QuímicaMedioProblema · 2 pts

pH de ácidos y bases

También trata: Teorías ácido-base e hidrólisis

Castilla-La Mancha · 2026 · Junio

Enunciado

En una pequeña explotación agrícola, el responsable del invernadero utiliza una disolución de amoniaco (

\text{NH}_3

) para regular el pH del agua de riego. Para preparar una nueva disolución, disuelve 7 g de amoniaco en agua hasta obtener 500 mL de disolución.

a) (1 punto) Indique la reacción de equilibrio básico del

\text{NH}_3

en agua. Calcule la concentración de todas las especies en el equilibrio y el grado de disociación del amoniaco en la disolución preparada.

b) (0,5 puntos) Determine el pH de la disolución resultante.

c) (0,5 puntos) Sin realizar cálculos numéricos, prediga si una disolución acuosa de cloruro amónico (

\text{NH}_4\text{Cl}

) tendrá pH ácido, básico o neutro. Justifique la respuesta explicando los procesos químicos que tienen lugar.

Datos:

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

. Masas atómicas: (N) = 14 u; (H) = 1 u.

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Resultado

\boxed{\begin{array}{l} \text{a) } [\text{NH}_4^+]=[\text{OH}^-]=3{,}85\cdot10^{-3}\ \text{M},\ [\text{NH}_3]=0{,}820\ \text{M},\ [\text{H}_3\text{O}^+]=2{,}6\cdot10^{-12}\ \text{M};\ \alpha=0{,}47\,\% \\ \text{b) pH} = 11{,}59 \\ \text{c) ácido: hidrólisis del NH}_4^+ \end{array}}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

El amoniaco es una base débil: capta un protón del agua y se ioniza solo un poco, así que hay un equilibrio regido por

K_b

.

El camino es el de siempre:

Gramos → moles → concentración inicial.
Tabla de concentraciones (inicio, cambio, equilibrio) con $x = [\text{OH}^-]$ .
Como $K_b$ es pequeña y la concentración no lo es, se puede despreciar $x$ frente a la inicial (y luego comprobarlo).
De $[\text{OH}^-]$ salen el pOH y el pH.

En c) el ion

\text{NH}_4^+

es el ácido conjugado del amoniaco: al ser este una base débil, su conjugado tiene fuerza suficiente para reaccionar con el agua (hidrólisis).

Desarrollo

a) Equilibrio, concentraciones y grado de disociación.

El amoniaco actúa como base de Brønsted-Lowry aceptando un protón del agua:

\text{NH}_3(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{NH}_4^+(aq) + \text{OH}^-(aq) \qquad K_b = \frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_3]}

Concentración inicial (

M(\text{NH}_3) = 14 + 3 = 17\ \text{g/mol}

n = \frac{7\ \text{g}}{17\ \text{g/mol}} = 0{,}412\ \text{mol} \qquad c_0 = \frac{0{,}412\ \text{mol}}{0{,}500\ \text{L}} = 0{,}824\ \text{mol/L}

Tabla de concentraciones (mol/L):

	$\text{NH}_3$	$\text{NH}_4^+$	$\text{OH}^-$
Inicio	$0{,}824$	$0$	$0$
Cambio	$-x$	$+x$	$+x$
Equilibrio	$0{,}824 - x$	$x$	$x$

1{,}8\cdot 10^{-5} = \frac{x^2}{0{,}824 - x} \approx \frac{x^2}{0{,}824} \;\Rightarrow\; x = \sqrt{1{,}8\cdot 10^{-5}\cdot 0{,}824} = 3{,}85\cdot 10^{-3}\ \text{mol/L}

La aproximación es válida:

x

es solo el

0{,}47\ \%

0{,}824

(menos del 5 %). Resolviendo la ecuación de segundo grado sin aproximar se obtiene

x = 3{,}84\cdot 10^{-3}

, prácticamente lo mismo.

Concentraciones en el equilibrio:

[\text{NH}_4^+] = [\text{OH}^-] = 3{,}85\cdot 10^{-3}\ \text{mol/L}

[\text{NH}_3] = 0{,}824 - 0{,}004 = 0{,}820\ \text{mol/L}

[\text{H}_3\text{O}^+] = \frac{K_w}{[\text{OH}^-]} = \frac{10^{-14}}{3{,}85\cdot 10^{-3}} = 2{,}60\cdot 10^{-12}\ \text{mol/L}

Grado de disociación:

\alpha = \frac{x}{c_0} = \frac{3{,}85\cdot 10^{-3}}{0{,}824} = 4{,}7\cdot 10^{-3} \quad (0{,}47\ \%)

b) pH de la disolución.

\text{pOH} = -\log [\text{OH}^-] = -\log(3{,}85\cdot 10^{-3}) = 2{,}41

\text{pH} = 14 - \text{pOH} = 14 - 2{,}41 = 11{,}59

Es una disolución básica, como corresponde al amoniaco.

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

c) Carácter de una disolución de $\text{NH}_4\text{Cl}$ .

La sal es soluble y se disocia por completo en agua:

\text{NH}_4\text{Cl}(s) \xrightarrow{\ \text{H}_2\text{O}\ } \text{NH}_4^+(aq) + \text{Cl}^-(aq)

El $\text{Cl}^-$ es la base conjugada del $\text{HCl}$ , un ácido fuerte: es una base conjugada muy débil y no se hidroliza.
El $\text{NH}_4^+$ es el ácido conjugado del $\text{NH}_3$ , una base débil: tiene carácter ácido apreciable y se hidroliza, cediendo un protón al agua:

\text{NH}_4^+(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{NH}_3(aq) + \text{H}_3\text{O}^+(aq) \qquad K_a = \frac{K_w}{K_b}

Se generan iones

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

, de modo que

[\text{H}_3\text{O}^+] > [\text{OH}^-]

y la disolución tiene pH ácido (menor que 7).

Consejo

El error típico es calcular el pH directamente con $x$ como si fuera $[\text{H}_3\text{O}^+]$ : en una base, $x$ es $[\text{OH}^-]$ , así que primero sale el pOH y luego pH = 14 − pOH.

En c) no basta con decir «es ácida»: hay que escribir la hidrólisis del $\text{NH}_4^+$ y explicar por qué el $\text{Cl}^-$ no reacciona con el agua (procede de un ácido fuerte).