Equilibrios acido-base

El hidróxido de sodio ($\ce{NaOH}$) es una base fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa:

Dado que la concentración inicial es $0,20 \text{ M}$, la concentración de iones hidroxilo será $[\ce{OH-}] = 0,20 \text{ M}$. Calculamos el $pOH$ y, posteriormente, el $pH$ a $25 ^\circ \text{C}$:

El ácido propanoico ($\ce{CH3CH2COOH}$) es un ácido débil. Calculamos su constante de acidez a partir del $pK_a$ proporcionado: $K_a = 10^{-4,9} = 1,26 \cdot 10^{-5}$. Planteamos la tabla ICE para su equilibrio de ionización:

Utilizamos la expresión de la constante de equilibrio:

Despejamos $x$, que representa la concentración de protones $[\ce{H3O+}]$:

En el cloruro de amonio ($\ce{NH4Cl}$), la sal se disocia completamente:

El ion $\ce{Cl-}$ es la base conjugada débil de un ácido fuerte ($\ce{HCl}$) y no sufre hidrólisis. El ion $\ce{NH4+}$ es el ácido conjugado de una base débil ($\ce{NH3}$) y sufre hidrólisis ácida, liberando protones al medio según el Principio de Le Chatelier:

Esta disolución tendrá un $pH < 7$, siendo la más ácida de las tres.En el cloruro de potasio ($\ce{KCl}$), la sal se disocia en sus iones:

Tanto $\ce{K+}$ (ácido conjugado muy débil de la base fuerte $\ce{KOH}$) como $\ce{Cl-}$ (base conjugada muy débil del ácido fuerte $\ce{HCl}$) no tienen capacidad para reaccionar con el agua. Por lo tanto, no hay hidrólisis y el $pH = 7$ (neutro).En el etanoato de sodio ($\ce{CH3COONa}$), la sal se disocia completamente:

El ion $\ce{Na+}$ no se hidroliza. El ion etanoato ($\ce{CH3COO-}$) es la base conjugada de un ácido débil ($\ce{CH3COOH}$) y sufre hidrólisis básica, generando iones hidroxilo:

Esta disolución tendrá un $pH > 7$, siendo la de menor carácter ácido (carácter básico).El orden de mayor a menor carácter ácido es:

Para el ácido hipobromoso ($\ce{HBrO}$), un ácido débil, se establece el siguiente equilibrio de disociación en agua:

Utilizando la expresión de la constante de acidez $K_a$ y considerando que, al ser $K_a$ muy pequeña ($10^{-9}$), la cantidad disociada $x$ es despreciable frente a la concentración inicial ($0,2 - x \approx 0,2$):

El grado de disociación $\alpha$ se define como la fracción de mol disociado respecto al inicial:

El pH se calcula a partir de la concentración de protones en el equilibrio:

El ácido sulfúrico es un ácido fuerte que se disocia completamente según la reacción:

Para que el pH sea 4,67, la concentración de $[\ce{H3O+}]$ debe ser $2,14 \times 10^{-5} \text{ M}$. Según la estequiometría de la reacción, la molaridad del ácido ($M$) es la mitad de la concentración de protones:

Las bases conjugadas se forman por la pérdida de un protón de sus respectivos ácidos:Del $\ce{HBrO}$: $\ce{BrO-}$ (ion hipobromito). Del $\ce{HF}$: $\ce{F-}$ (ion fluoruro).La fuerza de una base conjugada es inversamente proporcional a la fuerza de su ácido, según la relación $K_w = K_a \cdot K_b$. Dado que $K_a(\ce{HF}) = 7 \times 10^{-4}$ es mayor que $K_a(\ce{HBrO}) = 2,3 \times 10^{-9}$, el ácido fluorhídrico es un ácido más fuerte que el hipobromoso. Por tanto, su base conjugada será más débil:

El orden de fuerza básica creciente es: $\ce{F-}$ < $\ce{BrO-}$.

Matraz A: El ácido clorhídrico es un ácido fuerte que se disocia totalmente en disolución acuosa según la siguiente ecuación química:

Al ser un ácido fuerte, la concentración de protones en el equilibrio es igual a la concentración inicial del ácido: $[\ce{H3O+}] = [\ce{HCl}]_0 = 0,050 \text{ M}$. Calculamos el pH de la disolución A:

Matraz B: El ácido acético es un ácido débil que se disocia parcialmente. Planteamos el equilibrio de ionización:

Para determinar las concentraciones en el equilibrio, empleamos una tabla ICE:

Sustituimos los términos en la expresión de la constante de acidez $K_a$:

Dada la baja magnitud de la constante, realizamos la aproximación $0,050 - x \approx 0,050$:

Una vez obtenida la concentración de protones $[\ce{H3O+}] = x$, calculamos el pH de la disolución B:

La disolución más ácida es la del matraz A ($pH_A = 1,30$). Para que alcance un pH igual al de la disolución B ($3,02$), la concentración final de protones en A debe ser:

Como el $\ce{HCl}$ es un ácido fuerte, la molaridad final de la disolución ($M_f$) debe ser igual a la concentración de protones deseada. Aplicamos la ecuación de dilución partiendo de los $15 \text{ mL}$ iniciales:

Suponiendo volúmenes aditivos, el volumen de agua a añadir es la diferencia entre el volumen final y el inicial:

Para determinar el pH, analizamos la naturaleza de cada soluto en disolución acuosa:

El ácido nítrico es un ácido fuerte que se disocia totalmente, generando una elevada concentración de protones, por lo que su $pH < 7$.

El cloruro de potasio es una sal neutra. El ión $\ce{K+}$ (procedente de base fuerte $\ce{KOH}$) y el ión $\ce{Cl-}$ (procedente de ácido fuerte $\ce{HCl}$) no tienen tendencia a reaccionar con el agua (no sufren hidrólisis). Por tanto, el $pH = 7$.

El cloruro de amonio es una sal de ácido fuerte y base débil. El catión amonio ($\ce{NH4+}$) sufre hidrólisis ácida liberando iones $\ce{H3O+}$, por lo que el $pH < 7$.

El hidróxido de potasio es una base fuerte que se disocia totalmente liberando iones $\ce{OH-}$. Al ser la única especie de carácter básico fuerte, su disolución presentará el pH más alto ($pH > 7$).

Al ser una sal neutra cuyos iones no presentan equilibrio de hidrólisis, su pH es igual al del agua pura ($pH = 7$ a $25^\circ\text{C}$). La dilución modifica la concentración de los iones de la sal, pero no afecta al equilibrio de autoionización del agua, manteniendo la neutralidad.

La ecuación iónica neta es:

Como se mezclan volúmenes iguales de disoluciones con la misma concentración, los reactivos reaccionan en proporciones estequiométricas exactas, consumiéndose ambos por completo. En el medio quedan los productos: $\ce{KCl}$ (que es una sal neutra) y $\ce{NH3}$ (que es una base débil). El amoníaco presente establece el siguiente equilibrio en el agua:

La generación de iones hidróxido ($\ce{OH-}$) por la ionización de la base débil resultante hace que la disolución sea básica ($pH > 7$).

Para un ácido monoprótico débil $\ce{HA}$, el equilibrio de disociación en agua se expresa mediante la siguiente ecuación:

A partir del pH dado, calculamos la concentración de protones en el equilibrio:

Utilizamos una tabla de equilibrio (ICE) para relacionar las concentraciones iniciales con las del equilibrio, donde $x = [\ce{H3O+}] = [\ce{A-}]$:

Calculamos el grado de disociación ($\alpha$) como la fracción del ácido inicial que se ha disociado:

Finalmente, calculamos la constante de disociación ácida ($K_a$) sustituyendo los valores en la expresión de la constante:

La reacción de neutralización entre un ácido monoprótico y el hidróxido de sodio es una reacción mol a mol:

Primero calculamos los moles de ácido $\ce{HA}$ presentes en los $100 \text{ mL}$ de disolución:

Debido a la estequiometría $1:1$, el número de moles de $\ce{NaOH}$ necesarios es igual al número de moles de $\ce{HA}$. Calculamos el volumen de la base: