T6: Equilibrios acido-base · pH y valoraciones — QUIMICA PEvAU Andalucía 2022

T6: Equilibrios acido-base

pH y valoraciones

Problema

2022 · Ordinaria · Suplente

Se prepara una disolución tomando $2 \text{ mL}$ de ácido nítrico ( $\ce{HNO3}$ ) $15 \text{ M}$ y añadiendo agua hasta un volumen total de $0,5 \text{ L}$ . Basándose en las reacciones químicas correspondientes, calcule:

a) La concentración y el pH de la disolución diluida.b) ¿Qué volumen de una disolución de hidróxido de potasio (

\ce{KOH}

), del

40\%

de riqueza en masa y una densidad de

1,51 \text{ g} \cdot \text{mL}^{-1}

, será necesario para neutralizar

20 \text{ mL}

de la disolución de ácido nítrico

15 \text{ M}

Datos: Masas atómicas relativas: $\ce{K}= 39,1; \ce{O}= 16; \ce{H}= 1$

pHneutralización

a) La concentración y el pH de la disolución diluida.

En un proceso de dilución, el número de moles de soluto permanece constante. Aplicamos la relación $M_1 \cdot V_1 = M_2 \cdot V_2$ para determinar la nueva concentración molar del ácido:

15 \text{ M} \cdot 0,002 \text{ L} = M_2 \cdot 0,5 \text{ L} \Rightarrow M_2 = 0,06 \text{ M}

El ácido nítrico ( $\ce{HNO3}$ ) es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente disociado según la siguiente ecuación química:

\ce{HNO3 + H2O} -> \ce{NO3- + H3O+}

Debido a la estequiometría de la reacción, la concentración de iones oxonio es igual a la concentración analítica del ácido, $[\ce{H3O+}] = [\ce{HNO3}] = 0,06 \text{ M}$ . Procedemos a calcular el $pH$ de la disolución:

pH = -\log[\ce{H3O+}] = -\log(0,06) = 1,22

b) ¿Qué volumen de una disolución de hidróxido de potasio (

\ce{KOH}

), del

40\%

de riqueza en masa y una densidad de

1,51 \text{ g} \cdot \text{mL}^{-1}

, será necesario para neutralizar

20 \text{ mL}

de la disolución de ácido nítrico

15 \text{ M}

La reacción de neutralización entre el ácido nítrico y el hidróxido de potasio es:

\ce{HNO3 + KOH} -> \ce{KNO3 + H2O}

Calculamos primero el número de moles de $\ce{HNO3}$ que se deben neutralizar en el volumen indicado de $20 \text{ mL}$ de la disolución concentrada ( $15 \text{ M}$ ):

n_{\ce{HNO3}} = M \cdot V = 15 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1} \cdot 0,020 \text{ L} = 0,3 \text{ mol}

A partir de la estequiometría 1:1 de la reacción, se requieren $0,3 \text{ mol}$ de $\ce{KOH}$ . Calculamos la masa molar de la base con los datos proporcionados:

M_{m}(\ce{KOH}) = 39,1 + 16 + 1 = 56,1 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}

Para hallar el volumen de la disolución comercial de $\ce{KOH}$ necesario, relacionamos los moles requeridos con la pureza y la densidad de la disolución:

V = 0,3 \text{ mol \ce{KOH}} \cdot \frac{56,1 \text{ g \ce{KOH}}}{1 \text{ mol}} \cdot \frac{100 \text{ g \ce{disolución}}}{40 \text{ g \ce{KOH}}} \cdot \frac{1 \text{ mL \ce{disolución}}}{1,51 \text{ g \ce{disolución}}} = 27,86 \text{ mL}