primer tipo. en la disoluciÓn sÓlo hay un Ácido o una base...

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PROBLEMAS ACIDO BASE

PRIMER TIPO. EN LA DISOLUCIÓN SÓLO HAY UN ÁCIDO O UNA BASE

SOLO.

Problema 1. Ácido fuerte

Se disuelven 2 gramos de ácido sulfúrico en 2 litros de agua.

Calcular el pH de la disolución resultante.

Primero calculamos la molaridad del ácido

𝑀 =𝑛

𝑉=

2982= 0,01 𝑀

Estudiamos la disociación del ácido sulfúrico que por tratarse de

un ácido muy fuerte sabemos que su constante es muy grande,

matemáticamente la consideramos infinita, lo que nos permite decir que

está totalmente disociado:

𝐻2𝑆𝑂4 ↔→ 2𝐻+ + 𝑆𝑂4

−2

Moles/l iniciales 0,01

Moles/l finales 0 2 ∙ 0,01 0,01

Por lo que su pH será:

𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝐻+] = −𝑙𝑜𝑔2 ∙ 0,01 = 1,7

Valor que nos indica una disolución ácida.

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Problema 2. Base fuerte

Se disuelven 10 gramos de hidróxido de sodio en agua hasta

completar medio litro. Calcular pH de la disolución resultante

𝑃𝑀 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 40 → 𝑀 =

10400,5

= 0,5𝑀

Al tratarse de una base muy fuerte sabemos que se disocia “totalmente”,

por lo tanto

𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎+ + 𝑂𝐻−

Moles/l iniciales 0,5 0 0

Moles/l finales (equilibrio) 0 0,5 0,5

Siendo por lo tanto el pOH

𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻−] = −𝑙𝑜𝑔0,5 = 0,3 → 𝑝𝐻 = 14 − 0,3 →

𝑝𝐻 = 13,7

Mayor que siete por corresponder claramente a una disolución básica.

Problema 3. Base débil

Calcular pH de una disolución 𝟎, 𝟑𝑴 𝒅𝒆 𝑵𝑯𝟑. 𝑫𝒂𝒕𝒐: 𝑲𝒃 =

𝟓 ∙ 𝟏𝟎−𝟓

Como observamos por el valor de la constante y por tratarse de una de las

bases más utilizadas, sabemos que es una base débil y por lo tanto no se

va a disociar totalmente como en los casos anteriores.

𝑁𝐻3 +𝐻2𝑂 ↔ 𝑁𝐻4+ + 𝑂𝐻−

Moles/iniciales 0,3 0 0

Moles/l equilibrio 0,3 − 𝑥 𝑥 𝑥

𝐾𝑏 =[𝑁𝐻4

+][𝑂𝐻−]

[𝑁𝐻3]→ 𝟓 ∙ 𝟏𝟎−𝟓 =

𝑥2

0,3 − 𝑥≅𝒙𝟐

𝟎, 𝟑→

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𝑥 = √15 ∙ 10−6 ≈ 3,87 ∙ 10−3

𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻−] = 2,42 → 𝑝𝐻 = 11,59

Donde se ha despreciado en los cálculos el valor de “x” cuando está

sumando con un número mucho más grande que él

0,3 − 𝑥 ≅ 0,3

Problema 4. Ácido débil

Calcular la molaridad del ion hidronio cuando se parte de una

concentración 0,1 𝑀 de ácido acético:

𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 ↔ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− +𝐻+

Moles iniciales/litro 0,1 0 0

Moles finales/litro 0,1 − 𝑥 𝑥 𝑥

Que sustituyendo en la ley nos lleva a:

𝟓 ∙ 𝟏𝟎−𝟓 =𝑥 ∙ 𝑥

0,1 − 𝑥=

𝒙𝟐

𝟎, 𝟏 − 𝒙

Ecuación de segundo grado que nos permite conocer “equis” y

las concentraciones en el equilibrio. Pero en este caso, y por ser la

constante muy pequeña, “x” ha de ser muy pequeño y el error que

cometemos al despreciarlo COMO SUMANDO es también pequeño y con

ello nos evitamos resolver la ecuación de segundo grado. Diremos por lo

tanto:

5 ∙ 10−5 =𝑥2

0,1 − 𝑥≈𝑥2

0,1→ 𝑥2 = 5 ∙ 10−6 →

𝑥 = 10−3√5 𝑀 = [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−] = [𝐻+]

En este mismo problema a la cantidad “x” se le suele poner en función de

la concentración inicial y lo que se llama grado de disociación 𝛼:

𝑥 = 𝑐𝛼 = 0,1𝛼

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𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 ↔ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− + 𝐻+

Moles iniciales/litro 0,1 0 0

Moles finales/litro 0,1 − 0,1𝛼 0,1𝛼 0,1𝛼

5 ∙ 10−5 =[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂

−][𝐻+]

[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]→ 5 ∙ 10−5 =

0,12𝛼2

0,1(1 − 𝛼)→

1 − 𝛼 ≅ 1 → 5 ∙ 10−5 =0,12𝛼2

0,1→ 𝛼 = √

5 ∙ 10−5

0,1→ 𝛼 = 10−2√5

De donde

[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−] = [𝐻+] = 𝑐𝛼 = 0,1 ∙ 10−2√5 = 10−3√5

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SEGUNDO TIPO. EN LA DISOLUCIÓN HAY UNA SAL SOLA

En todos estos problemas se supone que la sal se disocia

totalmente. El estudio de las sales muy poco solubles se hace aparte en el

capítulo de solubilidad de una sal. Se distinguen dos tipos de sal: las que

provienen de ácido y base fuerte, el 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 del problema uno, o las que

provienen de una ácido débil o una base débil (para nosotros los

ejemplos típicos son las sales que provienen del ácido acético o el

amoniaco), problemas dos y tres respectivamente.

Problema 1. Sal de ácido y base fuerte

Calcular el pH de una disolución al 𝟑% y 𝒅 = 𝟏, 𝟎𝟓 𝒈𝒓

𝒄𝒎𝟑⁄

de 𝑵𝒂𝟐𝑺𝑶𝟒.

Lo primero que hacemos, como no, es calcular la molaridad de

la sal. Para ello elegimos una cantidad arbitraria de disolución (ya que no

nos dan ninguna, fijarse que el tanto por ciento y la densidad son datos

“por unidad” (por 100 gramos de disolución el tanto por ciento y por un

centímetro cúbico la densidad) y se llaman por ello intensivas). Nosotros

elegimos 100 gramos de disolución por comodidad, ya que sabemos que

hay 3 gramos de soluto:

100 𝑔𝑟 𝑑ó𝑛 →

{

𝑚𝑠 = 3𝑔𝑟 → 𝑛 =3

𝑀𝑂𝐿=

3

142= 0,021

𝑉𝑑ó𝑛 =𝑚𝑑ó𝑛

𝑑𝑑ó𝑛=100

1,05= 95,24 𝑐𝑚3

𝑀 =𝑛

𝑉𝑑ó𝑛=

0,021

95,24 ∙ 10−3= 0,22 𝑀

Ya estamos en condiciones de estudiar la disociación de la sal que, como

hemos dicho, es total:

𝑁𝑎2𝑆𝑂4 → 2𝑁𝑎+ + 𝑆𝑂4−2

Molaridad inicial 0,22 0 0

M. equilibrio 0 2 ∙ 0,22 0,22

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El ion sodio proviene de la base fuerte 𝑁𝑎𝑂𝐻

𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎+ + 𝑂𝐻−

Siendo por lo tanto un ácido muy, muy débil, y no produciendo

ninguna reacción. Lo mismo se puede decir del ion sulfato 𝑆𝑂4−2 que por

provenir de un ácido muy fuerte es una base muy, muy débil y no produce

tampoco ninguna reacción con el agua. Por lo tanto, como no han

aparecido iones 𝑯+ ni iones 𝑶𝑯− la disolución resulta ser neutra y

𝒑𝑯 = 𝟕

Problema 2. Sal de ácido débil

Calcular el pH de una disolución 𝟎, 𝟏𝑴 de acetato sódico

𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑵𝒂

Como la disociación es total tenemos:

𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− +𝑁𝑎+

Molaridad equilibrio 0 0,1 0,1

Ya sabemos que el ion sodio no produce ninguna reacción con

el agua (podemos pensar que todos los iones metálicos permanecen

estables en agua) pues proviene de una base muy fuerte como hemos

visto en el ejemplo anterior. Sin embargo, CUIDADO con el ion acetato.

Este ion proviene de un ácido muy débil y por lo tanto es una base

“relativamente” fuerte. Veamos:

La base conjugada del ácido acético, el ion acetato, puede dar

lugar a la siguiente reacción llamada hidrólisis (rompimiento de la

molécula de agua)

𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− +𝐻2𝑂 ↔ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝑂𝐻

− 𝐻𝐼𝐷𝑅Ó𝐿𝐼𝑆𝐼𝑆

Pues al provenir de un ácido muy débil su fuerza como base ya

no es despreciable. Por ello, es fundamental calcular por lo tanto la

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constante de esta reacción de hidrólisis. En este ejemplo se hace la

demostración para la hidrólisis del acetato pero la ley es general como

veremos en los demás ejemplos en los que ya no se hará la demostración.


− 𝐻𝐼𝐷𝑅Ó𝐿𝐼𝑆𝐼𝑆

𝐾ℎ =[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻][𝑂𝐻

−]

[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−]

= |𝑛𝑑𝑜𝑟 𝑦 𝑑𝑑𝑜𝑟 × [𝐻+]| =

=[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻][𝑂𝐻

−][𝐻+]

[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−][𝐻+]

=𝐾𝑤

𝐾𝑎.𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜

Dado que el cociente en rojo es la inversa de la constante del ácido acético

ya que:


𝐾𝑎 =[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂

−][𝐻+]

[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]= 5 ∙ 10−5

Y el producto en azul es el producto iónico del agua 𝐾𝑤 = 10−14

Por lo tanto, para cualquier hidrólisis de una sal que

provenga de ácido o base débil tenemos:

𝑲𝒉 =𝑲𝒘

𝑲á𝒄𝒊𝒅𝒐 𝒐 𝒃𝒂𝒔𝒆 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒒𝒖𝒆 𝒑𝒓𝒐𝒗𝒊𝒆𝒏𝒆 𝒔𝒂𝒍

Expresión en la que se aprecia que a menor constante en el

ácido o la base mayor es la constante de hidrólisis y mayor la atención que

hay que poner en ellas. Esto resume matemáticamente la idea que ya

habíamos dicho de que la fuerza de los ácidos y bases conjugadas son

inversas de las bases y ácidos de los que provienen.

Después de la explicación y fórmula, volvemos a retomar la

disociación de la sal:



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Hidrólisis del acetato


−


Equilibrio 0,1 − 𝑥 𝑥 𝑥

Cuya constante, como hemos demostrado más arriba, es:

𝐾ℎ =𝐾𝑤

𝐾𝑎.𝑎𝑐é𝑡𝑖𝑐𝑜=

10−14

5 ∙ 10−5= 2 ∙ 10−10

Por lo tanto:

2 ∙ 10−10 =𝑥 ∙ 𝑥

0,1 − 𝑥→ |0,1 − 𝑥 ≅ 0,1| →

→ 2 ∙ 10−10 =𝑥2

0,1→ 𝑥 = 4,47 ∙ 10−6

Siendo entonces el pH:

𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻−] = −𝑙𝑜𝑔4,47 ∙ 10−6 = 5,35 → 𝑝𝐻 = 8,65

Valor que nos indica una disolución básica

Problema 3. Sal de base débil

Calcular el pH de una disolución 𝟎, 𝟐 𝑴 de cloruro amónico

𝑵𝑯𝟒𝑪𝒍. Dato: 𝑲𝑵𝑯𝟑 = 𝟓 ∙ 𝟏𝟎−𝟓

La sal se disocia totalmente:

𝑁𝐻4𝐶𝑙 → 𝑁𝐻4+ + 𝐶𝑙−


El ion cloruro proviene de un ácido muy fuerte, el ácido

clorhídrico, por lo tanto es una base muy, muy débil que no produce

reacción. Sin embargo, el ion amonio proviene del amoniaco, cuya

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constante como base es muy pequeña, siendo por lo tanto el ion amonio

un ácido relativamente fuerte que produce la hidrólisis:

𝑁𝐻4+ +𝐻2𝑂 ↔ 𝑁𝐻3 +𝐻3𝑂

+



𝐾ℎ =𝐾𝑤𝐾𝑁𝐻3

=10−14

5 ∙ 10−5= 2−10 =

𝑥2

0,2 − 𝑥→

2 ∙ 10−10 =𝑥2

0,2→ 𝑥 = [𝐻3𝑂

+] = √0,2 ∙ 2 ∙ 10−10 = 6,32 ∙ 10−6 →

𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔6,32 ∙ 10−6 = 5,2

Indicando el valor del pH que se trata de una disolución ácida.

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TERCER TIPO DE PROBLEMAS. SE MEZCLAN UN ACIDO O BASE Y UNA DE

SUS SALES. EFECTO DEL ION COMÚN.

Problema 1 Ácido fuerte y una de sus sales.

Calcular el pH de una disolución 𝟎, 𝟏 𝑴 en 𝑯𝑪𝑳 y 𝟎, 𝟐 𝑴 en

𝑵𝒂𝑪𝒍

En este tipo de disoluciones el ácido es muy fuerte y NO le

afecta la presencia de la sal, ambos se disocian totalmente:

𝐻𝐶𝑙 → 𝐻+ + 𝐶𝑙−

Equilibrio 0 0,1 0,1 + 0,2

𝑁𝑎𝐶𝑙 → 𝑁𝑎+ + 𝐶𝑙−

Equilibrio 0 0,2 0,2 + 0,1

En la disociación del ácido clorhídrico hemos añadido iones

cloro negativos. Si hubiera sido un ácido débil el añadir iones cloro

negativos hubiera desplazado la reacción hacia la izquierda provocando

menos iones 𝐻+ y disminuyendo el carácter ácido de la disolución. Pero al

tratarse de un ácido muy fuerte su disociación suponemos que sigue

siendo total y la mezcla con una de sus sales NO afecta apreciablemente a

esta. Diremos por lo tanto

𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔0,1 = 1

PH que nos indica una disolución muy ácida.

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Problema 2. Ácido débil más una de sus sales

Calcular el pH de una disolución de ácido acético 𝟎, 𝟏𝑴 y

acetato de sodio 𝟎, 𝟐𝑴. 𝑲𝑯𝑨𝒄 = 𝟓 ∙ 𝟏𝟎−𝟓

Estudiamos primero cada reacción por separado:

Ácido acético



Acetato sódico


Equilibrio 0 0,2 0,2

Pues como hemos dicho, en estos tipos de problemas se

supone que la sal se disocia totalmente si no nos dicen lo contrario.

Tenemos que aplicar la ley de la constante del ácido acético

para calcular el valor de la concentración del ion 𝐻+. PERO la cantidad de

ion acetato en la disolución, que evidentemente es la que tenemos que

poner en la ley del equilibrio, es la suma de las cantidades que provienen

del ácido más las que provienen de la sal pues el ion acetato es común a

las dos disoluciones. Reescribimos la disociación del ácido acético (en rojo

el ion común)


Equilibrio 0,1 − 𝑥 𝑥 + 0,2 𝑥

Y aplicamos la ley:

5 ∙ 10−5 =𝑥(𝑥 + 0,2)

0,1 − 𝑥

Y dado que “x” es muy pequeño lo despreciamos como sumando:

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5 ∙ 10−5 =𝑥(0,2)

0,1→

𝑥 = 2,5 ∙ 10−5

Y su pH

𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔2,5 ∙ 10−5 = 4,6

Si el ácido hubiera estado sólo en la disolución:

5 ∙ 10−5 =𝑥 ∙ 𝑥

0,1 − 𝑥→ 𝑥 = √5 ∙ 10−6

Y el pH:

𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔√5 ∙ 10−6 = 2,65

Que nos indica que la concentración de iones 𝐻+ es mayor en

la disolución de ácido solo (la sal ha desplazado la reacción del ácido hacia

la izquierda disminuyendo la cantidad de iones 𝐻+) y siendo por lo tanto

su pH menor (más ácida)

Problema 3. Base débil y una de sus sales

Calcular el pH de una disolución formada por amoniaco 𝟎, 𝟏𝑴

y sulfato amónico 𝟎, 𝟐 𝑴. 𝑲𝑵𝑯𝟑 = 𝟓 ∙ 𝟏𝟎−𝟓

Como antes, escribimos las dos reacciones

Amoniaco

𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝑁𝐻4+ + 𝑂𝐻−

Equilibrio 0,1 − 𝑥 𝑥 +2 ∙ 0,2 𝑥

Sal

(𝑁𝐻4)2𝑆𝑂4 → 2𝑁𝐻4+ + 𝑆𝑂4

−2

Equilibrio 0 2 ∙ 0,2 0,2

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Donde se ha señalado en rojo al ion común amonio. Si

aplicamos la ley de la constante al amoniaco nos queda:

5 ∙ 10−5 =𝑥(𝑥 + 0,4)

0,1 − 𝑥→ 5 ∙ 10−5 =

𝑥(0,4)

0,1→

𝑥 = 1,25 ∙ 10−5 = [0𝐻−]

𝑝𝑂𝐻 = −𝐿𝑜𝑔1,25 ∙ 10−5 = 4,9 → 𝑝𝐻 = 9,1

Como en el problema anterior, el amoniaco solo nos hubiera

dado una disolución más básica y su pH hubiera sido mayor.

CUARTO TIPO DE PROBLEMAS. SE MEZCLA UN ÁCIDO Y UNA BASE

Tenemos que saber que cuando reacciona un ácido con una base se

forma sal y agua, es una reacción típica que recibe el nombre de

neutralización. Según las cantidades que mezclemos pueden ocurrir dos

cosas:

a) Que las cantidades de ácido y base estén en proporciones

estequiométricas (P.E.) y entonces no sobra de ninguno de ellos y

lo que tenemos en la disolución es SOLO SAL. Se dice entonces que

la neutralización es completa. Entonces, como se ha dicho en el

capítulo dedicado a ello, dependiendo cuál sea la sal el pH será

neutro porque proviene de ácido y base fuerte o ácido o básico si la

sal proviene de una base o ácido débil respectivamente y produce

hidrólisis.

b) Que las cantidades de ácido y base no estén en proporciones

estequiométricas (P. NO E.)y entonces en la disolución final

tendremos el ácido o la base sobrante y una de sus sales por lo que

atenderemos al EFECTO DEL ION COMÚN. En estos casos podemos

decir que la neutralización es incompleta.

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Entonces este tipo de problemas no corresponde a una nueva

categoría sino que se transforma, como vemos, en un problema del tipo

anterior. Resumiendo:

𝑨𝑯+𝑩𝑶𝑯 → {𝑷. 𝑬.→ 𝑺𝑨𝑳 𝑺𝑶𝑳𝑨 → {

𝒂. 𝒀 𝒃. 𝑭𝑼𝑬𝑹𝑻𝑬𝑺 → 𝒑𝑯 = 𝟕

𝒂. 𝒐 𝒃.𝑫É𝑩𝑰𝑳 → 𝑯𝑰𝑫𝑹Ó𝑳𝑰𝑺𝑰𝑺𝑷.𝑵𝑶 𝑬.→ 𝒂. 𝒐 𝒃.+𝑺𝑨𝑳 → 𝑬𝑭𝑬𝑪𝑻𝑶 𝑰𝑶𝑵 𝑪𝑶𝑴Ú𝑵

Problema 1. Ácido débil y base fuertes en proporciones estequiométricas

(P.E.)

Se mezclan dos litros de ácido acético 𝟎, 𝟏𝑴 con 1 litros de

hidróxido de sodio 𝟎, 𝟐𝑴. 𝑲𝑯𝑨𝒄 = 𝟓 ∙ 𝟏𝟎−𝟓

Calculamos los moles de cada uno para utilizar después en los

cálculos:

𝑛𝐻𝐴𝑐 = 𝑉 ∙ 𝑀 = 2 ∙ 0,1 = 0,2

𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑉 ∙ 𝑀 = 1 ∙ 0,2 = 0,2

La reacción es:

𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 + 𝐻2𝑂

Donde observamos que ya está igualada. Por lo tanto el ácido y

la base reaccionan mol a mol y, dado que tenemos el mismo número de

moles de ácido y de base, 0,2, la neutralización va a ser completa. La

disolución final será por lo tanto la de una sal sola, el acetato de sodio.

Como proviene del ácido débil acético tendremos finalmente en cuenta su

HIDRÓLISIS.

Disolución final:

Volumen: el volumen, mientras no se diga lo contrario, es aditivo.

Tenemos por lo tanto 3 litros de disolución.

𝑉 = 3 𝑙

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Y dado que por cada mol de ácido y de base se forma un mol de sal,

tendremos en total 0,2 moles de acetato

𝑛𝑠𝑎𝑙 = 0,2 → 𝑀 =0,2

3

Como hemos dicho ya, la sal se disocia totalmente, teniendo en

la disolución en principio:


Equilibrio 0 0,2

3

0,2

3

Después de lo explicado en párrafos anteriores, suponemos que

es claro que el ion acetato, por provenir del ácido acético débil, va a

producir hidrólisis:

𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− + 𝐻2𝑂 → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝑂𝐻

−

Equilibrio 0,2

3− 𝑥 𝑥 𝑥

𝐾ℎ =𝐾𝑊𝐾𝐻𝐴𝑐

=10−14

5 ∙ 10−5= 2 ∙ 10−10 →

2 ∙ 10−10 =𝑥2

0,23− 𝑥

≅𝑥2 ∙ 3

0,2→ 𝑥 = 3,65 ∙ 10−6 →

𝑝𝑂𝐻 = −𝐿𝑜𝑔3,65 ∙ 10−6 = 5,43 → 𝑝𝐻 = 8,56

Problema 2. Ácido fuerte y base débil NO en proporciones

estequiométricas (P.NO E.). Neutralización incompleta.

Se forma una disolución añadiendo a cuatro litros de agua 9,8

gramos de ácido sulfúrico y 34 gramos de amoniaco. Calcular el pH de la

disolución resultante.𝑲𝑵𝑯𝟑 = 𝟓 ∙ 𝟏𝟎−𝟓

Calculamos el número de moles para hacer los cálculos de la reacción

𝑀𝑂𝐿𝑁𝐻3 = 17 → 𝑛 =𝑚

𝑀𝑂𝐿=34

17= 2

de 16

𝑀𝑂𝐿𝑎.𝑠𝑢𝑙𝑓ú𝑟𝑖𝑐𝑜 = 98 → 𝑛 =9,8

98= 0,1

La reacción es

𝐻2𝑆𝑂4 + 2𝑁𝐻3 → (𝑁𝐻4)2𝑆𝑂4

Con los 0,1 moles de ácido sulfúrico reaccionarán 0,2 moles de

amoniaco y se formarán 0,1 moles de sal, sulfato amónico. Por lo tanto,

en los cuatro litros de disolución tendremos:

Amoniaco sobrante: 2 − 0,2 = 1,8 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 → 𝑀 =1,8

4= 0,45𝑀

Sal formada: 0,1 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 → 𝑀 =0,1

4= 0.025𝑀

Las reacciones a las que dan lugar son

Amoniaco

𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑂 → 𝑁𝐻4+ + 𝑂𝐻− 𝐾𝑁𝐻3 = 5 ∙ 10

−5

Equilibrio 0,45 − 𝑥 𝑥 + 2 ∙ 0,025 𝑥

Sal

(𝑁𝐻4)2𝑆𝑂4 → 2𝑁𝐻4+ + 𝑆𝑂4

−2

Equilibrio 0 2 ∙ 0,025 0,025

Donde, según se ha dicho, tenemos el efecto del ion común (en rojo)

Y aplicando la ley del equilibrio al amoniaco

5 ∙ 10−5 =(𝑥 + 0,5)𝑥

0,45 − 𝑥≅0,5𝑥

0,45→ 𝑥 = 4,5 ∙ 10−5 = [𝑂𝐻−]

𝑝𝑂𝐻 = 4,34 → 𝑝𝐻 = 9,65

primer tipo. en la disoluciÓn sÓlo hay un Ácido o una base...

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