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Antes que nada tengo que dar las gracias a los que me han ayudado a hacer esto, porque de lo contrario me hubiera costado siglos terminarlo, y simplemente me quería asegurar que está bien antes de entregarlo, así que, voy con el enunciado:
Me piden calcular el pH de:
[FONT="]1) 100 mL dedisolución de ácido nítrico que contiene 0.63 g de dicho ácido.
[/FONT][FONT="]2) 7.4 g dehidróxido de calcio contenidos en 0.5 L de disolución.[/FONT][FONT="]
[/FONT]3) Disolución 0.02 M de ácido benzoico.
4) Disolución 0.01 M de ácido cloroacético con un grado de disociación del 30%.
5) Disolución 0.45 M de metilamina.
6) 75 mL de disolución de una sustancia A que contiene [OH-]=10-8.
7) Disolución 0.5 M de acetato sódico.
8) Disolución 0.02 M de cloruro de calcio.
9) Disolución 0.2 M de amoniaco y 0.3 M de cloruro amónico.
10) Disolución formada por 50 mL de hidróxido sódico 0.1 M y 30 mL de ácido clorhídrico 0.2 M. (Considera que los volúmenes son aditivos).
En todos los casos, debes dejar indicados los pasos y los cálculos que te han llevado al resultado en cuestión. En el caso de ácidos y bases débiles, indica los pares ácidos-bases conjugados que intervienen en él, según la teoría de Brönsted-Lowry.
Y mi respuesta ha sido esta:
1) Tenemos que calcular los moles de soluto:
0.63 g NHO3∙ =0.01 moles NHO3
Y con ese dato, calculamos la molaridad:
M= =0.1 M
Sabemos que la concentración de H+ tiene que coincidir con la molaridad, de forma que podemos sustituir en la fórmula:
pH=-Log(0.1)=1
2) El hidróxido de calcio es una base, dado que no aporta protones, sino que los recibe, por tanto calcularemos el pOH y despejaremos:
7.4 g Ca(OH)2∙ =0.1 mol Ca(OH)2
M= =0.2 M; pH=14-log(0.2)=14-0.7=13.3
3) Dado que el ácido benzoico es un ácido débil, no todos los protones se habrán disociado al disolverse.
La constante de equilibrio es igual al producto de las concentraciones de los productos elevados a su respectivo coeficiente estequiométrico, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos elevados a su respectivo coeficiente estequiométrico,(el agua no se tiene en cuenta).
Podemos buscar Ka en tablas y resulta de valores experimentales que es su pKa es 4,202; entonces
Si de cada mol se disociara una parte x , la concentración de anión sería x y la de ión hidronio sería la misma ya que solo libera un protón, también es x, ahora lo que permanece como ácido es la concentración original menos lo que se ha disociado o sea
entonces
quedando una ecuación cuadrática para despejar x
cuando x se estima muy pequeña con respecto a la concentración inicial de ácido ,porque ka es muy baja , el termino no cuadrático de x se puede despreciar
quedando =0.0011 M dando un resultado muy aproximado al real.
Luego como x es la concentración de hidronio el
4) Si el grado de disociación es del 30% la concentración de H+ será el 30% de 0.01 M, o sea 0.003, y sustituimos con este dato para hallar el pH:
pH=-log(0.003)=2.52
5) La ecuación química es la siguiente:
CH3NH2 + H2O ↔ CH3NH+3 + OH;
Inicial 0.45 0 0
Cambio -x +x +x
Equilibrio 0.45-x x x
Kb= = =4.4∙ Debido a que x<<<0.45 podemos despreciarla en el denominador, y despejamos la incógnita:
x= =0.01
pOH=-log0.01=2
Y usando la relación entre el pH y pOH:
pH=14-pOH=12
6) Cuando un disolución tiene una concentración oxidrilica menor que [OH-]=10^-7 tiene menos oxidrilos que el agua, por lo que ya no es una base sino un ácido; aplicando Brönsted-Lowry:
Dado que nos dan el dato de [OH-], podemos calcular el pOH y despejar el pH gracias a la relación que hay entre ambas magnitudes.
pH=14-pOH=14-(-log )=6
El enunciado no dice nada sobre si la base A es débil o fuerte.
En caso de ser débil esta se hidrolizará de acuerdo a su constante de equilibrio que no es dato, por lo tanto lo hemos resuelto considerando que se encuentra totalmente disociados en el agua como anión fuerte.
7) En una disolución de acetato sódico encontraremos iones sodio (Na+) y aniones acetato (CH3COO-), y los iones de sodio no reaccionarán con el agua, pero los aniones acetato si; y sabemos que el anión acetato es la base conjugada del ácido acético, de manera que el anión acetato reaccionará con el agua como una base
CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH-
Concentración Inicial 0.5 0 0
Cambio -x +x +x
Equilibrio 0.5-x x x
Y dado que el acetato sódico funciona como una base, calculamos Kb
Kb= =
Tenemos que tener en cuenta el par ácido-base conjugado CH3COOH/ CH3COO-
Es necesario que nos den el dato de Ka para resolver el ejercicio, suponiendo que nos lo dan, tenemos que:
Ka=1.8∙10-5
Podemos despejar Kb gracias a la relación entre Ka, Kb y Kw, correspondiendo esta última a la constante de ionización del agua.
Ka∙Kb=Kw
(1.8∙10-5)∙Kb=1.8∙10-14; Kb=5.6∙10-10
Y ahora sustituimos con la que intentábamos calcular Kb:
5.6∙10-10= Y vamos a suponer que x es mucho más pequeño que 0.5, por lo que podemos despreciarlo en el denominador.
5.6∙10-10= ; x=1.67∙10-5=[OH-]
Finalmente podemos calcular el pH usando la relación entre pH y pOH:
pH=14-p[OH-]=14-(-log1.67∙10-5)=9.22
8) CaCl2 + 2H2O = 2HCl + Ca(OH)2
El HCl es un ácido fuerte y el Ca(OH)2 es una base fuerte sus conjugados, Cl- (base conjugada) y Ca2+ (ácido conjugado), son débiles. Por tanto, la disolución de CaCl2 es neutra y el pH es 7
9) (Creo que este es como el 10, y no sé resolverlo, así que supongo que todo lo que he hecho está mal, porque los he calculado por separado, no como una disolución de ambos juntos) En el cloruro amónico tenemos que podemos despreciar la reacción de los aniones cloruro con el agua, pero los iones amonio si lo harán:
NH4++H2O↔H3O+NH3
I 0.3 0 0
C -x +x +x
E 0.3-x x x
Ka= = ; podemos despreciar el valor no cuadrático de “x” ya que es mucho menor que la concentración inicial.
Ka en este caso es difícil de encontrar, pero sabemos que estamos trabajando con un par ácido-base conjugado NH4+//NH3 y si conocemos la Kb para el amoníaco, además, conocemos la siguiente relación:
Ka∙Kb=Kw, siendo “Kw” la constante de ionización del agua, por tanto, despejando, queda:
Ka= =5.6∙10-10
Y despejando de la anterior relación, obtenemos x:
x= =1.3∙10-5=[H3O+]
Por tanto, sólo queda usar la definición del pH:
pH=-log(1.3∙10-5)=4.89
Para el amoníaco aplicamos el mismo procedimiento, pero ya conocemos Kb:
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- ; Kb= 1.8∙
x= =1.9∙10-3=[OH-]
pH=14-log(6∙10-3)=11.28
El pH del amoníaco es 11.28 en este caso.
10) Este simplemente es que no sé resolverlo, nunca he hecho uno así, por separado si podría, pero no juntos.
Me piden calcular el pH de:
[FONT="]1) 100 mL dedisolución de ácido nítrico que contiene 0.63 g de dicho ácido.
[/FONT][FONT="]2) 7.4 g dehidróxido de calcio contenidos en 0.5 L de disolución.[/FONT][FONT="]
[/FONT]3) Disolución 0.02 M de ácido benzoico.
4) Disolución 0.01 M de ácido cloroacético con un grado de disociación del 30%.
5) Disolución 0.45 M de metilamina.
6) 75 mL de disolución de una sustancia A que contiene [OH-]=10-8.
7) Disolución 0.5 M de acetato sódico.
8) Disolución 0.02 M de cloruro de calcio.
9) Disolución 0.2 M de amoniaco y 0.3 M de cloruro amónico.
10) Disolución formada por 50 mL de hidróxido sódico 0.1 M y 30 mL de ácido clorhídrico 0.2 M. (Considera que los volúmenes son aditivos).
En todos los casos, debes dejar indicados los pasos y los cálculos que te han llevado al resultado en cuestión. En el caso de ácidos y bases débiles, indica los pares ácidos-bases conjugados que intervienen en él, según la teoría de Brönsted-Lowry.
Y mi respuesta ha sido esta:
1) Tenemos que calcular los moles de soluto:
0.63 g NHO3∙ =0.01 moles NHO3
Y con ese dato, calculamos la molaridad:
M= =0.1 M
Sabemos que la concentración de H+ tiene que coincidir con la molaridad, de forma que podemos sustituir en la fórmula:
pH=-Log(0.1)=1
2) El hidróxido de calcio es una base, dado que no aporta protones, sino que los recibe, por tanto calcularemos el pOH y despejaremos:
7.4 g Ca(OH)2∙ =0.1 mol Ca(OH)2
M= =0.2 M; pH=14-log(0.2)=14-0.7=13.3
3) Dado que el ácido benzoico es un ácido débil, no todos los protones se habrán disociado al disolverse.
La constante de equilibrio es igual al producto de las concentraciones de los productos elevados a su respectivo coeficiente estequiométrico, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos elevados a su respectivo coeficiente estequiométrico,(el agua no se tiene en cuenta).
Podemos buscar Ka en tablas y resulta de valores experimentales que es su pKa es 4,202; entonces
Si de cada mol se disociara una parte x , la concentración de anión sería x y la de ión hidronio sería la misma ya que solo libera un protón, también es x, ahora lo que permanece como ácido es la concentración original menos lo que se ha disociado o sea
entonces
quedando una ecuación cuadrática para despejar x
cuando x se estima muy pequeña con respecto a la concentración inicial de ácido ,porque ka es muy baja , el termino no cuadrático de x se puede despreciar
quedando =0.0011 M dando un resultado muy aproximado al real.
Luego como x es la concentración de hidronio el
4) Si el grado de disociación es del 30% la concentración de H+ será el 30% de 0.01 M, o sea 0.003, y sustituimos con este dato para hallar el pH:
pH=-log(0.003)=2.52
5) La ecuación química es la siguiente:
CH3NH2 + H2O ↔ CH3NH+3 + OH;
Inicial 0.45 0 0
Cambio -x +x +x
Equilibrio 0.45-x x x
Kb= = =4.4∙ Debido a que x<<<0.45 podemos despreciarla en el denominador, y despejamos la incógnita:
x= =0.01
pOH=-log0.01=2
Y usando la relación entre el pH y pOH:
pH=14-pOH=12
6) Cuando un disolución tiene una concentración oxidrilica menor que [OH-]=10^-7 tiene menos oxidrilos que el agua, por lo que ya no es una base sino un ácido; aplicando Brönsted-Lowry:
Dado que nos dan el dato de [OH-], podemos calcular el pOH y despejar el pH gracias a la relación que hay entre ambas magnitudes.
pH=14-pOH=14-(-log )=6
El enunciado no dice nada sobre si la base A es débil o fuerte.
En caso de ser débil esta se hidrolizará de acuerdo a su constante de equilibrio que no es dato, por lo tanto lo hemos resuelto considerando que se encuentra totalmente disociados en el agua como anión fuerte.
7) En una disolución de acetato sódico encontraremos iones sodio (Na+) y aniones acetato (CH3COO-), y los iones de sodio no reaccionarán con el agua, pero los aniones acetato si; y sabemos que el anión acetato es la base conjugada del ácido acético, de manera que el anión acetato reaccionará con el agua como una base
CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH-
Concentración Inicial 0.5 0 0
Cambio -x +x +x
Equilibrio 0.5-x x x
Y dado que el acetato sódico funciona como una base, calculamos Kb
Kb= =
Tenemos que tener en cuenta el par ácido-base conjugado CH3COOH/ CH3COO-
Es necesario que nos den el dato de Ka para resolver el ejercicio, suponiendo que nos lo dan, tenemos que:
Ka=1.8∙10-5
Podemos despejar Kb gracias a la relación entre Ka, Kb y Kw, correspondiendo esta última a la constante de ionización del agua.
Ka∙Kb=Kw
(1.8∙10-5)∙Kb=1.8∙10-14; Kb=5.6∙10-10
Y ahora sustituimos con la que intentábamos calcular Kb:
5.6∙10-10= Y vamos a suponer que x es mucho más pequeño que 0.5, por lo que podemos despreciarlo en el denominador.
5.6∙10-10= ; x=1.67∙10-5=[OH-]
Finalmente podemos calcular el pH usando la relación entre pH y pOH:
pH=14-p[OH-]=14-(-log1.67∙10-5)=9.22
8) CaCl2 + 2H2O = 2HCl + Ca(OH)2
El HCl es un ácido fuerte y el Ca(OH)2 es una base fuerte sus conjugados, Cl- (base conjugada) y Ca2+ (ácido conjugado), son débiles. Por tanto, la disolución de CaCl2 es neutra y el pH es 7
9) (Creo que este es como el 10, y no sé resolverlo, así que supongo que todo lo que he hecho está mal, porque los he calculado por separado, no como una disolución de ambos juntos) En el cloruro amónico tenemos que podemos despreciar la reacción de los aniones cloruro con el agua, pero los iones amonio si lo harán:
NH4++H2O↔H3O+NH3
I 0.3 0 0
C -x +x +x
E 0.3-x x x
Ka= = ; podemos despreciar el valor no cuadrático de “x” ya que es mucho menor que la concentración inicial.
Ka en este caso es difícil de encontrar, pero sabemos que estamos trabajando con un par ácido-base conjugado NH4+//NH3 y si conocemos la Kb para el amoníaco, además, conocemos la siguiente relación:
Ka∙Kb=Kw, siendo “Kw” la constante de ionización del agua, por tanto, despejando, queda:
Ka= =5.6∙10-10
Y despejando de la anterior relación, obtenemos x:
x= =1.3∙10-5=[H3O+]
Por tanto, sólo queda usar la definición del pH:
pH=-log(1.3∙10-5)=4.89
Para el amoníaco aplicamos el mismo procedimiento, pero ya conocemos Kb:
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- ; Kb= 1.8∙
x= =1.9∙10-3=[OH-]
pH=14-log(6∙10-3)=11.28
El pH del amoníaco es 11.28 en este caso.
10) Este simplemente es que no sé resolverlo, nunca he hecho uno así, por separado si podría, pero no juntos.
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