QuímicaFácil2 pts

pH de ácidos y bases

También trata: Valoraciones y neutralización

Castilla y León · 2025 · Julio

Enunciado

Se dispone de dos disoluciones acuosas, una de hidróxido de potasio (

\text{KOH}

) de concentración

0{,}05\ \text{M}

y otra que hemos preparado disolviendo

0{,}17

gramos de amoniaco en agua hasta completar

200\ \text{mL}

.

a) (1,5 puntos) Determine el valor del pH de cada disolución e indique cuál será la más básica.

b) (0,5 puntos) Calcule el volumen de disolución de ácido clorhídrico

0{,}04\ \text{M}

necesario para neutralizar

20\ \text{mL}

de la disolución acuosa de hidróxido de potasio

0{,}05\ \text{M}

.

Datos:

K_b(\text{NH}_3) = 1{,}8\cdot 10^{-5}

. Masas atómicas:

\text{H} = 1{,}01

;

\text{N} = 14{,}01

Comprobar el resultadocompara con lo que te ha salido

Resultado

\boxed{\;\text{a) pH(KOH)} = 12{,}70;\quad \text{pH(NH}_3) = 10{,}97;\quad \text{más básica la de KOH}\;}

\boxed{\;\text{b) } V(\text{HCl}) = 25\ \text{mL}\;}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

\text{KOH}

es una base fuerte: se disocia por completo y

[\text{OH}^-]

es su concentración. El amoniaco es una base débil: primero se calcula su concentración a partir de la masa y después se plantea su equilibrio con

K_b

(tabla de concentraciones) para obtener

[\text{OH}^-]

. En los dos casos,

\text{pOH} = -\log[\text{OH}^-]

\text{pH} = 14 - \text{pOH}

.

En b) la neutralización

\text{HCl} + \text{KOH}

es mol a mol: los moles de ácido igualan a los de base.

Desarrollo

a) Disolución de KOH

Base fuerte, totalmente disociada:

\text{KOH}(aq) \longrightarrow \text{K}^+(aq) + \text{OH}^-(aq) \qquad [\text{OH}^-] = 0{,}05\ \text{M}

\text{pOH} = -\log 0{,}05 = 1{,}30 \qquad \text{pH} = 14 - 1{,}30 = 12{,}70

Disolución de amoniaco

Masa molar:

M(\text{NH}_3) = 14{,}01 + 3 \cdot 1{,}01 = 17{,}04\ \text{g/mol}

n = \frac{0{,}17\ \text{g}}{17{,}04\ \text{g/mol}} = 9{,}98\cdot 10^{-3}\ \text{mol} \qquad c_0 = \frac{9{,}98\cdot 10^{-3}\ \text{mol}}{0{,}200\ \text{L}} = 0{,}0499\ \text{M}

El amoniaco es una base débil que acepta un protón del agua:

\text{NH}_3(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{NH}_4^+(aq) + \text{OH}^-(aq)

	$[\text{NH}_3]$	$[\text{NH}_4^+]$	$[\text{OH}^-]$
Inicial (M)	$0{,}0499$	$0$	$0$
Cambio (M)	$-x$	$+x$	$+x$
Equilibrio (M)	$0{,}0499 - x$	$x$	$x$

K_b = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_3]} = \frac{x^2}{0{,}0499 - x} = 1{,}8\cdot 10^{-5}

Como

K_b

es pequeña, se desprecia

x

frente a

0{,}0499

x \approx \sqrt{1{,}8\cdot 10^{-5} \cdot 0{,}0499} = 9{,}5\cdot 10^{-4}\ \text{M}

Comprobación:

x/c_0 \approx 1{,}9\ \%

, menor del 5 %, así que la aproximación es válida (resolviendo la ecuación de segundo grado sin aproximar sale

x = 9{,}4\cdot 10^{-4}

M, prácticamente lo mismo).

[\text{OH}^-] = 9{,}4\cdot 10^{-4}\ \text{M} \qquad \text{pOH} = -\log(9{,}4\cdot 10^{-4}) = 3{,}03 \qquad \text{pH} = 14 - 3{,}03 = 10{,}97

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

Comparación: las dos disoluciones tienen casi la misma concentración (unos

0{,}05

M), pero el

\text{KOH}

está totalmente disociado y el amoniaco solo un 1,9 %. La más básica es la de KOH (pH 12,70 frente a 10,97).

b) La neutralización es:

\text{HCl}(aq) + \text{KOH}(aq) \longrightarrow \text{KCl}(aq) + \text{H}_2\text{O}(l)

Estequiometría 1:1, así que en el punto de neutralización

n(\text{HCl}) = n(\text{KOH})

n(\text{KOH}) = 0{,}05\ \text{mol/L} \cdot 0{,}020\ \text{L} = 1{,}0\cdot 10^{-3}\ \text{mol}

V(\text{HCl}) = \frac{1{,}0\cdot 10^{-3}\ \text{mol}}{0{,}04\ \text{mol/L}} = 0{,}025\ \text{L} = 25\ \text{mL}

Consejo

No calcules el pH del amoniaco como si fuera una base fuerte: con $[\text{OH}^-] = 0{,}05$ M te saldría el mismo pH que el KOH, y justo lo que pide el apartado es ver que no lo es. La diferencia está en el grado de disociación, no en la concentración.

Recuerda también que una base da pOH: el último paso, $\text{pH} = 14 - \text{pOH}$ , es el que más se olvida con las prisas.