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T6: Equilibrios acido-base
pH de disoluciones e hidrólisis
Problema
2024 · Ordinaria · Suplente
B5
Examen

Justifique, escribiendo las correspondientes reacciones químicas, si el pH de las siguientes disoluciones acuosas es ácido, básico o neutro:

a) Disolución de NHX3\ce{NH3} cuya constante de equilibrio es Kb=1,8⋅10−5K_b = 1,8 \cdot 10^{-5}.b) Disolución de NaBrO\ce{NaBrO}, teniendo en cuenta que la constante de equilibrio del HBrO\ce{HBrO} es Ka=2,3⋅10−9K_a = 2,3 \cdot 10^{-9}.c) Disolución resultante de la mezcla de 100 mL de disolución de HCl\ce{HCl} 0,2 M y de 150 mL de disolución de NaOH\ce{NaOH} 0,2 M.
Equilibrios acido-basepHHidrólisis+1
a) Disolución de NHX3\ce{NH3} cuya constante de equilibrio es Kb=1,8⋅10−5K_b = 1,8 \cdot 10^{-5}.

El amoníaco (NHX3\ce{NH3}) es una base débil. En disolución acuosa, reacciona con el agua, que actúa como ácido, aceptando un protón para formar el ion amonio (NHX4X+\ce{NH4+}) y liberando iones hidroxilo (OHX−\ce{OH-}).

NHX3(aq)+HX2O(l)⇌NHX4X+(aq)+OHX−(aq)\ce{NH3 (aq) + H2O (l) <=> NH4+ (aq) + OH- (aq)}

La formación de iones hidroxilo (OHX−\ce{OH-}) incrementa la concentración de estos iones en la disolución, lo que resulta en un pH básico.

b) Disolución de NaBrO\ce{NaBrO}, teniendo en cuenta que la constante de equilibrio del HBrO\ce{HBrO} es Ka=2,3⋅10−9K_a = 2,3 \cdot 10^{-9}.

El bromito de sodio (NaBrO\ce{NaBrO}) es una sal que se disocia completamente en agua en sus iones constituyentes: el ion sodio (NaX+\ce{Na+}) y el ion hipobromito (BrOX−\ce{BrO-}).

NaBrO(s)→NaX+(aq)+BrOX−(aq)\ce{NaBrO (s) -> Na+ (aq) + BrO- (aq)}

El ion NaX+\ce{Na+} proviene de una base fuerte (NaOH\ce{NaOH}), por lo que es un ácido conjugado muy débil y no experimenta hidrólisis. El ion BrOX−\ce{BrO-} es la base conjugada del ácido débil HBrO\ce{HBrO}. Por lo tanto, el ion BrOX−\ce{BrO-} hidrolizará el agua.

BrOX−(aq)+HX2O(l)⇌HBrO(aq)+OHX−(aq)\ce{BrO- (aq) + H2O (l) <=> HBrO (aq) + OH- (aq)}

Esta reacción de hidrólisis produce iones hidroxilo (OHX−\ce{OH-}), lo que hace que la disolución resultante sea básica.

c) Disolución resultante de la mezcla de 100 mL de disolución de HCl\ce{HCl} 0,2 M y de 150 mL de disolución de NaOH\ce{NaOH} 0,2 M.

El HCl\ce{HCl} es un ácido fuerte y el NaOH\ce{NaOH} es una base fuerte. La reacción de neutralización entre ambos es:

HCl(aq)+NaOH(aq)→NaCl(aq)+HX2O(l)\ce{HCl (aq) + NaOH (aq) -> NaCl (aq) + H2O (l)}

Se calculan los moles iniciales de cada reactivo:

Moles de HCl=0,100 L×0,2 mol/L=0,020 mol\text{Moles de HCl} = 0,100 \text{ L} \times 0,2 \text{ mol/L} = 0,020 \text{ mol}
Moles de NaOH=0,150 L×0,2 mol/L=0,030 mol\text{Moles de NaOH} = 0,150 \text{ L} \times 0,2 \text{ mol/L} = 0,030 \text{ mol}

Dado que reaccionan en una proporción 1:1, los 0,020 mol de HCl\ce{HCl} reaccionarán completamente con 0,020 mol de NaOH\ce{NaOH}. Quedará un exceso de NaOH\ce{NaOH}:

Moles de NaOH en exceso=0,030 mol−0,020 mol=0,010 mol\text{Moles de NaOH en exceso} = 0,030 \text{ mol} - 0,020 \text{ mol} = 0,010 \text{ mol}

El volumen total de la disolución es:

Volumen total=0,100 L+0,150 L=0,250 L\text{Volumen total} = 0,100 \text{ L} + 0,150 \text{ L} = 0,250 \text{ L}

La concentración de NaOH\ce{NaOH} en exceso (y, por tanto, de iones OHX−\ce{OH-}) en la disolución final es:

[OHX−]=0,010 mol0,250 L=0,040 M\left[\ce{OH-}\right] = \frac{0,010 \text{ mol}}{0,250 \text{ L}} = 0,040 \text{ M}

La presencia de un exceso de iones OHX−\ce{OH-} en la disolución indica que el pH será básico.

pOH=−log⁡[OHX−]=−log⁡(0,040)≈1,40\text{pOH} = -\log\left[\ce{OH-}\right] = -\log(0,040) \approx 1,40
pH=14−pOH=14−1,40=12,60\text{pH} = 14 - \text{pOH} = 14 - 1,40 = 12,60

Un pH de 12,60 confirma que la disolución resultante es básica.