T6: Equilibrios acido-base

pH y neutralización

Problema

2025 · Ordinaria · Titular

Se preparan $250 \text{ mL}$ de una disolución acuosa de $\ce{HNO3}$ a partir de $2 \text{ mL}$ de una disolución comercial de densidad $1,12 \text{ g} \cdot \text{mL}^{-1}$ y $20\%$ de riqueza en masa.

a) ¿Qué molaridad y pH tendrá la disolución preparada?b) ¿Qué volumen de una disolución de

\ce{NaOH}

0,02 \text{ M}

será necesario añadir para neutralizar

100 \text{ mL}

de la disolución que se ha preparado?

Datos: Masas atómicas relativas: $\ce{O} = 16; \ce{N} = 14; \ce{H} = 1$

pHNeutralizaciónDisoluciones

Cálculo de la concentración de la disolución de \ce{HNO3}

La masa molar del ácido nítrico, $\ce{HNO3}$ , se obtiene a partir de las masas atómicas de sus átomos constituyentes:

M(\ce{HNO3}) = 1 + 14 + (3 \cdot 16) = 63 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}

La masa total de la porción de disolución comercial utilizada se determina mediante la relación entre el volumen ( $2 \text{ mL}$ ) y la densidad ( $1,12 \text{ g} \cdot \text{mL}^{-1}$ ):

m_{\text{disolución}} = V \cdot d = 2 \text{ mL} \cdot 1,12 \text{ g} \cdot \text{mL}^{-1} = 2,24 \text{ g}

Puesto que la riqueza en masa es del $20\%$ , la masa de soluto puro ( $\ce{HNO3}$ ) contenida en la muestra es:

m_{\text{soluto}} = 2,24 \text{ g disolución} \cdot \frac{20 \text{ g } \ce{HNO3}}{100 \text{ g disolución}} = 0,448 \text{ g } \ce{HNO3}

La cantidad de sustancia en moles de $\ce{HNO3}$ se calcula dividiendo la masa de soluto puro entre su masa molar:

n = \frac{m_{\text{soluto}}}{M} = \frac{0,448 \text{ g}}{63 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}} = 7,11 \cdot 10^{-3} \text{ mol}

Finalmente, se determina la molaridad ( $M$ ) de la disolución preparada al diluir dicha cantidad en un volumen final de $250 \text{ mL}$ ( $0,250 \text{ L}$ ):

M = \frac{n}{V_{\text{total}}} = \frac{7,11 \cdot 10^{-3} \text{ mol}}{0,250 \text{ L}} = 0,0284 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}