T6: Equilibrios acido-base

Estequiometría y neutralización

Problema

2022 · Ordinaria · Titular

Se tiene una disolución de $\ce{KOH}$ de $2,4\%$ de riqueza en masa y $1,05 \text{ g} \cdot \text{mL}^{-1}$ de densidad. Basándose en las reacciones químicas correspondientes, calcule:

a) La molaridad y el pH de la disolución.b) Los gramos de

\ce{KOH}

que se necesitan para neutralizar

20 \text{ mL}

de una disolución de

\ce{H2SO4}

0,5 \text{ M}

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

DisolucionespHNeutralización+1

a) La molaridad y el pH de la disolución.

Primero, calculamos la masa molar del hidróxido de potasio ( $\ce{KOH}$ ) a partir de las masas atómicas proporcionadas:

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

Para hallar la molaridad ( $M$ ), consideramos $1 \text{ L}$ ( $1000 \text{ mL}$ ) de disolución. Calculamos la masa total de la disolución usando la densidad ( $\rho = 1,05 \text{ g} \cdot \text{mL}^{-1}$ ):

m_{\text{disolución}} = V \cdot \rho = 1000 \text{ mL} \cdot 1,05 \text{ g} \cdot \text{mL}^{-1} = 1050 \text{ g}

A partir de la riqueza en masa ( $2,4 \%$ ), determinamos la masa de soluto puro:

m_{\ce{KOH}} = 1050 \text{ g disolución} \cdot \frac{2,4}{100} = 25,2 \text{ g de } \ce{KOH}

Calculamos los moles de soluto y la molaridad:

n_{\ce{KOH}} = \frac{25,2 \text{ g}}{56 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}} = 0,45 \text{ mol}

M = \frac{n}{V} = \frac{0,45 \text{ mol}}{1 \text{ L}} = 0,45 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}

El $\ce{KOH}$ es una base fuerte que se disocia totalmente en disolución acuosa:

\ce{KOH(aq)} -> \ce{K+(aq) + OH-(aq)}

La concentración de iones hidroxilo será $[\ce{OH-}] = [\ce{KOH}]_0 = 0,45 \text{ M}$ . Calculamos el $pOH$ y finalmente el $pH$ :

pOH = -\log[\ce{OH-}] = -\log(0,45) = 0,347

pH = 14 - pOH = 14 - 0,347 = 13,653

b) Los gramos de

\ce{KOH}

que se necesitan para neutralizar

20 \text{ mL}

de una disolución de

\ce{H2SO4}

0,5 \text{ M}

Escribimos la ecuación ajustada de la reacción de neutralización entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de potasio:

\ce{H2SO4 + 2 KOH} -> \ce{K2SO4 + 2 H2O}

Calculamos los moles de $\ce{H2SO4}$ presentes en los $20 \text{ mL}$ ( $0,020 \text{ L}$ ) de disolución $0,5 \text{ M}$ :

n_{\ce{H2SO4}} = V \cdot M = 0,020 \text{ L} \cdot 0,5 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1} = 0,01 \text{ mol de } \ce{H2SO4}

Según la estequiometría de la reacción, se requieren $2 \text{ moles}$ de $\ce{KOH}$ por cada mol de $\ce{H2SO4}$ :

n_{\ce{KOH}} = 0,01 \text{ mol } \ce{H2SO4} \cdot \frac{2 \text{ mol } \ce{KOH}}{1 \text{ mol } \ce{H2SO4}} = 0,02 \text{ mol de } \ce{KOH}

Finalmente, convertimos los moles de $\ce{KOH}$ a gramos utilizando su masa molar ( $56 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}$ ):

m_{\ce{KOH}} = 0,02 \text{ mol} \cdot 56 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} = 1,12 \text{ g de } \ce{KOH}