T6: Equilibrios acido-base

Disoluciones y valoración

Problema

2023 · Ordinaria · Suplente

La etiqueta de una botella de $\ce{HNO3}$ indica que la densidad es $1,014 \text{ g} \cdot \text{L}^{-1}$ y la riqueza en masa es $2,42 \%$ . Calcule:

a) La molaridad y el pH de la disolución de

\ce{HNO3}

.b) El volumen de

\ce{Ba(OH)2}

0,1 \text{ M}

necesario para neutralizar

10 \text{ mL}

de ese ácido.

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

pHNeutralización

a) La molaridad y el pH de la disolución de

\ce{HNO3}

La masa molar del ácido nítrico ( $\ce{HNO3}$ ) se calcula a partir de las masas atómicas de sus elementos:

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

Se determina la molaridad ( $M$ ) de la disolución utilizando la densidad ( $1,014 \text{ g} \cdot \text{L}^{-1}$ ) y la riqueza en masa ( $2,42 \%$ ):

M = \frac{1,014 \text{ g disolución}}{1 \text{ L}} \cdot \frac{2,42 \text{ g } \ce{HNO3}}{100 \text{ g disolución}} \cdot \frac{1 \text{ mol }}{63 \text{ g }} = 3,90 \cdot 10^{-4} \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}

El ácido nítrico es un ácido fuerte que se disocia completamente en agua según la siguiente ecuación:

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

Debido a la estequiometría de la disociación, la concentración de protones es igual a la molaridad del ácido, $[\ce{H3O+}] = M = 3,90 \cdot 10^{-4} \text{ M}$ . El pH se calcula como:

\text{pH} = -\log[\ce{H3O+}] = -\log(3,90 \cdot 10^{-4}) = 3,41

b) El volumen de

\ce{Ba(OH)2}

0,1 \text{ M}

necesario para neutralizar

10 \text{ mL}

de ese ácido.

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

\ce{2 HNO3 + Ba(OH)2} -> \ce{Ba(NO3)2 + 2 H2O}

Se calculan los moles de $\ce{HNO3}$ presentes en $10 \text{ mL}$ ( $0,01 \text{ L}$ ) de la disolución:

n(\ce{HNO3}) = M \cdot V = 3,90 \cdot 10^{-4} \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1} \cdot 0,01 \text{ L} = 3,90 \cdot 10^{-6} \text{ mol}

De acuerdo con la estequiometría de la reacción, se requiere un mol de base por cada dos moles de ácido ( $n(\ce{Ba(OH)2}) = n(\ce{HNO3}) / 2$ ):

n(\ce{Ba(OH)2}) = \frac{3,90 \cdot 10^{-6} \text{ mol}}{2} = 1,95 \cdot 10^{-6} \text{ mol}

Se determina el volumen necesario de la disolución de $\ce{Ba(OH)2}$ $0,1 \text{ M}$ :

V = \frac{n}{M} = \frac{1,95 \cdot 10^{-6} \text{ mol}}{0,1 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}} = 1,95 \cdot 10^{-5} \text{ L} = 0,0195 \text{ mL}