Ejercicio resuelto de Valoraciones ácido-base · Química · 2024

Se valoraron 10,0 mL de una disolución acuosa que contiene ácido acético con una disolución acuosa de hidróxido de sodio 0,45 M, alcanzándose el punto de equivalencia tras añadir 20,5 mL de dicha disolución de NaOH.

i) Exprese los equilibrios presentes en la disolución inicial de ácido acético. [0,50 puntos]

ii) Indique la concentración de ácido acético de dicha disolución. [0,25 puntos]

iii) Teniendo en cuenta que el pH de la disolución inicial de ácido acético fue de 2,39, calcule el valor de la constante de acidez del ácido acético. [0,75 puntos]

iv) Justifique si en el punto de equivalencia de la disolución el pH será mayor, menor o igual a 7,0. [0,50 puntos]

Dato: Producto de ionización del agua: $K_w = 1\cdot 10^{-14}$.

$\textbf{i) Exprese los equilibrios presentes en la disolución inicial de ácido acético. [0,50 puntos]}$

El ácido acético es un ácido débil monoprótico: se ioniza solo en parte y coexiste con su base conjugada, el ion acetato.

$\mathrm{CH_3COOH} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{CH_3COO^-} + \mathrm{H_3O^+} \qquad K_a = \frac{[\mathrm{CH_3COO^-}][\mathrm{H_3O^+}]}{[\mathrm{CH_3COOH}]}$

Y, como en toda disolución acuosa, la autoionización del agua, cuya aportación de protones es despreciable frente a la del ácido:

$2\,\mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{OH^-} \qquad K_w = 1 \cdot 10^{-14}$

$\textbf{ii) Indique la concentración de ácido acético de dicha disolución. [0,25 puntos]}$

En el punto de equivalencia los moles de ácido y de base se igualan, porque la neutralización es mol a mol:

$\mathrm{CH_3COOH} + \mathrm{NaOH} \rightarrow \mathrm{CH_3COONa} + \mathrm{H_2O}$

$n(\mathrm{NaOH}) = 0{,}45 \cdot 0{,}0205 = 9{,}225 \cdot 10^{-3}\ \mathrm{mol}$

$c = \frac{9{,}225 \cdot 10^{-3}}{0{,}0100} = 0{,}9225\ \mathrm{mol/L}$

$\textbf{iii) Teniendo en cuenta que el pH de la disolución inicial de ácido acético fue de 2,39, calcule el valor de la constante de acidez del ácido acético. [0,75 puntos]}$

Del pH sale lo que se ha ionizado, y por cada protón liberado queda un ion acetato:

$[\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-2{,}39} = 4{,}07 \cdot 10^{-3}\ \mathrm{mol/L} = [\mathrm{CH_3COO^-}]$

$[\mathrm{CH_3COOH}] = 0{,}9225 - 4{,}07 \cdot 10^{-3} = 0{,}9184\ \mathrm{mol/L}$

$K_a = \frac{(4{,}07 \cdot 10^{-3})^2}{0{,}9184} = \frac{1{,}66 \cdot 10^{-5}}{0{,}9184}$

$K_a = 1{,}81 \cdot 10^{-5}$

El valor coincide muy bien con el tabulado para el ácido acético, $1{,}8 \cdot 10^{-5}$, lo que confirma el planteamiento.

$\textbf{iv) Justifique si en el punto de equivalencia de la disolución el pH será mayor, menor o igual a 7,0. [0,50 puntos]}$

En el punto de equivalencia no queda ácido ni base en exceso, solo acetato de sodio. El $\mathrm{Na^+}$ es un ion espectador, pero el acetato es la base conjugada de un ácido débil y se hidroliza:

$\mathrm{CH_3COO^-} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{CH_3COOH} + \mathrm{OH^-}$

Esa hidrólisis libera hidroxilos, de modo que el pH será $\textbf{mayor que 7,0}$. Es lo que ocurre siempre al valorar un ácido débil con una base fuerte.