contaminacion

Jonii! Otros aspecto de los equilibrios de los acidos base
EJEMPLO:Calculo de los puntos de una curva de valoración de un acido débil con una base fuerte¿Cuál es el pH en cada uno de los siguientes puntos de valoración de 25,00mL de HC H O 0,100 M con NaOH 0,100 M?
(a) Antes del coienzo de la adición de NaOH (pH inicial)
(b) Despues de la adicción de 0,00 mL de NaOH 0.100 M (antes delpunto de equivalencia)
(c) Después de la acción de 12,50 mL de NaOH 0,100 M (en la mitad de la neutralización)
(d) Después de la adicción de 25,00 mL de NaO 0,100 M(punto de equivalencia)
(e) Después de la adición de 26,00 mL de NaOH 0,100 M(después del punto de equivalencia)
SOLUCION:
(a)La concentración inicial de [H₃O†] se calcula como en el ejemplo 17.6 pH = -log (1,3 × 10 )= 2.89(b)El numero de milimoles de HC₂H₃O₂ que debe utilizarse es


25,00 mL x =2,50 mmol HC₂H₃O₂
En este punto de la valoración del numero de milimoles de OH⁻ añadido es

10,00mL x =1,00 mmol OH⁻

En el volumen total de la disolución = 25,00mL del acido original † 10,00 mL de labase añadida = 35,00 mL. Introducimos esta información en los lugares adecuados del siguiente esquema.

Caculo del equilibrio: la forma mas directa es admitir que la disolución de acido acético-acetato de sodio es una disolución reguladora cuyo pH puede calcularse por la ecuación de Henderson-Hasselbalch .esta justificado el uso de esta ecuación por dos razones: (1) la relación:[C₂H₃O₂⁻]/[HC₂H₃O₂]= 0,0286/0.0429=0.667
(c) Cuando se han añadido 12,50 mL de NaOH 0, 100M, se han añadido 12,50×0,100=1.25 mmol OH‐.
HC₂H₃O₂ † OH⁻→ C₂H₃O
Presente inicialmente: 2,50 mmoL — —
Adicion: 1,25 mmol
Cambios: -1,25 mmol -1,25 mmol † 1,25 mmol
Después de la reacción:1,25 mmol1,25 mmol
EJEMPLO PRACTICO A: Se valora una muestra de 20,00 mL de HF 0,150 M con NaOH 0,250 M.Calcule (a) el pH inicial; y el pH inicial y el pH cuando se ah neutralizado (b) el 25.0% (c) el 50,0% (d) el 100,0%.
EJEMPLO PRACTICO B: Para la valoración de 50,00 mL de NH₃ 0,106 M con HCI 0,225 M.calcule (a) el pH inicial: y el pH cuando se ha neutralizado (b) el 25.0%;(c) el 5% (d) el 100.0%.
mL NaOH(aq)
pH
0.00
2,89
5.00
4,14
10,00
4,57
12,50
4,74
15,00
4,92
20,00
5,35
24,00
6,12
25,00
8,72
26,00
11,30
30,00
11,96
40,00
12,36
50,00
12,52


¿COMO CALCULAR LOS VALORES DEL pH EN DIFERENTES PUNTOS DE LA CURVA?
El pH de la disolución de H₃PO₄ 0,100 M puede calcularse con la expresión de Kᾳ₁ del [H₃PO₄].
Para la región de lacurva con ascensión lenta antes del punto de equivalencia ,las especies predominantes son H₃PO₄⁻ que actúan como la disolución reguladora. Podemos calcular el pH para esta parte de la curva utilizando ña ecuación (18.2).En la mitad de recorrido hasta el punto de equivalencia, dónde [H₃PO₄]=[H₂PO₄⁻],pH=pkᾳ₁.Entre el primero y el segundo punto de equivalencia, las especies predominantes sonH₂PO₄⁻ y HPO₄²⁻y los cálculos pueden hacerse mediante la expresión k.
El pH de la disolución de Na₃PO₄ que se encuentra muy hidrolizada en el tercer punto de equivalencia es aproximadamente 13, mas alto que el que se alcanza añadiendo al agua una disolución de NaOH 0,100 M.
Para alcanza el primer punto de equivalencia se necesita 1 mol de NaOH por cada H₃PO₄.En este punto de equivalencia, ladisolución es fundamentalmente NaH₂PO₄ (aq).La reacción preoduce H₃O† predomina sobre lo que produce OH.

H₂PO₄²⁻ † H₂O → H₃O† † HPO₄²⁻ k =,3 x 10 ⁻⁸
H₂PO₄⁻ † H₂O→ H₃PO₄ † OH⁻ k=1,4 x 10⁻
El pH en el punto de equivalencias se encuentra dentro del intervalo de pH en el que el indicador naranja de metilo cambia color de rojo a naranja....