QuímicaMedioProblema · 2,5 pts

Problema resuelto de Química: pH de ácidos y basesSelectividad (PAU) · País Vasco 2021 · Julio

También trata: Valoraciones y neutralización

Enunciado

Sabiendo que una disolución acuosa 0,5 M de amoníaco (

\text{NH}_3

) tiene un

\text{pH} = 11{,}48

:

a) Calcular la constante de basicidad

K_b

del amoníaco. (1,5 puntos)

b) ¿Cuántos mL de

\text{HCl}(aq)

2 M se precisan para neutralizar 30 mL de la disolución de amoníaco anterior? (0,5 puntos)

c) Razonar cómo será el pH (ácido, básico, neutro) en el punto de neutralización. (0,5 puntos)

Comprobar el resultadocompara con lo que te ha salido

Resultado

[\text{OH}^-] = 3{,}02\cdot 10^{-3}\ \text{mol/L}

K_b = 1{,}8\cdot 10^{-5}

.

b) Se necesitan 7,5 mL de HCl 2 M.

c) Ácido: el

\text{NH}_4^+

de la sal se hidroliza y libera

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

, mientras que el

\text{Cl}^-

no reacciona con el agua.

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

El amoníaco es una base débil: solo una pequeña parte de sus moléculas toma un protón del agua y libera

\text{OH}^-

. El pH nos da precisamente cuántos

\text{OH}^-

hay, y con eso conocemos cuánto se ha ionizado; basta llevarlo a la expresión de

K_b

.

Para neutralizar, lo que importa son los moles: el

\text{HCl}

y el

\text{NH}_3

reaccionan mol a mol, sea la base fuerte o débil.

En el punto de equivalencia solo queda la sal

\text{NH}_4\text{Cl}

; su pH depende de si alguno de sus iones reacciona con el agua (hidrólisis).

Desarrollo

a) Equilibrio de ionización.

\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^-

	$\text{NH}_3$	$\text{NH}_4^+$	$\text{OH}^-$
Inicio (mol/L)	0,5	0	0
Equilibrio (mol/L)	$0{,}5 - x$	$x$	$x$

Concentración de OH⁻ a partir del pH.

\text{pOH} = 14 - \text{pH} = 14 - 11{,}48 = 2{,}52 \quad\Rightarrow\quad x = [\text{OH}^-] = 10^{-2{,}52} = 3{,}02\cdot 10^{-3}\ \text{mol/L}

Constante de basicidad.

K_b = \frac{[\text{NH}_4^+]\,[\text{OH}^-]}{[\text{NH}_3]} = \frac{x^2}{0{,}5 - x} = \frac{(3{,}02\cdot 10^{-3})^2}{0{,}5 - 3{,}02\cdot 10^{-3}} = 1{,}8\cdot 10^{-5}

Como

x

es mucho menor que 0,5, despreciarlo en el denominador da prácticamente lo mismo (

1{,}82\cdot 10^{-5}

).

b) Reacción de neutralización.

\text{NH}_3(aq) + \text{HCl}(aq) \rightarrow \text{NH}_4\text{Cl}(aq)

La estequiometría es 1:1, así que en el punto de equivalencia los moles de ácido igualan a los de base:

M_{\text{HCl}}\,V_{\text{HCl}} = M_{\text{NH}_3}\,V_{\text{NH}_3} \quad\Rightarrow\quad V_{\text{HCl}} = \frac{0{,}5\ \text{mol/L}\cdot 30\ \text{mL}}{2\ \text{mol/L}} = 7{,}5\ \text{mL}

(Se neutralizan

0{,}5\cdot 0{,}030 = 0{,}015\ \text{mol}

\text{NH}_3

.)

c) pH en el punto de neutralización. En ese punto la disolución contiene solo

\text{NH}_4\text{Cl}

, totalmente disociado en

\text{NH}_4^+

\text{Cl}^-

El $\text{Cl}^-$ es la base conjugada de un ácido fuerte ( $\text{HCl}$ ): es una base despreciable y no reacciona con el agua.
El $\text{NH}_4^+$ es el ácido conjugado de una base débil ( $\text{NH}_3$ ): es un ácido débil y se hidroliza en parte:

\text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+

Se generan iones

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

, así que el pH en el punto de equivalencia es ácido (menor que 7).

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

Consejo

El pH de una base te da $[\text{H}_3\text{O}^+]$ , no $[\text{OH}^-]$ : pasa antes por el pOH. Usar $10^{-11{,}48}$ como si fuera la concentración de $\text{OH}^-$ es el fallo más caro de este problema.

En c) no te quedes en «es ácido»: escribe la reacción de hidrólisis del $\text{NH}_4^+$ y explica por qué el $\text{Cl}^-$ no se hidroliza. El razonamiento con la ecuación es lo que da la puntuación.