QuímicaFácilProblema · 3 pts

pH de ácidos y bases

También trata: Valoraciones y neutralización

Castilla-La Mancha · 2020 · Septiembre

Enunciado

Se preparan 100 mL de disolución 0,15 M de

\text{HCl}

.

a) ¿Cuánto vale el pH de la disolución?

b) ¿Qué volumen de una disolución 0,25 M de

\text{NaOH}

será necesario para neutralizar los 100 mL del ácido? Escribe la reacción que tiene lugar.

c) ¿Qué volumen de

\text{HCl}

comercial del 35 % en masa y densidad 1,18 g/mL ha sido necesario para preparar por dilución los 100 mL de la disolución 0,15 M de partida?

Datos: Masas atómicas: Cl = 35,5; H = 1,0

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Resultado

\boxed{\text{pH} = 0{,}82}

\boxed{V(\text{NaOH}) = 60\ \text{mL};\quad \text{HCl} + \text{NaOH} \to \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}}

\boxed{V(\text{HCl comercial}) = 1{,}33\ \text{mL}}

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Estrategia

Todo gira alrededor de un dato: cuántos moles de HCl hay en los 100 mL. Con él:

a) El HCl es un ácido fuerte: se disocia por completo, así que $[\text{H}_3\text{O}^+]$ es la concentración del ácido y el pH es su logaritmo cambiado de signo.
b) La neutralización es mol a mol ( $\text{HCl} + \text{NaOH}$ ), así que necesitamos los mismos moles de NaOH; dividiendo entre su molaridad sale el volumen.
c) Esos mismos moles de HCl tuvieron que salir del ácido comercial. Pasamos a gramos de HCl puro, después a gramos de disolución con el 35 % y por último a mililitros con la densidad.

Desarrollo

Moles de HCl en la disolución preparada:

n(\text{HCl}) = c\cdot V = 0{,}15\ \text{mol}\,\text{L}^{-1}\cdot 0{,}100\ \text{L} = 1{,}5\cdot 10^{-2}\ \text{mol}

a) pH de la disolución.

Como ácido fuerte, el HCl está totalmente disociado:

\text{HCl} + \text{H}_2\text{O} \longrightarrow \text{Cl}^- + \text{H}_3\text{O}^+ \qquad [\text{H}_3\text{O}^+] = 0{,}15\ \text{mol}\,\text{L}^{-1}

\text{pH} = -\log [\text{H}_3\text{O}^+] = -\log 0{,}15 = 0{,}82

b) Volumen de NaOH para neutralizar.

Reacción de neutralización:

\text{HCl}(aq) + \text{NaOH}(aq) \longrightarrow \text{NaCl}(aq) + \text{H}_2\text{O}(l)

La estequiometría es 1 : 1, así que en el punto de equivalencia

n(\text{NaOH}) = n(\text{HCl}) = 1{,}5\cdot 10^{-2}

mol:

V(\text{NaOH}) = \frac{n}{c} = \frac{1{,}5\cdot 10^{-2}\ \text{mol}}{0{,}25\ \text{mol}\,\text{L}^{-1}} = 0{,}060\ \text{L} = 60\ \text{mL}

Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)

c) Volumen de HCl comercial.

Masa molar:

M(\text{HCl}) = 1{,}0 + 35{,}5 = 36{,}5\ \text{g}\,\text{mol}^{-1}

. Los

1{,}5\cdot 10^{-2}

mol de HCl puro pesan:

m(\text{HCl}) = 1{,}5\cdot 10^{-2}\cdot 36{,}5 = 0{,}548\ \text{g}

Como el ácido comercial solo tiene un 35 % en masa de HCl, la masa de disolución comercial necesaria es:

m_\text{disolución} = \frac{0{,}548\ \text{g HCl}}{0{,}35} = 1{,}56\ \text{g}

Y con la densidad:

V = \frac{m}{d} = \frac{1{,}56\ \text{g}}{1{,}18\ \text{g}\,\text{mL}^{-1}} = 1{,}33\ \text{mL}

(Otra forma: el ácido comercial es

\frac{1180\cdot 0{,}35}{36{,}5} = 11{,}3

M, y

V = \frac{0{,}15\cdot 100}{11{,}3} = 1{,}33

mL.)

Consejo

Un pH menor que 1 no es un error: con concentraciones mayores que 0,1 M de un ácido fuerte el pH sale por debajo de 1.

En c), el 35 % se aplica dividiendo (hace falta más disolución que HCl puro). El fallo típico es multiplicar por 0,35 y obtener un volumen diminuto.

Paso 1 de 3

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(2 puntos: 1 punto cada apartado) Se disuelven