Ejercicio - Hidrólisis de sales
Ejercicio de Reacciones ácido-base
\( \textbf{Ejercicio.} \) Responde:
a) La lejía es una disolución acuosa de hipoclorito de sodio. Mediante la reacción correspondiente, explica el carácter ácido, básico o neutro de la lejía.
b) Calcula las concentraciones de \( \text{H}_3\text{O}^+ \) y \( \text{OH}^- \), si se sabe que el pH de la sangre es 7,4.
c) Mediante la reacción correspondiente, razona cuál es el ácido conjugado del ion \( \text{HPO}_4^{2-} \) en disolución acuosa.
Solución de los Apartados
a) La lejía es una disolución acuosa de hipoclorito de sodio. Mediante la reacción correspondiente, explica el carácter ácido, básico o neutro de la lejía.
Solución: La lejía es una disolución acuosa de hipoclorito de sodio, \( \text{NaClO} \). Al disolverse en agua, se produce la siguiente reacción: \[ \text{NaClO}(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow \text{Na}^+(aq) + \text{ClO}^-(aq) \] El catión \( \text{Na}^+ \) no reacciona con el agua, ya que es el ácido conjugado de una base muy fuerte (\( \text{NaOH} \)), por lo que no afecta al pH. El anión hipoclorito \( \text{ClO}^- \), en cambio, sí reacciona con el agua como base: \[ \text{ClO}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HClO} + \text{OH}^- \] Esta reacción produce iones \( \text{OH}^- \), lo que hace que el medio sea básico. \[ \textbf{Conclusión:} \quad \text{La lejía tiene carácter básico, ya que contiene el ion } \text{ClO}^- \text{ que es una base conjugada de un ácido débil.} \]
b) Calcula las concentraciones de \( \text{H}_3\text{O}^+ \) y \( \text{OH}^- \), si se sabe que el pH de la sangre es 7,4.
Solución: Sabemos que: \[ \text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+] \quad \Rightarrow \quad [\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-\text{pH}} = 10^{-7{,}4} = 3{,}98 \cdot 10^{-8} \, \text{mol/L} \] Además, como el producto iónico del agua es: \[ K_w = [\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-] = 10^{-14} \] Entonces: \[ [\text{OH}^-] = \frac{K_w}{[\text{H}_3\text{O}^+]} = \frac{10^{-14}}{3{,}98 \cdot 10^{-8}} = 2{,}51 \cdot 10^{-7} \, \text{mol/L} \] \[ \textbf{Resultado:} \quad [\text{H}_3\text{O}^+] = 3{,}98 \cdot 10^{-8} \, \text{mol/L} \quad ; \quad [\text{OH}^-] = 2{,}51 \cdot 10^{-7} \, \text{mol/L} \]
c) Mediante la reacción correspondiente, razona cuál es el ácido conjugado del ion \( \text{HPO}_4^{2-} \) en disolución acuosa.
Solución: Según la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry, un ácido es una especie capaz de donar un protón (\( \text{H}^+ \)), y una base es una especie capaz de aceptarlo. El ácido conjugado de una base es la especie que se forma cuando esta base acepta un protón. El ion \( \text{HPO}_4^{2-} \) puede aceptar un protón del agua: \[ \text{HPO}_4^{2-} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{PO}_4^- + \text{OH}^- \] En esta reacción, el ion \( \text{HPO}_4^{2-} \) actúa como base, y su ácido conjugado es: \[ \boxed{\text{H}_2\text{PO}_4^-} \] \[ \textbf{Conclusión:} \quad \text{El ácido conjugado del ion } \text{HPO}_4^{2-} \text{ es } \text{H}_2\text{PO}_4^-. \]