QuímicaFácilProblema · 3 pts

pH de ácidos y bases

También trata: Valoraciones y neutralización

Castilla-La Mancha · 2021 · Junio

Enunciado

Disponemos de dos disoluciones, una de

\text{HNO}_3

0,5 M y otra de

\text{NaOH}

0,4 M.

a) (1,0 p) Calcule el pH de cada una de ellas

b) (1,0 p) ¿Qué pH tendrá la mezcla de 100 mL de cada una de las disoluciones?

c) (1,0 p) Calcule el volumen de la disolución de

\text{NaOH}

0,4 M que hay que añadir a 100 mL de

\text{HNO}_3

0,5 M para neutralizarla.

En todos los casos suponer volúmenes aditivos.

Comprobar el resultadocompara con lo que te ha salido

Resultado

\boxed{\text{a) pH}(\text{HNO}_3) = 0{,}30;\ \text{pH}(\text{NaOH}) = 13{,}60}

\boxed{\text{b) pH} = 1{,}30} \qquad \boxed{\text{c) } V = 125\ \text{mL}}

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Estrategia

Las dos sustancias son fuertes: el

\text{HNO}_3

está totalmente ionizado y el

\text{NaOH}

totalmente disociado. Por eso

[\text{H}_3\text{O}^+]

[\text{OH}^-]

coinciden con las concentraciones de partida, sin equilibrio ni

K_a

de por medio.

a) $\text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+]$ para el ácido; para la base, primero el pOH y luego $\text{pH} = 14 - \text{pOH}$ .
b) Al mezclar, $\text{H}_3\text{O}^+$ y $\text{OH}^-$ se neutralizan mol a mol. Se cuentan moles, se ve cuál sobra y se divide por el volumen total (200 mL).
c) En la neutralización, moles de $\text{OH}^-$ añadidos = moles de $\text{H}_3\text{O}^+$ presentes.

Desarrollo

a) pH de cada disolución.

Ácido nítrico (ácido fuerte):

\text{HNO}_3 + \text{H}_2\text{O} \longrightarrow \text{NO}_3^- + \text{H}_3\text{O}^+ \qquad [\text{H}_3\text{O}^+] = 0{,}5\ \text{mol/L}

\text{pH} = -\log 0{,}5 = 0{,}30

Hidróxido de sodio (base fuerte):

\text{NaOH} \longrightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^- \qquad [\text{OH}^-] = 0{,}4\ \text{mol/L}

\text{pOH} = -\log 0{,}4 = 0{,}40 \qquad \text{pH} = 14 - 0{,}40 = 13{,}60

b) pH de la mezcla de 100 mL de cada una.

Moles de cada especie:

n(\text{H}_3\text{O}^+) = 0{,}5\ \text{mol/L} \cdot 0{,}100\ \text{L} = 0{,}050\ \text{mol}

n(\text{OH}^-) = 0{,}4\ \text{mol/L} \cdot 0{,}100\ \text{L} = 0{,}040\ \text{mol}

Reacción de neutralización:

\text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^- \longrightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}

(en forma molecular,

\text{HNO}_3 + \text{NaOH} \longrightarrow \text{NaNO}_3 + \text{H}_2\text{O}

). Los

0{,}040

mol de

\text{OH}^-

se consumen enteros y sobra ácido:

n(\text{H}_3\text{O}^+)_{\text{exceso}} = 0{,}050 - 0{,}040 = 0{,}010\ \text{mol}

Con volúmenes aditivos,

V_T = 100 + 100 = 200\ \text{mL} = 0{,}200\ \text{L}

[\text{H}_3\text{O}^+] = \frac{0{,}010\ \text{mol}}{0{,}200\ \text{L}} = 0{,}050\ \text{mol/L} \qquad \text{pH} = -\log 0{,}050 = 1{,}30

La sal formada,

\text{NaNO}_3

, procede de ácido y base fuertes y no se hidroliza: no influye en el pH. La mezcla es ácida.

c) Volumen de NaOH para neutralizar 100 mL de HNO₃.

En el punto de equivalencia,

n(\text{OH}^-) = n(\text{H}_3\text{O}^+)

0{,}4\ \text{mol/L} \cdot V = 0{,}050\ \text{mol} \;\Rightarrow\; V = \frac{0{,}050}{0{,}4} = 0{,}125\ \text{L} = 125\ \text{mL}

En ese punto el pH es 7, porque solo queda

\text{NaNO}_3

disuelto.

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

Consejo

En b) el error más común es restar concentraciones (0,5 − 0,4) sin tener en cuenta que la mezcla ocupa 200 mL. Trabaja siempre con moles, mira qué sobra y divide por el volumen total.

Y en a), para la base no calcules el pH como $-\log 0{,}4$ : eso es el pOH. Pasa al pH con $\text{pH} = 14 - \text{pOH}$ .