T6: Equilibrios acido-base

Variación de pH y neutralización

Teoría

2023 · Extraordinaria · Titular

Justifique si el valor de pH aumenta o disminuye cuando:

a) Se añade

\ce{CH3COONa}

a una disolución de

\ce{CH3COOH}

.b) Se añade

\ce{HCl}

a una disolución de

\ce{NaCl}

.c) Se añaden

10 \text{ mL}

\ce{KOH}

0,1 \text{ M}

20 \text{ mL}

de disolución

0,1 \text{ M}

\ce{HNO3}

Ácido-basepH

a) El pH aumenta. El ácido acético es un ácido débil que se ioniza parcialmente en agua según el siguiente equilibrio:

\ce{CH3COOH + H2O} <=> \ce{CH3COO- + H3O+}

Al añadir el acetato de sodio, una sal soluble, esta se disocia por completo en sus iones:

\ce{CH3COONa} -> \ce{CH3COO- + Na+}

De acuerdo con el Principio de Le Chatelier, al aumentar la concentración del ion común $\ce{CH3COO-}$ , el equilibrio de ionización del ácido se desplaza hacia la izquierda para consumir el exceso de producto. Este desplazamiento reduce la concentración de iones $\ce{H3O+}$ . Puesto que $pH = -\log[\ce{H3O+}]$ , una disminución en la concentración de protones resulta en un aumento del valor del pH.

b) El pH disminuye. El cloruro de sodio es una sal neutra que no altera el equilibrio de autoionización del agua. Sin embargo, el

\ce{HCl}

es un ácido fuerte que se disocia totalmente en disolución acuosa:

\ce{HCl + H2O} -> \ce{Cl- + H3O+}

La adición de $\ce{HCl}$ incrementa de forma directa la concentración de iones $\ce{H3O+}$ en la disolución. Dado que el pH es el logaritmo negativo de la actividad de los protones, un aumento en $[\ce{H3O+}]$ conlleva necesariamente una disminución del pH.

c) El pH aumenta. Se produce una reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte:

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

Calculamos las cantidades iniciales de moles para determinar el estado final de la disolución:

\begin{array}{l} n(\ce{HNO3}) = 0,020 \text{ L} \cdot 0,1 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1} = 0,002 \text{ mol} \ n(\ce{KOH}) = 0,010 \text{ L} \cdot 0,1 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1} = 0,001 \text{ mol} \end{array}

Empleamos una tabla de cantidades para observar la evolución del sistema:

\begin{array}{l|cccc} \text{Moles} & \ce{HNO3} & + & \ce{KOH} & \rightarrow & \ce{KNO3} & + & \ce{H2O} \ \hline \text{Inicio} & 0,002 & & 0,001 & & 0 & & - \ \text{Cambio} & -0,001 & & -0,001 & & +0,001 & & - \ \text{Final} & 0,001 & & 0 & & 0,001 & & - \end{array}

Inicialmente, el pH dependía de una concentración $0,1 \text{ M}$ de ácido fuerte. Tras añadir la base, parte del ácido se ha neutralizado (quedando solo $0,001 \text{ mol}$ ) y el volumen total ha aumentado a $30 \text{ mL}$ . Al disminuir la concentración de $\ce{H3O+}$ , el pH de la disolución final es mayor que el de la disolución inicial de $\ce{HNO3}$ .