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Mensaje 04 Abr 12, 20:41  26698 # 1



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1. Para una disolución que contiene 0'1 mol/l de CH3COOH y 0'05 mol/l de HCl, calcular:
a)la concentración de iones acetato(CH3COO-)
b) la concentración de ácido sin disociar
c) el pH de la disolución
Dato:Ka(CH3COOH)=1'8.10-5

2. Calcularel pH de una disolución 0'1 M de cloruro amónico (NH4Cl) y el pH de las disoluciones formadas si a 100 ml de la disolución inicial se le añaden:
a)100 ml de HCl 0'1 M
b) 100 ml de NH3 0'1 M
Dato:Kb(NH3)=1'8.10-5

Me podrían ayudar con estos ejercicios?Gracias!
          
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Mensaje 06 Abr 12, 12:47  26720 # 2


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Haré el primero. (Abreviaré el ácido acético como AcH)

Consideremos antes una disolución de AcH solamente. Para una disolución de AcH 0.1 M se establece el equilibrio siguiente, en el que se han disociado x mol/L de AcH formándose x mol/L de Ac- y x mol/L de H3O+:

 AcH   +  H2O   ↔   Ac-   +   H3O+
0.1 – x                   x            x

Con la expresión de la constante podemos calcular el valor de x:

Ka = ( [Ac-] * [H3O+] ) / [AcH] = (x * x) / (0.1 – x)

Haremos la aproximación 0.1 - x ≈ 0.1, ya que la solución para x va a ser prácticamente la misma que sin hacer la aproximación.

1.8 * 10-5 ≈ x2 / 0.1

x = 1.34 * 10-3 mol/L = [Ac-] = [H3O+]

pH = 2.87

[AcH] = 0.1 – 1.34 * 10-3 = 0.0987 mol/L

¿Qué ocurre si a esta disolución le agregamos HCl de forma que la concentración de este resulte 0.05 M? Como el HCl es un ácido fuerte se disociará completamente, aportando a la disolución 0.05 mol/L de iones H3O+, con lo que, por el principio de Le Chatelier, retraerá la disociación del AcH (que ya era pequeña) hasta prácticamente impedirla. La concentración de H3O+ en el equilibrio será, por tanto, 0.05 mol/L:

 AcH   +  H2O   ↔   Ac-   +   H3O+
0.1 – x                   x          0.05

pH = 1.30

que es el mismo que el que corresponde a una disolución de HCl 0.05 M: el AcH no aporta nada al pH.

Para calcular la concentración de Ac- y de AcH resolveremos la ecuación análoga a la de antes:

Ka = ( [Ac-] * [H3O+] ) / [AcH] = (x * 0.05) / (0.1 – x)

1.8 * 10-5 ≈ (x * 0.05) / 0.1

x = 3.6 * 10-5 mol/L = [Ac-]

[AcH] = 0.1 – 3.6 * 10-5 ≈ 0.1 mol/L

Saludos
          
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Mensaje 06 Abr 12, 13:31  26721 # 3


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Ahora te envío el segundo.

El NH4Cl es una sal y, en disolución, está completamente disociada, así que tendremos una concentración de NH4+ igual a la de la sal disuelta (0.1 mol/L):

NH4Cl   →   NH4+ + Cl-

El NH4+ es un catión que tiene carácter ácido, es decir, aporta iones H3O+ a la disolución hasta que se alcanza el equilibrio siguiente, en el que x mol/L de NH4+ han formado x mol/L de H3O+ :

  NH4+ + H2O   ⇔   NH3 + H3O+
0.1 - x                   x        x

Conociendo el valor de Kb del NH3, conoceremos el valor de Ka del NH4+ aplicando la relación, válida para cualquier par ácido-base conjugado,

Ka * Kb = 10-14

Ka = 5.6 * 10-10

Se cumplirá

5.6 * 10-10 = (x * x) / (0.1 – x) ≈ (x * x) / 0.1

x = [NH3] = [H3O+] = 7.48 * 10-6 mol L

pH = 5.1

Al añadir 100 mL de disolución HCl 0.1 M a 100 mL de la disolución de NH4Cl 0.1 M, tendremos en total 200 mL, con lo que ambas concentraciones quedarán reducidas a la mitad: 0.05 M.

Al igual que en el primer ejercicio, el pH ahora será 1.3.

Si lo que añadimos a la disolución inicial son 100 mL de NH3 0.1 M, la concentración de este será, igual que antes, 0.05 M y tendremos una disolución reguladora NH4+ / NH3.

El equilibrio ahora se alcanza con las siguientes concentraciones:

 NH4+ + H2O   ⇔   NH3 + H3O+
0.1 - x                 0.05     x

5.6 * 10-10 = (0.05 * x) / (0.1 – x) ≈ (0.05 * x) / 0.1

x = [H3O+] = 1.12 * 10-9 mol L

pH = 8.95

Saludos
          
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Mensaje 07 Abr 12, 18:05  26731 # 4


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muchísimas gracias!!!
          
       


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