080 ej res_eq_ionico_grs

6.512 visualizaciones

Publicado el

0 comentarios
2 recomendaciones
Estadísticas
Notas
  • Sé el primero en comentar

Sin descargas
Visualizaciones
Visualizaciones totales
6.512
En SlideShare
0
De insertados
0
Número de insertados
6
Acciones
Compartido
0
Descargas
98
Comentarios
0
Recomendaciones
2
Insertados 0
No insertados

No hay notas en la diapositiva.

080 ej res_eq_ionico_grs

  1. 1. Material de Apoyo de Química General EJERCICIOS RESUELTOS DE EQUILIBRIO IONICO1. Si el pH de una disolución es 4,2, determine: a) El pOH de la solución Solución En toda solución acuosa pH + pOH = 14 entonces pOH = 14 – 4,2 = 9,8 b) La concentración de protones Solución CH+ = antilog – pH CH+ = 104,2 = 6,3 · 105 M c) La concentración de iones OH− Solución COH- = antilog – pOH COH- = 109,8 = 1,58 · 1010 M2. Determine el pH de una solución de HCl 0,25 M y de una solución de NaOH 0, 25 M. Solución Como el HCl es un ácido fuerte: Si CHCl = 0,25 M  CH+ = 0,25 M pH =  log CH+ =  log 0,25 = 0,60 Como el NaOH es una base fuerte: Si CNaOH = 0,25 M  COH- = 0,25 M pOH =  log COH- =  log 0,25 = 0,60 Pág.1
  2. 2. Material de Apoyo de Química General pH + pOH = 14 pH = 14  0,60 = 13,403. Determine el pH, el pOH y la concentración de especies presentes en una solución 0,012 M de amoniaco. Solución El amoníaco es una base débil, que en solución acuosa se disocia parcialmente según: H2O  NH4 + OH + NH3 + c0/ mol 0,012 0 0 L ceq/ mol 0,012  x x x L CO  · C H NH 4 -5 Kb   1,78 · 10 C NH 3 reemplazando en la expresión para Kb, despreciando x frente a C0 y despejando tenemos: x2 Kb = = 1,78 · 10−5 0,012 - x 5 4 mol C OH  1,78 ·10 · 0,012  4,62 ·10 L pOH = 3,34 pH = 10,664. Determine el pOH de una solución 3,4 · 10−7 M de ácido perclórico. Solución El ácido perclórico es un ácido fuerte, que en solución acuosa se disocia totalmente. En este caso si se considerara sólo el aporte que hace el ácido a la concentración de protones de la solución el pH sería 7, sin embargo este aporte es similar al que hace el agua, por consiguiente no se puede despreciar el aporte de ésta, y el cálculo sería el siguiente: HClO4 (ac)  H+ (ac) + ClO4 (ac) c0/ mol 3,4·107 0 0 L Pág.2
  3. 3. Material de Apoyo de Química General cfin/ mol 0 3,4 ·107 3,4 ·107 L H2O (l)  H+ (ac) + OH (ac) x x Protones totales: 3,4 · 107 + x K w  c  · c   1 · 10-14 H OH -7 -14 K w  (3,4 · 10  x) · x  1 · 10 resolviendo la ecuación de segundo grado queda: CH+ = 3,6 · 107 mol L pH = 6,44 lo que corresponde a lo esperado, porque esta solución es ácida y muy diluida, por lo tanto su pH debe ser menor que 7.5. ¿Qué concentración debe tener una solución de amoníaco para que su pH sea 10,35? Solución Si el pH es 10,35 pOH = 14 – pH = 14 – 10,35 = 3,65 COH- = 10–3,65 = 2,24 · 10–4 M NH3 + H2O  NH4 + OH + c0/ mol x 0 0 L ceq/ mol x -2,24 . 104 2,24 · 104 2,24 · 104 L CO  · C H NH 4 -5 Kb   1,78 · 10 C NH 3 Al resolver la ecuación: Pág.3
  4. 4. Material de Apoyo de Química General -5 (2,24 ·10-4 )2 1,78 · 10 = x - 2,24 · 10-4 x = 3,04 · 103 mol L6. Calcular el porcentaje de ácido disociado en una solución 0,12 M de ácido acético. H2O  CH3COO + H + CH3COOH + c0/ mol 0,12 0 0 L ceq/ mol 0,12  x x x L CCH3COO- . CH+ Ka = = 1,78 · 10-5 CCH3COOH -5 x2 1,78 · 10 = 0,12 - x reemplazando en la expresión para Ka, despreciando x frente a C0 y despejando tenemos: mol CH+ = 1,78 · 10-5 · 0,12 = 1,46 ·10-3 L mol mol 0,12 L 1,46 · 10-3 L = 100% x x = 1,22 % de disociación7. Un ácido hipobromoso tiene una concentración de 0,03 M. Calcule: a) la concentración de ión hipobromito (BrO−) Solución HBrO + H2O  BrO + H + c0/ mol 0,03 0 0 L ceq/ mol 0,03  x x x L Pág.4
  5. 5. Material de Apoyo de Química General CBrO- . CH+ Ka = = 2,5 ·10-9 CHBrO -9 x2 2,5 · 10 = 0,03 - x reemplazando en la expresión para Ka, despreciando x frente a C0 y despejando tenemos: mol Br O − = CH+ = 2,5 . 10−9 · 0,03 = 8,66 · 10-6 L b) El porcentaje de ácido no ionizado mol mol 0,03 L (0,03  8,66 · 10-6 ) L = 100% x x = 99,97 % de ácido sin disociar8. ¿Qué concentración de metilamina, CH3NH2, será necesaria para obtener una disolución de pH=11, si la constante de ionización de la metilamina vale 4,4 · 10−4? Solución pH = 11; pOH = 3 COH = antilog de – pOH = 103 CH3NH2 + H2O  CH3NH3 + OH + c0/ mol x 0 0 L ceq/ mol x -103 10-3 103 L CCH3 NH+ . COH- Kb = 3 = 4,4 · 10-4 CCH3NH2 Al resolver la ecuación: (10-3 )2 4,4 .10-4 = x - 10-3 x = 3,27 · 103 Pág.5
  6. 6. Material de Apoyo de Química General9. Determine la concentración de iones acetato que habrá en una disolución 0,040 M de ácido acético. Solución H2O  CH3COO + H + CH3COOH + c0/ mol 0,40 0 0 L ceq/ mol 0,40  x x x L CCH3 COO- . CH+ Ka = = 1,75 ·10-5 CCH3 COOH x2 1,78 · 10-5 = 0,40  x reemplazando en la expresión para Ka, despreciando x frente a C0 y despejando tenemos: mol CCH3COO- = 1,78 · 10-5 · 0,40 = 2,66 · 10-3 L b) Determine el pH de la solución. mol CH+ = 2,66 .10-3 L pH =  log 2,66 · 103 = 2,5710. ¿Cuál es la concentración de ácido benzoico y el pH de una disolución en la que el ácido está ionizado en un 1,8 %? Solución C6H5COOH + H2O  C6H5COO + H + c0/ mol x 0 0 L ceq/ mol 0,982 x 0,018 x 0,018 x L C6H5 COO- . CH+ Ka = = 6,5 · 10-5 C6 H5 COOH Pág.6
  7. 7. Material de Apoyo de Química General -5 (0,018 x)2 6,5 ·10 = 0,982 x reemplazando en la expresión para Ka y despejando tenemos: mol CCH3 COOH = 0,197 L b) Determine el pH de la solución. mol CH+ = 0,197 · 0,018 = 3,55 · 10−3 L pH =  log 3,55 · 103 = 2,4511. Determine el porcentaje de ionización en una disolución de metilamina 0,4 M. Solución CH3NH2 + H2O  CH3NH3 + OH + c0/ mol 0,4 0 0 L ceq/ mol 0,4 - x x x L CCH3 NH+ . COH- Kb = 3 = 4,4 · 10-4 CCH3NH2 -4 x2 4,4 · 10 = 0,4  x x = 1,30 · 102 mol 0,4 L 1,30 · 10-2 = 100 x X = 3,25 % de ionización12. Calcular las concentraciones de todas las especies presentes en una disolución 0,020 M de ácido sulfhídrico y el pH de la disolución. Solución Pág.7
  8. 8. Material de Apoyo de Química GeneralEscribamos las ecuaciones de ionización: H2S (ac)  H+ (ac) + HS (ac) Ka1 = 1,0·107 HS (ac)  H+ (ac) + S2 (ac) Ka2 = 1,4·1013 H2O (l)  H+ (ac) + OH (ac) Kw = 1,00·1014y las expresiones de las respectivas constantes de acidez y Kw, respectivamente: CH+ . CHS- Ka1 = = 1,0 · 10-7 CH2 S CH+ . CS2- Ka2 = = 1,4 ·10-13 CHS - Kw = CH+ · COH- = 1,00 ·10-14Si suponemos que la segunda ionización es despreciable, ya que su constante de acidez, Ka,es 1,4 ·1013, el aporte de protones de la segunda ionización es tan pequeño que se puededespreciar frente al de la primera.Por lo tanto, estas condiciones son similares a las de un ácido monoprótico débil: mol CH+ = Ka1 . C0 = 1,00 · 10-7 · 2,00 · 10-2 = 4,47 ·10-5 L CH2 S = 2,00 ·102 - 4,47 · 105 = 1,99 · 102 mol pH = 4,35 LPara comprobar la validez de la aproximación se aplica el criterio de ionización menor queel 5%: mol 2,00 · 10-2 L 100 = mol x 4,47 · 10-5 L x = 0,22 % de ionizaciónLa concentración de HS es la que se obtuvo en la primera ionización menos lo que seionizó en la segunda. La segunda ionización puede considerarse como la ionización delácido monoprótico débil HS en un medio que ya contiene protones. HS (ac)  H + (ac) + S2 (ac) Pág.8
  9. 9. Material de Apoyo de Química General ceq / mol 4,47 · 105  x 4,47 · 10-5 + x x L 4,47 .10-5 + x . x Ka2 = -5 = 1,4 .10-13 4,47 .10 - x Como Ka2 es muy pequeña, podemos despreciar el valor de x en la suma y en la resta, por lo tanto nos queda (lo que usted puede comprobar aplicando la regla de ionización menor que el 5%): x = 1,4 · 1013  − = 4,47 · 105 mol  1,4 · 1013 mol = 4,47 · 105 mol L L L  CS2 = 1,4 · 1013 mol L Kw 1,00 · 10-14 mol  COH- = = -5 = 2,24 · 10-10 CH+ 4,47 · 10 L de los valores obtenidos anteriormente podemos concluir que la primera ionización no modifica significativamente la concentración inicial de H2S y que el aporte de protones de la segunda ionización del ácido, no es importante frente al aporte de la primera ionización.13. Calcular el pH de una disolución 0,1 M de cloruro de Amonio. Solución Al disolverse la sal las concentraciones iniciales en solución, antes de que empiece la reacción de la sal con el agua, son: NH4Cl(ac)  NH4+ (ac) + Cl(ac) c0/ mol 0,10 0 0 L ceq / mol 0 0,10 0,10 L Al producirse la reacción con el agua: NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (ac) c0/ mol 0,10 0 0 L ceq/ mol 0,10 – x x x L Pág.9
  10. 10. Material de Apoyo de Química General H3O c NH · c -14 Kw 3 1·10 10 Ka     5,6 · 10 -5 NH 4 Kb c 1,78 ·10 En este caso, al aplicar el criterio del 5% de ionización, se comprueba que se puede despreciar x frente a c0 . 2 x 10 -6 Ka   5,6 · 10 x  7,5 · 10 mol L 0,10  x -6  7,5 ·10 mol H c L pH = 5,1214. Se prepara una disolución 0,1 M de benzoato de sodio. Calcular el pH de la disolución Solución Al disolverse la sal las concentraciones iniciales en solución, antes de que empiece la reacción con el agua, son:  Na (ac) + C6H5COO (ac) + C6H5COONa (ac) c0/ mol 0,10 0 0 L ceq / mol 0 0,10 0,10 L Al producirse la reacción con el agua: C6H5COO (ac) + H2O (l)  C6H5COOH (ac) + OH (ac) c0/ mol 0,10   L ceq / mol 0,10 – x x x L Kw CC6 H5 COOH . COH- 1,0 · 10-14 -10 Kb = = = -5 = 1,54 · 10 Ka CC6 H5COO- 6,5 · 10 x2 Kb = = 1,54 · 10-10 0,10  x despreciando x frente a c0: x = 3,92 · 106 M = COH- Pág.10
  11. 11. Material de Apoyo de Química General pOH = log 3,92 · 106 = 5,4 pH = 14 – 5,4 = 8,615. ¿Cuántos moles de hipobromito de sodio, se deben agregar a 1,00 L de ácido hipobromoso 0,200 M para formar una solución amortiguadora de pH = 8,80? Suponga que el volumen no varía al agregar la sal. Solución Como este es un buffer formado por un ácido débil y su sal podemos utilizar la ecuación de Henderson-Hasselbalch, en su forma no logarítmica pH = 8,80  + = 1,58 · 10−9 Ka · Cácido 2,5 · 10-9 · 0,200 CH+ = = = 1,58 · 10-9 Csal Csal Csal = 0,316 M Se necesitan 0,316 moles de hipobromito de sodio.16. Determine el pH de una solución formada al disolver en un litro de agua, 0,22 mol de cloruro de amonio y 0,15 mol de amoníaco. Solución Para un buffer formado por una base débil y su sal: Csal CH+ = Ka · Cbase y el pH corresponde a: Cbase pH = pKa + log Csal que resulta de aplicarle – log a la ecuación anterior. Ka es igual a: 1,0 · 10-14 Ka = -5 = 5,6 · 10-10 1,8 · 10 La concentración de ión amonio es: Pág.11
  12. 12. Material de Apoyo de Química General c NH  ≈ 0,22 M 4y la concentración de amoníaco c NH 3 ≈ 0,15 Mreemplazando: 5, 6 . 10−10 . 0,22 + = = 8,2 · 10−10 0,15 y el pH = 9,09. Pág.12

×