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.
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|
[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
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|
[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
