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736 CAPÍTULO 16 Equilibrios ácido-base y equilibrios de solubilidad

23
Así, la cantidad de HCl restante después de la neutralización parcial es (2.50 3 10 )
Recuerde que 1 mol de NaOH 1 mol 23 23 1
de HCl. 2 (1.00 3 10 ), o 1.50 3 10 moles. Después, la concentración de los iones H
en 35.0 mL de disolución se encuentra de la siguiente manera:
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1.50 3 10 mol HCl 1 000 mL
3 5 0.0429 mol HCl/L
35.0 mL 1 L
5 0.0429 M HCl
1
Por lo tanto, [H ] 5 0.0429 M, y el pH de la disolución es

pH 5 2log 0.0429 5 1.37

2. Después de la adición de 25.0 mL de NaOH 0.100 M a 25.0 mL de HCl 0.100 M.
Éste es un cálculo simple porque implica una reacción de neutralización completa y
2
1
1
2
Ni Na ni Cl se hidrolizan. la sal (NaCl) no experimenta hidrólisis. En el punto de equivalencia, [H ] 5 [OH ]
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5 1.00 3 10 M y el pH de la disolución es de 7.00.
3. Después de la adición de 35.0 mL de NaOH 0.100 M a 25.0 mL de HCl 0.100 M. El
volumen total de la disolución es ahora de 60.0 mL. El número de moles de NaOH
agregados es
0.100 mol NaOH 1 L 23
35.0 mL 3 3 5 3.50 3 10 mol
1 L Na H 1 000 mL

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El número de moles de HCl en 25.0 mL de disolución es de 2.50 3 10 moles. Tras
la neutralización completa de HCl, la cantidad remanente de NaOH es de (3.50 3
23
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10 ) 2 (2.50 3 10 ), o 1.00 3 10 moles. La concentración de NaOH en 60.0
mL de disolución es
2
1.00 3 10 mol NaOH 1 000 mL
3 5 0.0167 mol NaOH/L
60.0 mL 1 L
5 0.0167 M NaOH
2
Así, [OH ] 5 0.0167 M y pOH 5 2log 0.0167 5 1.78. De modo que el pH de la
disolución es

p H 5 14.00 2 pOH
5 14.00 2 1.78
5 12.22

Valoraciones ácido débil-base fuerte
Considere la reacción de neutralización entre el ácido acético (un ácido débil) y el hi-
dróxido de sodio (una base fuerte):

CH 3 COOH(ac) 1 NaOH(ac) ¡ CH 3 COONa(ac) 1 H 2 O(l)

Esta ecuación se reduce a

2
2
CH 3 COOH(ac) 1 OH (ac) ¡ CH 3 COO (ac) 1 H 2 O(l)
El ion acetato se hidroliza en la siguiente forma:

2
2
CH 3 COO (ac) 1 H 2 O(l) Δ CH 3 COOH(ac) 1 OH (ac)