Ejercicios De Equilibrio Ionico

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Material de Apoyo de Química General

EJERCICIOS RESUELTOS DE EQUILIBRIO IONICO
1.

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 M

2.

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

Material de Apoyo de QuímicaGeneral
pH + pOH = 14
pH = 14  0,60 = 13,40

3.

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

ceq/ mol

0,012  x

x

x

L

L

CO  · C
H
NH 4
Kb 
C NH
3

1,78 · 10

-5

reemplazando en la expresión para Kb, despreciando x frente a C0 y despejando tenemos:

x2
Kb =
= 1,78 · 10−5
0,012 - x

C OH 

5
4 mol
1,78 ·10 · 0,012  4,62 ·10
L

pOH = 3,34

4.

pH = 10,66

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) 
c0/ mol
L

H+ (ac)

3,4·107

0

Pág.2

+

ClO4 (ac)
0

Material de Apoyo de QuímicaGeneral
3,4 ·107

0

cfin/ mol

3,4 ·107

L

H2O (l)



H+ (ac)

OH (ac)

+

x

Protones totales:

x
3,4 · 107 + x

K w  c  · c   1 · 10-14
H
OH

K w  (3,4 · 10

-7

 x) · x  1 · 10

-14

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
0

c0/ mol

x

0

ceq/ mol

x -2,24 . 104

2,24 · 104 2,24 · 104

L

L

Kb 

CO  · C
H
NH 4
C NH
3

Alresolver la ecuación:

Pág.3

 1,78 · 10

-5

Material de Apoyo de Química General

1,78 · 10

-5

=

(2,24 ·10-4 )2
x - 2,24 · 10-4

x = 3,04 · 103

6.

mol
L

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

ceq/ mol

0,12  x

x

x

L

L

Ka =

CCH3COO- .CH+
CCH3COOH

-5

1,78 · 10

= 1,78 · 10-5

x2
=
0,12 - x

reemplazando en la expresión para Ka, despreciando x frente a C0 y despejando tenemos:

1,78 · 10-5 · 0,12 = 1,46 ·10-3

CH+ =

mol
0,12 L
100%

mol
L

mol
1,46 · 10-3 L
=
x

x = 1,22 % de disociación
7.

Un ácido hipobromoso tiene una concentración de 0,03 M. Calcule:
a) la concentración de iónhipobromito (BrO−)

Solución
+
HBrO + H2O  BrO + H

c0/ mol

0,03

0

0

ceq/ mol

0,03  x

x

x

L

L

Pág.4

Material de Apoyo de Química General

Ka =

CBrO- . CH+
= 2,5 ·10-9
CHBrO

-9

2,5 · 10

x2
=
0,03 - x

reemplazando en la expresión para Ka, despreciando x frente a C0 y despejando tenemos:

������Br O − = CH+ =

2,5 . 10−9 · 0,03 = 8,66 ·...
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