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

 

 

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