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necesito ayuda xfa xfa,
como puedo determinar el PH de

CH₃COOH 0.1 M
NH₄Cl 0.1 M
H₂O destilada
H₂O
CH₃COONa 0.1 M

xfa xfa, es q no entiendo, son unas formulas muy extrañas, agradeceria muxo si me explican. espero su respuesta  

Hola vale, que tal.

Necesito saber si sabrías calcular el pH de una disolución de HCl (ácido fuerte) 0,1 M.  Si no es así es bastante complicado que entiendas los que propones.

Supongo que te habrán dado (o que busques) las ctes de equilibrio (de los ácidos y bases) de las reacciones que planteas (cte de disociación).

Hay un tema clave y previo al calculo de pH y es el de constante de equilibrio. ¿Lo has estudiado?

Equilibrio químico (monografías.com)

Concepto ácido base (doc - 126 kb)

pH (Wiki)

si, mi problema es plantear la ecuacion.  y las constantes las tngo q sacar d un libro q dio la profe. pero no se como reemplazar, xq tngo otros ejercicios donde son acidos y bases fuertes y en esas el PH se obtiene con una formulas ,mas sencilla, pero estos q x podria dcir stan en el medio me complican

El problema que tiene el cálculo del pH de un ácido medianamente fuerte es que hay que calcular las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio.

En un ácido fuerte (pongamos HCl 0,1 M) todo él se descompone, en disolución acuosa, en Cl^-1 y H⁺, no quedando nada del ácido una vez alcanzado el equilibrio. Luego la concentración de hidronio será de 0,1 M. Esto implica que el pH es de 1. En el caso del ácido acético HAc (CH₃COOH), no todo el ácido se descompone, sólo una parte de él. La cte de este ácido (Ke = 1,8·10^-5) da una medida de tal descomposición y con ella podemos calcular lo que hay de cada compuesto, una vez alzanzado el equilibrio.

Escribo CH₃COO^- como Ac^-

HAc ⇔ Ac^- + H⁺
0,1　　0　　0　　(concentraciones iniciales)
　-x　　x　　x　　(se descompone)
0,1-x　 x　　x　　(concentraciones de equilibrio)

La Ke = 1,8·10^-5 = [Ac^-]·[H⁺] / [HAc]

Ke = x²/(0,1-x) = 1,8·10^-5

Como la cte es pequeña (la reacción está desplazada a la izquierda) podemos despreciar la x frente a 0,1 del término 0,1-x ≈ 0,1.

1,8·10^-5 = x²/0,1 = 10·x²

De aquí se desprende que:

x = √(1,8·10^-6) ≈ 1,34·10^-3

pH = - log [H⁺] = - log 1,34·10^-3 = 2,87

Ten en cuenta que a la concentración de [H⁺] la hemos llamado x.

Dime si te has enterado del problema

En este caso tenemos una sal que se descompone totalmente en medio acuoso dando como resultado 0,1 molar de Cl^- y 0,1 de NH₄⁺. Dado que el Cl^- es la base conjugada de un ácido fuerte (HCl), ella es débil, no sufriendo hidrólisis. Sin embargo el NH₄⁺ es el ácido conjugado de una base relativamente débil, resultando ser un ácido relativamente fuerte, sufriendo hidrólisis.

NH₄⁺ ⇔ NH₃ + H⁺

A partir de aquí los pasos son los mismos que en el problema anterior. Hace falta utilizar la Ke del amonio. Si conoces la del amoniaco entonces:

Ka (NH₄⁺)·Kb (NH₃) = Kw = 10^-14

De aquí podrás despejar la del amonio.

El agua se descompone según la siguiente ecuación química:

H₂O ⇔ OH^- + H⁺

Como la cte Kw del agua es 10^-14 y el número de OH- y H+ es el mismo por proceder ambos de la misma molécula, tenemos que:

Kw = [OH^-]·[H⁺] = 10^-14

[H⁺] = [OH^-] = √(10^-14) = 10^-7 ⇒ pH = pOH = 7

La cte de quilibrio del agua es muy pequeña indicando que se descompone muy poco en iones.

El acetato sódico se descompone en 0,1 molar de Ac^- y otro tanto de Na⁺. El ion sodio proviene de una base fuerte, Na(OH), es, por tanto, un ácido muy débil que no se hidroliza. No ocurre lo mismo con el ion acetato que es una base relativamente débil:

Ac^- + H₂O ⇔ HAc + OH^-

Kb = x²/(0,1-x)　　(cte de equilibrio de la base acetato)

Si tenemos la cte del ácido acético, sabemos que Kb = Kw/Ka

se desprecia, por la misma razón que en el mensaje anterior, la x frente a 0,1 quedando:

[OH^-] = x = √(Kb·10^-1)

Al ser una base el -log [OH^-] es el pOH.

pH + pOH = 14 (despejar pH)