QuímicaFácilCuestión · 2 pts

Teorías ácido-base e hidrólisis

También trata: pH de ácidos y bases · Valoraciones y neutralización
Comunidad de Madrid · 2019 · Junio · Opción A
Enunciado
Justifique si el pH de las siguientes disoluciones es ácido, básico o neutro:

a) (0,5 puntos) Cloruro de amonio 0,1 M.

b) (0,5 puntos) Acetato de sodio 0,1 M.

c) (0,5 puntos) 50 mL de ácido clorhídrico 0,2 M + 200 mL de hidróxido de sodio 0,05 M.

d) (0,5 puntos) Hidróxido de bario 0,1 M.

Datos: KaK_a (ácido acético) =1,8⋅10−5= 1{,}8 \cdot 10^{-5}; KbK_b (amoniaco) =1,8⋅10−5= 1{,}8 \cdot 10^{-5}.
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Resultado
  • a) Ácida: hidrólisis del NH4+\text{NH}_4^+ (pH≈5,1\text{pH} \approx 5{,}1).
  • b) Básica: hidrólisis del CH3COO−\text{CH}_3\text{COO}^- (pH≈8,9\text{pH} \approx 8{,}9).
  • c) Neutra: 0,0100{,}010 mol de HCl y 0,0100{,}010 mol de NaOH, neutralización exacta (pH=7\text{pH} = 7).
  • d) Básica: base fuerte, [OH−]=0,2[\text{OH}^-] = 0{,}2 M (pH=13,3\text{pH} = 13{,}3).
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Estrategia

En las sales (a y b) hay que disociarlas y mirar cada ion: el que procede de un ácido o una base débil se hidroliza (reacciona con el agua); el que procede de un ácido o una base fuerte no lo hace. Si se hidroliza el catión, la disolución es ácida; si se hidroliza el anión, básica.

En c) se mezclan un ácido fuerte y una base fuerte: hay que contar moles y ver cuál sobra. En d) basta con disociar la base fuerte, que libera dos OH−\text{OH}^- por fórmula.

Aunque solo se pide el carácter, con los datos se puede calcular el pH y confirmarlo.
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Desarrollo

a) Cloruro de amonio, NH4Cl\text{NH}_4\text{Cl} 0,1 M: ácido.

La sal se disocia por completo:NH4Cl(s)→ H2O NH4+(ac)+Cl−(ac)\text{NH}_4\text{Cl}(s) \xrightarrow{\ \text{H}_2\text{O}\ } \text{NH}_4^+(ac) + \text{Cl}^-(ac)
  • El Cl−\text{Cl}^- es la base conjugada del HCl\text{HCl}, un ácido fuerte: es una base despreciable y no se hidroliza.
  • El NH4+\text{NH}_4^+ es el ácido conjugado del NH3\text{NH}_3, una base débil: se hidroliza cediendo un protón al agua.
NH4++H2O⇌NH3+H3O+\text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+Se generan iones H3O+\text{H}_3\text{O}^+, luego la disolución es ácida (pH<7\text{pH} < 7). Con los datos:Ka(NH4+)=KwKb=10−141,8⋅10−5=5,6⋅10−10K_a(\text{NH}_4^+) = \frac{K_w}{K_b} = \frac{10^{-14}}{1{,}8 \cdot 10^{-5}} = 5{,}6 \cdot 10^{-10}[H3O+]≈Ka c=5,6⋅10−10⋅0,1=7,5⋅10−6 M  ⇒  pH≈5,1[\text{H}_3\text{O}^+] \approx \sqrt{K_a\,c} = \sqrt{5{,}6 \cdot 10^{-10} \cdot 0{,}1} = 7{,}5 \cdot 10^{-6}\ \text{M} \;\Rightarrow\; \text{pH} \approx 5{,}1
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b) Acetato de sodio, CH3COONa\text{CH}_3\text{COONa} 0,1 M: básico.CH3COONa(s)→ H2O CH3COO−(ac)+Na+(ac)\text{CH}_3\text{COONa}(s) \xrightarrow{\ \text{H}_2\text{O}\ } \text{CH}_3\text{COO}^-(ac) + \text{Na}^+(ac)
  • El Na+\text{Na}^+ procede del NaOH\text{NaOH}, base fuerte: no se hidroliza.
  • El CH3COO−\text{CH}_3\text{COO}^- (ion etanoato) es la base conjugada del ácido acético, un ácido débil: se hidroliza captando un protón del agua.
CH3COO−+H2O⇌CH3COOH+OH−\text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^-Se generan iones OH−\text{OH}^-, luego la disolución es básica (pH>7\text{pH} > 7). Como KaK_a y KbK_b valen lo mismo, el cálculo es el simétrico del anterior:Kb(CH3COO−)=10−141,8⋅10−5=5,6⋅10−10  ⇒  [OH−]≈7,5⋅10−6 M  ⇒  pOH≈5,1,  pH≈8,9K_b(\text{CH}_3\text{COO}^-) = \frac{10^{-14}}{1{,}8 \cdot 10^{-5}} = 5{,}6 \cdot 10^{-10} \;\Rightarrow\; [\text{OH}^-] \approx 7{,}5 \cdot 10^{-6}\ \text{M} \;\Rightarrow\; \text{pOH} \approx 5{,}1,\ \ \text{pH} \approx 8{,}9c) 50 mL de HCl\text{HCl} 0,2 M + 200 mL de NaOH\text{NaOH} 0,05 M: neutro.

Ácido fuerte y base fuerte reaccionan mol a mol:HCl+NaOH⟶NaCl+H2O\text{HCl} + \text{NaOH} \longrightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}Contamos los moles de cada uno:n(HCl)=0,050 L⋅0,2 mol L−1=0,010 moln(\text{HCl}) = 0{,}050\ \text{L} \cdot 0{,}2\ \text{mol}\,\text{L}^{-1} = 0{,}010\ \text{mol}n(NaOH)=0,200 L⋅0,05 mol L−1=0,010 moln(\text{NaOH}) = 0{,}200\ \text{L} \cdot 0{,}05\ \text{mol}\,\text{L}^{-1} = 0{,}010\ \text{mol}Hay los mismos moles de ácido que de base: la neutralización es exacta (es el punto de equivalencia) y no sobra ni H3O+\text{H}_3\text{O}^+ ni OH−\text{OH}^-. Queda solo NaCl\text{NaCl} disuelto, y ninguno de sus iones se hidroliza (Na+\text{Na}^+ viene de una base fuerte y Cl−\text{Cl}^- de un ácido fuerte). La disolución es neutra: pH=7\text{pH} = 7 (a 25 ∘C25\ ^\circ\text{C}).
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d) Hidróxido de bario, Ba(OH)2\text{Ba(OH)}_2 0,1 M: básico.

Es una base fuerte que se disocia por completo y libera dos iones hidróxido por fórmula:Ba(OH)2⟶Ba2++2 OH−\text{Ba(OH)}_2 \longrightarrow \text{Ba}^{2+} + 2\,\text{OH}^-[OH−]=2⋅0,1=0,2 M  ⇒  pOH=−log⁡0,2=0,70  ⇒  pH=14−0,70=13,3[\text{OH}^-] = 2 \cdot 0{,}1 = 0{,}2\ \text{M} \;\Rightarrow\; \text{pOH} = -\log 0{,}2 = 0{,}70 \;\Rightarrow\; \text{pH} = 14 - 0{,}70 = 13{,}3La disolución es básica, y mucho.
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Consejo

Para el carácter de una sal pregúntate de dónde viene cada ion: el que procede de lo débil se hidroliza y manda. Escribe siempre la reacción de hidrólisis: sin ella la justificación queda a medias.

En c) no compares concentraciones, compara moles: 0,2 M es más que 0,05 M, pero el volumen de base es cuatro veces mayor. Y en d) no olvides el 2 del Ba(OH)2\text{Ba(OH)}_2.
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