Autor: ManuelMiralles

 

Cuál será la variación del pH que se produciría si a 125 ml de una disolución 0,1 M de cloruro de sodio se le añaden 30 mL de ácido clorhídrico 0,1 M. Se supone que los volúmenes son aditivos.

 

 

Solución:

Datos: V(NaCl) = 125 mL; [NaCl] = 0,1 M; V(HCl) = 30 mL; [HCl] = 0,1 M

pH de la disolución del cloruro de sodio:

Reacción de disociación de NaCl:

NaCl (s) → Na⁺ (aq) + Cl^– (aq)

El catión Na⁺ procede una base fuerte, NaOH (hidróxido de sodio), por tanto es un ácido conjugado débil y no reaccionará con el agua.

El anión Cl^– procede un ácido fuerte, HCl  (ácido clorhídrico), luego es una base conjugada débil y no reaccionará con el agua.

Por tanto no habrá hidrólisis y la disolución es neutra, luego su pH = 7 y [H⁺] = 10^–7 M.

Reacción de disociación de HCl:

HCl (aq) → H⁺ (aq) + Cl^– (aq)

Al tratarse de un ácido fuerte estará totalmente disociado, luego [H⁺] = [HCl] = 0,1 M.

Moles de [H⁺] procedentes de la disolución de NaCl:

0,125 L·10^–7 (mol/L) = 1,25·10^–8 moles

Moles de [H⁺] procedentes de la disolución de HCl:

0,030 L·0,1 (mol/L) = 0,003 moles

Moles de [H⁺] totales:

1,25·10^–8 moles + 0,003 moles = 0,003 moles

Volumen total:

125 mL + 30 mL = 155 mL

Moles de [H⁺]:

[H⁺] = 0,003 moles/0,155 L = 1,935·10^–2

pH = –log [H⁺] = –log1,935·10^–2 = 1,713

El pH ha pasado de 7 a 1,713.

 

 

 

 

Calcular el pH de una disolución de ácido acético 0,1 M con K₁ = 1,8·10^–5 y ácido propanoico 0,1 M con K₂ = 1,3·10^–5.

 

 

Solución:

Datos: [CH₃COOH] = 0,1; K₁ = 1,8·10^–5; [CH₃CH₂COOH] = 0,1; K₂ = 1,3·10^–5

Reacción de ionización del ácido acético:

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

	[CH3COOH]	[CH3COO–]	[H3O+]
Concentración inicial	0,1	0	0
Concentración que se disocia	x	–	–
Concentración disociada	–	x	x
Concentración en el equilibrio	0,1 – x	x	x

Reacción de ionización del ácido propanoico:

CH₃CH₂COOH (aq) + H₂O (l) ⟺ CH₃CH₂COO^– (aq) + H₃O⁺ (aq)

	[CH3COOH]	[CH3COO–]	[H3O+]
Concentración inicial	0,1	0	0
Concentración que se disocia	y	–	–
Concentración disociada	–	y	y
Concentración en el equilibrio	0,1 – y	y	y

A consecuencia del ión común tenemos que [H₃O⁺] = x + y, por tanto:

K₁ = x·(x + y)/(0,1 – x)

K₂ = y·(x + y)/(0,1 – y)

Al tratarse de ácidos débiles, x e y son mucho menores que 0,1, por lo que se pueden despreciar frente a 0,1, luego:

0,1 K₁ = x·(x + y)             0,1 K₂ = y·(x + y)

[x·(x + y)]/[y·(x + y)] = (0,1 K₁/0,1 K₂)

x/y = K₁/K₂ → x/y = 1,8·10^–5/1,3·10^–5

x/y = 1,4 → x = 1,4 y

y·(1,4 y + y) = 0,1·1,3·10^–5

2,4 y² = 1,3·10^–6 → y² = 5,42·10^–7

x = 1,4·7,36·10^–4 = 1,03·10^–3

[H₃O⁺] = 1,03·10^–3 + 7,36·10^–4 = 1,77·10^–3

pH = –log 1,77·10^–3 = 2,75

 

 

 

Calcular [H⁺] y el pH de una disolución 0,1 M de ácido cianhídrico.

K_a = 7,2·10^–10

 

 

Solución:

Datos: [HCN]₀ = 0,1 M; K_a = 7,2·10^–10

Reacción de ionización:

HCN (aq) ⟺ H⁺ (aq) + CN^– (aq)

Concentraciones en equilibrio:

	HCN	CN–	H+
Concentración inicial	0,1	0	0
Concentración que se disocia	x	–	–
Concentración disociada	–	x	x
Concentración en el equilibrio	0,1 – x	x	x

Constante de ionización:

K_a = [CN^–]·[H⁺]/[0,1 – x] = x·x/(0,1 – x) = x²/(0,1 – x)

Como la constante de equilibrio es muy pequeña se puede suponer 0,1 – x ≈ 0,1, y al mismo tiempo se facilitan los cálculos.

7,2·10^–10 = x²/0,1 → x² = 7,2·10^–11

[H⁺] = x = 8,5·10^–6

pH = –log [H⁺] = –log 8,5·10^–6 = 5,07 

 

 

 

Calcular el pH de una disolución obtenida disolviendo 0,387 g de NaOH en 400 mL de agua.

 

 

Solución:      

Datos: m(NaOH) = 0,387 g; V(H₂O) = 400 mL

pH = 14 – pOH = 14 + log [OH^–]

Reacción de disociación del hidróxido de sodio:

NaOH (aq) → Na⁺ (aq) + OH^– (aq)

Como el hidróxido de sodio una base fuerte estará totalmente disociada, por tanto se cumplirá que: [NaOH] = [OH^–].

Se puede suponer que el volumen de la disolución es igual al volumen del agua ya que la cantidad de hidróxido es tan pequeña que no alterará el volumen del agua.

Peso molecular del hidróxido de sodio:

P_m (NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40

Moles de soluto:

0,387 g·(mol/40 g) = 0,0097 moles

Concentración de la disolución:

[NaOH] = 0,0097 moles/0,400 L = 0,024 M

pH = 14 + log [OH^–] = 14 + log 0,024 = 12,38

 

 

 

 

Hallar el pH de una disolución de HNO₃ del 60% de riqueza en peso y densidad de 1,36 g/cm³.

 

 

Solución:

Datos: Riqueza = 60%; d = 1,36 g/cm³

pH = –log [H₃O⁺]

Reacción de ionización del ácido nítrico:

HNO₃ (aq) + H₂O (l) → H₃O⁺ (aq) + NO₃ ^– (aq)

El ácido nítrico es un ácido monoprótico fuerte, por tanto está ionizado totalmente, luego la concentración inicial del HNO₃ es igual a la concentración [H₃O⁺] en la disolución, por lo tanto para poder resolver el problema necesitamos conocer la concentración molar del ácido.

Supongamos que tenemos 100 cm³ de disolución, luego:

100 cm³·(1,36 g/cm³) = 136 g de disolución

Como la riqueza en peso del ácido nítrico es el 60%, tenemos que:

136 g de disolución·(60 g de HNO₃/100 g de disolución) = 81,6 g de HNO₃

Peso molecular del ácido:

P_m (HNO₃) = 1 + 14 + 48 = 63

Moles de HNO₃:

81,6 g·(mol/63 g) = 1,3 moles

Concentración molar de la disolución de HNO₃:

[HNO₃] = 1,3 moles/0,1 L = 13 M

Concentración de H₃O⁺:

[H₃O⁺] = 13 M

pH = –log 13 = = –1,11

El resultado negativo del pH es debido a la alta concentración del ácido en la disolución.