T6: Equilibrios acido-base

Disoluciones y valoración ácido-base

Problema

2018 · Ordinaria · Titular

Se preparan 187 mL de una disolución de ácido clorhídrico ( $\ce{HCl}$ ) a partir de 3 mL de un ácido clorhídrico comercial de 37% de riqueza en masa y densidad 1,184 g/mL. Basándose en las reacciones químicas correspondientes, calcule:

a) La concentración de la disolución preparada y su pH.b) El volumen (mL) de disolución de

\ce{Ca(OH)2}

0,1 M necesario para neutralizar 10 mL de la disolución final preparada de

\ce{HCl}

Datos: Masas atómicas relativas H=1; Cl=35,5

pHNeutralización

a) La concentración de la disolución preparada y su pH.

Primero, se calcula la masa de la disolución comercial de $\ce{HCl}$ :

ext{Masa disolución comercial} = \text{Volumen} \times \text{Densidad} = 3 \text{ mL} \times 1,184 \text{ g/mL} = 3,552 \text{ g}

Luego, se calcula la masa de $\ce{HCl}$ puro en esa disolución, usando la riqueza en masa:

ext{Masa de HCl puro} = 3,552 \text{ g disolución} \times rac{37}{100} = 1,31424 \text{ g HCl}

Se determinan los moles de $\ce{HCl}$ puro. La masa molar del $\ce{HCl}$ es $1 + 35,5 = 36,5 \text{ g/mol}$ .

ext{Moles de HCl} = rac{1,31424 \text{ g}}{36,5 \text{ g/mol}} = 0,0360066 \text{ mol HCl}

Estos moles de $\ce{HCl}$ se disuelven en un volumen final de 187 mL, lo que equivale a $0,187 \text{ L}$ .La concentración molar de la disolución preparada es:

C = rac{\text{Moles de soluto}}{\text{Volumen de disolución (L)}} = rac{0,0360066 \text{ mol}}{0,187 \text{ L}} = 0,1925 \text{ M}

El $\ce{HCl}$ es un ácido fuerte, por lo que se disocia completamente en agua:

\ce{HCl (aq) -> H+ (aq) + Cl- (aq)}

La concentración de iones $\ce{H+}$ es igual a la concentración del ácido:

[\ce{H+}] = 0,1925 \text{ M}

El pH de la disolución se calcula como:

ext{pH} = -\log[\ce{H+}] = -\log(0,1925) = 0,715

b) El volumen (mL) de disolución de

\ce{Ca(OH)2}

0,1 M necesario para neutralizar 10 mL de la disolución final preparada de

\ce{HCl}

La reacción de neutralización entre el ácido clorhídrico ( $\ce{HCl}$ ) y el hidróxido de calcio ( $\ce{Ca(OH)2}$ ) es:

\ce{2HCl (aq) + Ca(OH)2 (aq) -> CaCl2 (aq) + 2H2O (l)}

Se calcula la cantidad de moles de $\ce{HCl}$ en 10 mL de la disolución preparada:

ext{Moles de HCl} = C \times V = 0,1925 \text{ M} \times 0,010 \text{ L} = 0,001925 \text{ mol HCl}

Según la estequiometría de la reacción, 2 moles de $\ce{HCl}$ reaccionan con 1 mol de $\ce{Ca(OH)2}$ . Por lo tanto, los moles de $\ce{Ca(OH)2}$ necesarios son:

ext{Moles de Ca(OH)2} = 0,001925 \text{ mol HCl} \times rac{1 \text{ mol Ca(OH)2}}{2 \text{ mol HCl}} = 0,0009625 \text{ mol Ca(OH)2}

Finalmente, se calcula el volumen de la disolución de $\ce{Ca(OH)2}$ 0,1 M necesario para contener esa cantidad de moles:

ext{Volumen de Ca(OH)2} = rac{\text{Moles de Ca(OH)2}}{\text{Concentración de Ca(OH)2}} = rac{0,0009625 \text{ mol}}{0,1 \text{ M}} = 0,009625 \text{ L}

Expresado en mililitros:

ext{Volumen de Ca(OH)2} = 0,009625 \text{ L} \times rac{1000 \text{ mL}}{1 \text{ L}} = 9,625 \text{ mL}