Teorías ácido-base e hidrólisis

Solución oficial

Corrección oficial de la PAU de Cataluña (Generalitat de Catalunya), traducida del catalán. Las puntuaciones de cada paso son las de la pauta de corrección.

a)

0,1 p. Reacción de disociación del $\text{NaClO}$:$$\text{NaClO} \longrightarrow \text{Na}^+ + \text{ClO}^-$$0,2 p. Justificación de qué ion tiene hidrólisis.

De los dos iones, solo tendrá hidrólisis el ion $\text{ClO}^-$, ya que este ion actúa como base débil y con agua capta un ion $\text{H}^+$ y forma un ácido débil ($\text{HClO}$). El $\text{Na}^+$ no tiene hidrólisis, ya que tendría que formar una base fuerte ($\text{NaOH}$) que nunca se forma en agua.

• Si no lo justifican, la puntuación es nula (0 p).

0,1 p. Reacción de hidrólisis:$$\text{ClO}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HClO} + \text{OH}^-$$pH de la lejía (disolución de $\text{ClO}^-$)

Datos:

$[\text{NaClO}] = 5\ \%$ en masa

Densidad de la disolución de $\text{NaClO}$ al 5 % $= 1{,}00\ \text{g/mL}$

Masa molecular ($\text{NaClO}$) $= 74{,}5\ \text{g/mol}$

Calculamos la concentración inicial de $\text{NaClO}$ (o de $\text{ClO}^-$) en mol/L:$$[\text{NaClO}]_0 = (5\ \text{g NaClO}/100\ \text{g disolución})\times(1\ \text{mol NaClO}/74{,}5\ \text{g NaClO})\times(1\ \text{g disolución}/1\ \text{mL disolución})\times(1000\ \text{mL disolución}/1\ \text{L disolución})$$0,1 p. $\Rightarrow\; [\text{NaClO}]_0 = [\text{ClO}^-]_0 = 0{,}671\ \text{M}$

Reacción de equilibrio ácido-base del ion $\text{ClO}^-$ (suponemos 1 L de disolución):0,2 p. $K_b = [\text{HClO}]\cdot[\text{OH}^-]/[\text{ClO}^-]$$$3{,}3\times 10^{-7} = [(x)\cdot(x)]/(0{,}671 - x) \qquad \textbf{(\text{Ecuación} 1)}$$Suponiendo que $0{,}671 - x \approx 0{,}671$:$$3{,}3\times 10^{-7} = x^2/0{,}671$$$$x = (3{,}3\times 10^{-7}\times 0{,}671)^{1/2}$$$$x = 4{,}706\times 10^{-4}$$0,1 p. $x = [\text{OH}^-] = 4{,}706\times 10^{-4}\ \text{M}$

Ionización del agua: $K_w = [\text{H}_3\text{O}^+]\cdot[\text{OH}^-] = 1{,}0\cdot 10^{-14}$$$[\text{H}_3\text{O}^+] = 1{,}0\cdot 10^{-14}/4{,}706\times 10^{-4}\ \text{M}$$$$[\text{H}_3\text{O}^+] = 2{,}125\times 10^{-11}\ \text{M}$$$$\text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+] = -\log(2{,}125\times 10^{-11})$$0,2 p. $\text{pH} = 10{,}7$

• Si la ecuación 1 se resuelve sin ninguna aproximación se llega a una ecuación de segundo grado que da aproximadamente la misma solución.

b)

0,4 p. Concepto de disolución amortiguadora.

Una disolución amortiguadora de pH es aquella en la que, al añadirle pequeñas cantidades de un ácido o de una base (fuerte o débil), el pH se mantiene prácticamente constante (o varía muy poco).

¿Puede actuar la lejía como disolución amortiguadora?

0,3 p. Para tener una disolución amortiguadora hace falta tener en la disolución una mezcla de un ácido débil y su base conjugada en concentraciones iguales o parecidas. Esto nos permitirá neutralizar, y mantener el pH, si añadimos pequeñas cantidades de un ácido o de una base.

Justificación en el caso de la lejía:

La lejía no lo cumple, ya que en el equilibrio hay una alta concentración de base débil ($\text{OCl}^-$) y una pequeña concentración del ácido débil conjugado ($\text{HClO}$), que proviene de la reacción de equilibrio de hidrólisis ($K_b$ muy pequeña).

0,3 p. La lejía no puede actuar como disolución amortiguadora de pH.