QuímicaMedioProblema · 2 pts

Valoraciones y neutralización

Andalucía · 2021 · Reserva 2

Enunciado

Bloque C · C3.

a) ¿Qué masa de

\text{NaOH}

hay que añadir a

500

mL de agua para obtener una disolución de

\text{pH} = 11{,}5

?

b) ¿Qué volumen de disolución comercial de

\text{HCl}

del

35{,}2\ \%

de riqueza en masa y

1{,}175\ \text{g}\cdot\text{mL}^{-1}

de densidad se necesita para neutralizar la disolución anterior?

Datos: masas atómicas

\text{Na} = 23

;

\text{Cl} = 35{,}5

;

\text{O} = 16

;

\text{H} = 1

Comprobar el resultadocompara con lo que te ha salido

Resultado

\boxed{\;\textbf{a) } [\text{OH}^-] = 3{,}16\cdot 10^{-3} \text{ M} \;\Rightarrow\; m(\text{NaOH}) = 63{,}2 \text{ mg}\;}

\boxed{\;\textbf{b) } V(\text{HCl comercial}) = 0{,}140 \text{ mL}\;}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

El apartado a) recorre el camino inverso al habitual: del pH a la masa.

\text{pH} \to \text{pOH} \to [\text{OH}^-] \to n \to m

Como el

\text{NaOH}

es una base fuerte, su concentración coincide con

[\text{OH}^-]

: no hay equilibrio que resolver.

El apartado b) encadena una neutralización

1\!:\!1

con la cadena del reactivo comercial recorrida al revés: de moles a masa de soluto, de ahí a masa de disolución (por la riqueza) y de ahí a volumen (por la densidad).

Desarrollo

a) Masa de $\text{NaOH}$ necesaria.

Del pH a la concentración de hidroxilos:

\text{pOH} = 14 - \text{pH} = 14 - 11{,}5 = 2{,}5

[\text{OH}^-] = 10^{-2{,}5} = 3{,}16\cdot 10^{-3} \text{ mol}\cdot\text{L}^{-1}

Concentración de la base. El

\text{NaOH}

es fuerte y se disocia por completo:

\text{NaOH} \longrightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^- \;\Longrightarrow\; [\text{NaOH}] = [\text{OH}^-] = 3{,}16\cdot 10^{-3} \text{ M}

Moles en los

500

mL:

n = 3{,}16\cdot 10^{-3} \cdot 0{,}500 = 1{,}58\cdot 10^{-3} \text{ mol}

Masa, con

M(\text{NaOH}) = 23 + 16 + 1 = 40\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}

m = 1{,}58\cdot 10^{-3} \cdot 40

\boxed{m(\text{NaOH}) = 6{,}32\cdot 10^{-2} \text{ g} = 63{,}2 \text{ mg}}

Poco más de sesenta miligramos: basta una pizca de sosa para alcalinizar medio litro de agua hasta pH

11{,}5

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

b) Volumen de $\text{HCl}$ comercial.

Reacción de neutralización,

1\!:\!1

(ambos son monopróticos/monobásicos):

\text{NaOH} + \text{HCl} \longrightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}

n(\text{HCl}) = n(\text{NaOH}) = 1{,}58\cdot 10^{-3} \text{ mol}

Masa de $\text{HCl}$ puro, con

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

m(\text{HCl}) = 1{,}58\cdot 10^{-3} \cdot 36{,}5 = 5{,}77\cdot 10^{-2} \text{ g}

Masa de disolución comercial (riqueza del

35{,}2\ \%

m_{\text{dis}} = \frac{5{,}77\cdot 10^{-2}}{0{,}352} = 0{,}164 \text{ g}

Volumen, con la densidad:

V = \frac{m_{\text{dis}}}{d} = \frac{0{,}164}{1{,}175}

\boxed{V(\text{HCl}) = 0{,}140 \text{ mL} = 140 \;\mu\text{L}}

Comprobación. La molaridad del ácido comercial es

M = \frac{1000 \cdot 1{,}175 \cdot 0{,}352}{36{,}5} = 11{,}33 \text{ mol}\cdot\text{L}^{-1}

y, en efecto,

V = 1{,}58\cdot 10^{-3}/11{,}33 = 1{,}40\cdot 10^{-4}

L. ✓

Un volumen tan pequeño (una décima de mililitro) solo se mide con micropipeta: en la práctica se diluiría el ácido comercial antes de usarlo.

Consejo

En a), el paso crítico es no confundir pH con pOH. Con una base, la cadena completa es: $\text{pH} \;\to\; \text{pOH} = 14 - \text{pH} \;\to\; [\text{OH}^-] = 10^{-\text{pOH}}$ Si calcularas $10^{-11{,}5}$ directamente obtendrías $3{,}2\cdot 10^{-12}$ M, que es la concentración de protones, no la de hidroxilos: te saldría una masa mil millones de veces menor.

Y en b), la cadena del reactivo comercial se recorre al revés que de costumbre: $n \xrightarrow{\;\times M\;} m_{\text{soluto}} \xrightarrow{\;\div \tfrac{\%}{100}\;} m_{\text{disolución}} \xrightarrow{\;\div d\;} V$ Fíjate en que se divide entre la riqueza y entre la densidad, mientras que en el sentido habitual se multiplica. Equivocar el sentido es el error más frecuente.