10–5

a)  Reacción de disociación del KOH:

KOH (aq) → K+ (aq) + OH (aq)

El hidróxido de potasio está totalmente disociado por ser una base fuerte luego, según la reacción, la concentración de OH será la misma que la del KOH, es decir, 0,15 M.

[H+]·[OH] = Kw → [H+] = 1·10–14/[OH]

[H+] = 1·10–14/0,15 = 6,67·10–14 M

pH = –log [H+] = –log 6,67·10–14 = 13,2

O también:

pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH = 14 – (–log 0,15) = 13,2

Reacción de disociación del amoniaco:

NH3 (aq) + H2O (l) ⟺ NH4+ (aq) + OH (aq)

Concentraciones en equilibrio:

 

[NH3]

[NH4+]

[OH]

Concentración inicial

0,15

0

0

Concentración que se disocia

x

Concentración disociada

x

x

Concentración en equilibrio

0,15 – x

x

x

 

Constante de ionización:

Kb = [NH4+]·[OH]/[NH3]

Kb = x·x/(0,15 – x) = x2/(0,15 – x) 

Como la constante de equilibrio es muy pequeña se puede suponer que 0,15 – x ≈ 0,15, y al mismo tiempo se facilitan los cálculos.

x2/0,15 = 1,8·10–5 → x2 = 0,15·1,8·10–5 = 2,7·10–6

[OH] = 1,6·10–3

[H+]·[OH] = Kw → [H+] = 1·10–14/[OH]

[H+] = 1·10–14/1,6·10–3 = 6,25·10–12 M

pH = –log [H+] = –log 6,25·10–12 = 11,2

Concentraciones en equilibrio:

[NH3] = 0,15 – 1,6·10–3 = 0,1484 M

  [NH4+] = [OH] = 1,6·10–3 M

b)  El nombre de neutralización no implica que la disolución obtenida sea estrictamente neutra, ya que su pH depende de la posible hidrólisis de la sal formada en la reacción

Reacción de neutralización del hidróxido de potasio:

HCl (aq) + KOH (aq) → KCl (aq) + H2O (l)

Reacción de neutralización del amoniaco:

HCl (aq) + NH3 (aq) → NH4Cl (aq)

c)  Dato: [HCl] = 0,45 M

Volumen de disolución de HCl necesario para neutralizar la disolución de KOH:

0,100 L KOH·(0,15 mol KOH/L KOH)·(mol HCl/mol KOH)·(L HCl/0,45 mol HCl) = 33,3 mL HCl

Volumen de disolución de HCl necesario para neutralizar la disolución de amoniaco:

0,100 L NH3·(0,15 mol NH3/L NH3)·(mol HCl/mol NH3)·(L HCl/0,45 mol HCl) = 33,3 mL HCl

 

 

Neutralización ácido-base 16

 

A 60 mL de disolución 0,1 N de ácido acético, se añaden 40 mL de disolución 0,1 N de hidróxido de sodio. Hallar el pH de la mezcla resultante.

Ka =1,8·10–5

 

 

Solución:

Datos:

Disolución HAc:

V(HAc) = 60 mL. Como N = M·1 entonces [HAc] = 0,1 M

Disolución NaOH:

V(NaOH) = 40 mL. Como N = M·1 entonces [NaOH] = 0,1 M

Moles de HAc:

0,060 L·(0,1 mol/L) = 0,0060 moles

Moles de NaOH:

0,040 L·(0,1 mol/L) = 0,0040 moles

Reacción de neutralización:

HAc (aq) + NaOH (aq) → NaAc (aq) + H2O (l)

Según la reacción de neutralización la proporción en la que reaccionan los reactivos es 1:1, por tanto como hay menos moles de hidróxido, éste será el reactivo limitante y el ácido el que está en exceso.

 

[HAc]

[NaOH]

[NaAc]

[H2O]

Moles iniciales

0,0060

0,0040

0

0

Moles que reaccionan

0,0040

0,0040

Moles que se obtienen

0,0040

0,0040

Moles finales

0,0020

0

0,0040

0,0040

 

La sal se hidrolizará ya que procede de un ácido débil (ácido acético), aunque la base sea fuerte (NaOH).

Reacción de disociación del acetato de sodio:

CH3COONa (aq) → CH3COO (aq) + Na+ (aq)

El acetato de sodio, (CH3COONa), es una sal que se encuentra totalmente disociada por ser un electrolito fuerte, luego las concentraciones de los iones acetato, (CH3COO), y sodio, (Na+), son iguales a la concentración inicial de la sal en la disolución, es decir, n(NaAC) = 0,0040 moles.

Suponiendo que los volúmenes son aditivos, tenemos que:

V(total) = 0,060 L + 0,040 L = 0,1 L

Por tanto:

[NaAc] = 0,0040 moles/0,1 L = 0,04 M

[CH3COO] = [Na+] = 0,04 M

El ácido sobrante también estará disociado pero parcialmente, ya que se trata de un ácido débil.

Reacción de disociación del ácido acético:

CH3COOH (aq) + H2O (l) ⟺  CH3COO (aq) + H3O+ (aq)

Concentración inicial del ácido acético:

n(HAc) = 0,0020 moles       V(total) = 0,1 L

[HAc]0 = 0,0020 moles/0,1 L = 0,02 M

 

[CH3COOH]

[CH3COO]

[H3O+]

Concentración inicial

0,02

0,04

0

Concentración que se disocia

x

Concentración disociada

x

x

Concentración en el equilibrio

0,02 – x

0,04 + x

x

 

Constante de disociación:

Ka = [CH3COO]·[H3O+]/[CH3COOH] = 1,8·10–5

La reacción se encuentra desplazada hacia su izquierda, a consecuencia del efecto ión común, (CH3COO), y, además, que se trata de la disociación de un ácido débil; por tanto podemos suponer que 0,02 – x ≈ 0,02 y 0,04 – x ≈ 0,04, luego tenemos que:

0,04 x/0,02 = 1,8·10–5 → 2 x = 1,8·10–5 → x = 1,8·10–5/2

x = 9·10–6 → [H3O+] = 9·10–6

pH = –log [H3O+] = –log 9·10–6 = 5,05

 

 

Neutralización ácido-base 15

 

A 15 mL de disolución 0,1 M de NaOH se añaden 25 mL de disolución 0,1 M de ácido acético. Hallar el pH resultante.

Ka = 1,8·10–5

 

 

Solución:

Datos: V(NaOH) = 15 mL; [NaOH] = 0,1M; V(HAc) = 25 mL; [HAc] = 0,1 M

Reacción de neutralización:

HAc (aq) + NaOH (aq) → NaAc (aq) + H2O (l)

El nombre de neutralización no implica que la disolución obtenida sea estrictamente neutra, ya que su pH depende de la posible hidrólisis de la sal formada en la reacción.

Número de moles que hay de cada reactivo.

Disolución del ácido acético:

0,025 L·(0,1 mol/L) = 0,0025 moles

Disolución de NaOH:

0,015 L·(0,1 mol/L) = 0,0015 moles

Como hay menos moles de hidróxido, éste será el reactivo limitante y el ácido el que está en exceso.

 

HAc

NaOH

NaAc

H2O

Moles iniciales

0,0025

0,0015

0

0

Moles que reaccionan

0,0015

0,0015

Moles que se obtienen

0,0015

0,0015

Moles finales

0,001

0

0,0015

0,0015

 

La sal se hidrolizará ya que procede de un ácido débil (HAc), aunque la base sea fuerte (NaOH).

Reacción de disociación del acetato de sodio:

CH3COONa (aq) → CH3COO (aq) + Na+ (aq)

El acetato de sodio, (CH3COONa), es una sal que se encuentra totalmente disociada por ser un electrolito fuerte, luego las concentraciones de los iones acetato, (CH3COO) y sodio, Na+, son iguales a la concentración inicial de la sal en la disolución, es decir:

n(NaAc) = 0,0015 moles

Volumen total:

Vt = 0,015 L + 0,025 L = 0,04 L

Concentración de [H3O+] = 0,0015 moles/0,040 L = 0,0375 M

[CH3COO] = [Na+] = 0,0375 M

El ácido sobrante también estará disociado pero parcialmente, ya que se trata de un ácido débil.

Reacción de disociación del ácido acético:

CH3COOH (aq) + H2O (l) ⟺ CH3COO (aq) + H3O+ (aq)

Concentración inicial del ácido acético:

n(HAc) = 0,001 mol; Vt = 0,015 L + 0,025 L = 0,04 L

[HAc]0 = 0,001 mol/0,04 L = 0,025 M

 

[CH3COOH]

[CH3COO]

[H3O+]

Concentración inicial

0,025

0,0375

0

Concentración que se disocia

x

Concentración disociada

x

x

Concentración en el equilibrio

0,025 – x

0,0375 + x

x

 

Constante de disociación:

Ka = [CH3COO]·[H3O+]/[CH3COOH]

Ka = (0,0375 + x)·x/(0,025 – x) = 1,8·10–5

La reacción se encuentra desplazada hacia su izquierda, a consecuencia del efecto ión común, (CH3COO), y, además, que se trata de la disociación de un ácido débil; por tanto podemos suponer que 0,025 – x ≈ 0,025 y 0,0375 + x ≈ 0,0375, luego tenemos que:

0,0375 x/0,025 = 1,8·10–5

x = 0,025·1,8·10–5/0,0375 = 1,2·10–5

[H3O+] = 1,2·10–5 M

pH = –log [H3O+] = –log 1,2·10–5 = 4,92

 

 

Neutralización ácido-base 14

 

A 15 mL de disolución 0,1 M de NaOH se añaden 25 mL de disolución 0,1 M de HCl. Hallar el pH.

 

 

Solución:

Datos: V(NaOH) = 15 mL; [NaOH] = 0,1M; V(HCl) = 25 mL; [HCl] = 0,1 M

Reacción de neutralización:

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

El nombre de neutralización no implica que la disolución obtenida sea estrictamente neutra, ya que su pH depende de la posible hidrólisis de la sal formada en la reacción.

Número de moles que hay de cada reactivo.

Disolución de HCl:

0,025 L·(0,1 mol/L) = 0,0025 moles

Disolución de NaOH:

0,015 L·(0,1 mol/L) = 0,0015 moles

Como hay menos moles de hidróxido, éste será el reactivo limitante y el ácido el que está en exceso.

 

HCl

NaOH

NaCl

H2O

Moles iniciales

0,0025

0,0015

0

0

Moles que reaccionan

0,0015

0,0015

Moles que se obtienen

0,0015

0,0015

Moles finales

0,0010

0

0,0015

0,0015

 

La sal no se hidrolizará ya que procede de un ácido fuerte (HCl) y, también, de una base fuerte (NaOH).

Sin embargo el ácido sobrante sí se disociará totalmente (ya que es un ácido fuerte) y, por consiguiente, el número de moles de H3O+ será el mismo que el número de moles en exceso del ácido.

Reacción de disociación del HCl:

HCl (aq) + H2O (l) → Cl (aq) + H3O+ (aq)

n(H3O+) = 0,0010 moles

Volumen total:

Vt = 0,015 L + 0,025 L = 0,040 L

Concentración de [H3O+] = 0,0010 moles/0,040 L = 0,025 M

pH = –log [H3O+] = –log 0,025 = 1,6

 

 

Neutralización ácido-base 13

 

En una disolución acuosa de ácido benzoico, C6H5COOH, 0,05 M está ionizado un 3,49%. Calcula:

a)  La constante de ionización en agua de dicho ácido.

b)  El pH de la disolución que se obtiene al diluir, con agua, 3 mL del ácido 0,05 M hasta un volumen de 10 mL.

c)  El volumen de KOH 0,1 M necesario para neutralizar 20 mL del ácido 0,05 M.

 

 

Solución:

Datos: [C6H5COOH]0 = 0,05 M; α = 0,0349

a)  Reacción de ionización del ácido:

C6H5COOH (aq) ⟺ C6H5COO (aq) + H+ (aq)

Constante de ionización:

Ka = [C6H5COO]·[H+]/[C6H5COOH]

 

[C6H5COOH]

[C6H5COO]

[H+]

Concentración inicial

0,05

0

0

Concentración que se ioniza

0,05·0,0349 = 0,001745

Concentración ionizada

0,001745

0,001745

Concentración en el equilibrio

0,05 – 0,001745 = 0,048255

0,001745

0,001745

 

Ka = 0,0017452/0,048255 = 6,31·10–5

b)  Datos: V([C6H5COOH) = 3 mL; [C6H5COOH] = 0,05 M; V(disolución) = 10 mL

pH = –log [H+]

Moles de ácido benzoico que hay en 3 mL:

3 mL·(0,05 moles/1000 mL) = 1,5·10–4 moles 

Concentración del ácido benzoico en la disolución final:

[C6H5COOH] = 1,5·10–4 moles/[10 mL·(L/1000 mL)] = 0,015 M

 

[C6H5COOH]

[C6H5COO]

[H+]

Concentración inicial

0,015

0

0

Concentración que se ioniza

x

Concentración ionizada

x

x

Concentración en el equilibrio

0,015 – x

x

x

 

Ka = x2/(0,015 – x) = 6,31·10–5

Como la constante es tan pequeña podemos suponer que 0,015 – x ≈ 0,015 y de esta forma se facilitan los cálculos.

x2 = 0,015·6,31·10–5 = 9,465·10–7

[H+] = 9,73·10–4

pH = –log 9,73·10–4 = 3,01

c)  Dato: [KOH] = 0,1 M; V(C6H5COOH) = 20 mL; [C6H5COOH] = 0,05 M  .

Reacción de neutralización:

C6H5COOH + KOH → C6H5COOK + H2O

Según la reacción química se necesita un mol hidróxido por cada mol de ácido.

Moles de ácido:

0,20 mL·(0,05 mol/1000 mL) = 1·10–5 moles

Los moles de hidróxido que reaccionan serán los mismos que los del ácido es decir, 1·10–5 moles.

Volumen de KOH:

1·10–5 moles·(1000 mL/0,1 mol) = 0,1 mL