pH de la neutralización parcial de un ácido fuerte con una base fuerte (6193)

, por F_y_Q

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A un volumen de 80 mL de ácido nítrico 0.050 M se le agregó un volumen de 180 mL de hidróxido de sodio 0.005 M. ¿Qué pH tendrá la disolución final?

P.-S.

Se trata de una reacción de neutralización y debes calcular los moles de ácido (\ce{HNO_3}) y los de base (\ce{NaOH}) que reaccionan, determinar cuánto sobra de uno u otro y calcular el pH.

n_{\ce{H+}} = 8\cdot 10^{-2}\ \cancel{L}\cdot 0.05\ \frac{mol}{\cancel{L}} = 4\cdot 10^{-3}\ mol\ \ce{H+}

n_{\ce{OH-}} = 0.18\ \cancel{L}\cdot 5\cdot 10^{-3}\ \frac{mol}{\cancel{L}} = 9\cdot 10^{-4}\ mol\ \ce{OH-}

Quedará un exceso de \ce{H^+} en el medio cuya concentración será:

[\ce{H+}] = \frac{(4\cdot 10^{-3} - 9\cdot 10^{-4})\ mol\ \ce{H+}}{0.26\ L} = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{1.19\cdot 10^{-2}\ M}}

Solo te queda calcular el pH de la disolución resultante:

pH = -log\ [\ce{H+}] = -log\ 1.19\cdot 10^{-2} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 1.92}}