EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES ACUOSAS

EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES ACUOSAS
IV. CUESTIONARIO DE EXPERIMENTOS 1,2,3 Y 4
1. ¿Cuáles son las ecuaciones correspondientes de la experiencia referente a sales
poco solubles?
Ecuaciones de reacción:
a) NaCl  Na1+ + Cl1b) K2CrO4  2K1+ + CrO42c) AgNO3  Ag1+ + NO32d) Ag1+ + Cl1-  AgCl
2. En la experiencia N°1, ¿Cuántos mL de nitrato de plata empleó hasta observar un
cambio permanente y qué concentración de iones cloruro significa tal volumen?
Antes de empezar con las operaciones, enunciaremos las expresiones que nos
servirán para hacer los cálculos cuantitativos que necesitamos:
N = (#eq-g)/(Volsoluc) 
#eq-g = N.(Volsoluc) N: Normalidad
Sea la rxn:
AgCl  Ag1+ + Cl1
Kps =  Ag1+  Cl1- = 1,6.10-10
N = M, donde  : Parámetro de valencia, y para iones:  = Carga ión,
M: Molaridad
Se empleó 12,2 mL de AgNO3. Para ello han debido reaccionar AgCl y AgNO3 en
igual N° de eq-g. Luego:
#eq-g AgNO3 = #eq-g AgCl
N AgNO3 V AgNO3 = N AgClVsoluc
Vsoluc =10mL = 0,01L
Reemplazando datos:
0,01.0,0122 = NCl1-.0.01
NCl1- = Cl1- = 0,0122
3. ¿A qué concentración de iones Ag1+ precipita el ClAg?
Para responder esto debemos hacer uso de:
Kps =  Ag1+  Cl1- = 1,6.10-10
Kps =  Ag1+ .0,0122 = 1,6.10-10
  Ag1+  =1,31147541.10-8
4. ¿Cómo determinaría si una solución es ácida o básica?
Mediante el uso de indicadores colorimétricos y de sus respectivas tablas que
indican el intervalo de pH según el color que adquiere el indicador. Por ejemplo,
supongamos que se prueba una solución con tres indicadores y que se obtienen los
siguientes resultados: La solución hace que el tornasol se enrojezca (pH< 5,5), el azul de
timol se vuelva amarillo (pH>2,8) y el rojo de metilo se vuelva rojo (pH<4,2). Estos
datos indican que el pH de la solución se encuentra entre 2,8 y 4,2.
5. En la experiencia N°4, al agregar 20 mL de agua destilada, ¿Varió el N° de moles
de CH3COOH? ¿Varió su concentración? ¿Por qué?
No varía el N° de moles de CH3COOH, sin embargo si varía su concentración, ya
que la concentración depende del volumen de la solución, según:
M = ( N°moles)/( Vsoluc)
6. ¿Cuántas moles de NaOH se utilizaron en la experiencia N°4?
Se utilizó 3,8mL de NaOH 0,1M en el caso en que se agregó anaranjado de metilo,
entonces a partir de:
M =( N°moles)/( Vsoluc)
Reemplazando valores tendremos:
0,1 = (N°moles)/0,0038
N°moles = 3,8.10-4
Para el caso en que se agregó fenolftaleína, se utilizó 12,5mL de NaOH. Entonces a
partir de la expresión utilizada anteriormente y reemplazando valores tenemos:
0,1 = (Nºmoles)/(0,0125)
Nºmoles = 8
7. ¿A qué llamamos pH y pOH?
La concentración de ión hidrógeno de las soluciones acuosas se da convencionalmente
en términos de pH. El pH de una solución se define como el logaritmo (con base 10)
negativo de la actividad del ión hidrógeno. Vamos a suponer, que la actividad y la
concentración son iguales de manera que se puede considerar que el pH es el logaritmo
negativo de la concentración de ión hidrógeno:
pH = -log[H3O+]
El símbolo p representa “logaritmo negativo de”, y se puede hablar de pOH, donde:
pOH = -log[OH-]
8. ¿Cuál será el pH de las siguientes concentraciones de H+: 10, 10-1, 10-7, 1014, 10-2M?
Sabemos:
pH = -log H+
Luego:
a)
b)
c)
d)
e)
 H+ = 10  pH = -log10  pH = -1
 H+ = 10-1  pH = -log10-1  pH = 1
 H+ = 10-7  pH = -log10-7  pH = 7
 H+ = 1014  pH = -log1014  pH = -14
 H+ = 10-2  pH = -log10-2  pH = 2
9. Haga una gráfica pH vs. V del experimento N°4
10. Indique algún método para determinar la cantidad de AgNO3
EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES ACUOSAS
PROCEDIMIENTO:
Preparamos 2 tubos de ensayo en uno colocamos 1 ml de NaCl(ac) (incoloro) y en el otro 1
ml de K2CrO4 (dicromato) color amarillo. A cada tubo colocamos unas gotas AgNO3 en el
primer tubo se observa un precipitado blanco, en el segundo tubo se observa un cambio de
coloración de amarillo a naranja ladrillo. Este preparado sirve para compararlo con el que vamos
a obtener en el siguiente paso.
En el Erlenmeyer pipeteamos 10 ml de NaCl(ac) con 2 gotas K2CrO4 tomando una
coloración amarilla pálido, AgNO3(ac) en la bureta y dejamos caer gota a gota sobre la solución
preparada hasta observa un cambio de color el volumen descargado de AgNO3 es 11ml.
EXPERIMENTO Nº 2 Determinacion del pH de soluciones acidas de diferentes
concentraciones
PROCEDIMIENTO:
Medimos 5 ml de HCl(ac) (0.1M) en un tubo de ensayo de 13 x 100mm etiquemos tubo 1, del
cual retiramos 0.5 ml HCl(ac) a un segundo tubo y añadimos 4.5 ml de agua, etiquetamos tubo,
HCl(ac) (0.01M) y así repetimos sucesivamente. Hasta cuarto tubo (0.0001M). anotamos las
concentraciones de los cuatro tubos y vertimos la mitad a otros cuatro tubos, a los cuatro
primeros le colocamos dos gotas de violeta de metilo y a la segunda serie dos gotas de
anaranjado de metilo y anotamos los colores.
EXPERIMENTO Nº 3 Determinación de la concentración del ion hidrógeno en una
solución ácida desconocida
PROCEDIMIENTO
Medimos 5 ml de HCl(ac) (XM) lo dividimos en partes iguales, en dos tubos 13 x 100 mm y
añadimos dos gotas de violeta de metilo a una de ellas y al otro dos gotas de anaranjado de
metilo y comparamos los colores con las 2 series del experimento Nº1, para determinar su
concentración. Los colores eran similares a las contenidas en los tubos del segundo preparado y
tercer preparado cuya concentración HCl(0.1M) y HCL (0.01M)
CALCULOS Y RESULTADOS
Hallando la contracción desconocida.
1.-Primeramente hicimos una dilución del ácido acético al cual vertimos 20 ml de agua: aquí
el número de moles del soluto se conserva.
ninicio = nfinal
(x) (10ml) = (y)(30 ml)
 y= x/3 (relación de concentración)
donde:
x: concentración de ácido (CH3COOH(ac))
y: concentración de ácido diluido (CH3COOH(ac))
2.-Con esta solución hacemos la titulación. En el cual # de equivalentes del ácido es igual al
de la base.
#equi CH3COOH = # Equi NaOH
NCH3COOH . . VCH3COOH = NNaOH .  . VNaOH
MCH3COOH .  . VCH3COOH = MNaOH .  . VNaOH
x . 1 (30) ml = (0.1) (1) (2.1) ml
3
X = 0.021 M
CUESTIONARIO
1.-¿Cuáles son las ecuaciones correspondientes de la experiencia referente a las sales poca
solubles?
Los cálculos que se emplean los productos de solubilidad que pueden indicarnos cuando es
posible una separación de este tipo
Cl-1(ac) + Ag+(ac) 
AgCl(s)
Kps=[Ag+][Cl-]
CrO4-2 + 2Ag+

Ag2CrO4
Kps= [CrO4-2][Ag+]
2.-En la Experiencia N°1 ¿Cuantos ml de nitrato de plata empleo hast5a observar el
cambio permanente y que concentración de iones [Cl-1]significa tal volumen?
Se cumple lo siguiente:
C1.V1 = C2.V2
C1=0.01M [Ag+]
C 2= X
V1= 10ml
V2=9.9ml
De donde X = 0.0099M.
3.-¡A que concentración de iones [Ag+] precipita el ClAg?
Cl-1(ac) + Ag+(ac)

AgCl(s)
:
equi Cl-1 = equi Ag+1
N1.V1 = N2V2
0.01x0.1mL = Xx0.15mL
X = 0.0066
Ag+ = 0.0264
4.-¿Qué concentración de iones cloruro queda en la solución al momento que empieza a
precipitar el CrO4Ag2
CrO4-2 + 2Ag+

Ag2CrO4
:
equi CrO4-2 = equi Ag+1
N1.V1 = N2.V2
5.-¿Cómo se determinara si una solución es ácida o básica?
Para estos casos se usa los llamados indicadores, que generalmente son de procedencia orgánica,
estos indicadores adoptan un determinado color, según sea el caso de que una sustancia sea
ácida o básica, estos colores son característicos para cada indicador. Se tiene que tener en cuenta
que los indicadores, determinan la acidez o basicidd de una sustancia , mas no lo determina
cuantitativamente, es decir, no determina su grado de acidez y basicidad.
6.-En la experiencia N°4, al agregar 20ml de H O destilada, ¿vario el N° de moles de
CH3COOH?¿Por qué?
El número de moles del CH3COOH sigue siendo constante, yav que sólo se hecho agua, y en
ningun momento se quita algo de la disolución, el ácido solo se diluye. Pero de su concentración
no podemos decir lo mismo, a pesar de ser un ácido debil, en la cual su grado de disociación es
del orden menor del 1%, igual se disocia, aunque para ser cálculos, para un mejor manejo de la
matematica, en la arte disociada, se desprecia, y el resultado final no difiere en mucho.
7.-¿Cuántas moles de NaOH se utilizaron en la experiencia N°4?
Cuando echamos el NaOH a la disolución del CH3COOH, cuyo volumen total fue de 30ml de
disolución, y el NaOH gastado fue de 10.3 mL, entonces:
n = M.V
0.1x(10.3/1000) = 10.3x10-4moles
8.-¿A que llamamos PH y POH?
Dado que las concentraciones de los iones OH- y H+ son, con frecuencia, números pequeños, lo
cual dificulta el trabajo y es muy difícil, Soren Sorense, en 1909, propuso una medida más
práctica denominada pH.
El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión
hidrógeno (en mol/l)
pH
=
-logH+
Disoluciones ácidas:
H+  1.0x10-7M, pH  7.00
Disoluciones básica:
H+  1.0x10-7M, pH  7.00
Disoluciones neutras:
H+ = 1.0x10-7M, pH = 7.00
Observe que el pH aumenta a medida que H+ disminuye.
Con el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido de una disolución se puede
obtener una escala de pOH, análoga al pH. Asi el pOH se define como
pOH = -logOH-
Y mediante el producto ionico del agua, se puede obtener una relación entre pH y pOH:
pH
+ pOH
= 14
9.-¿Cuál será el pH de las siguientes concentraciones de H+ :10,10-1,10-7,10-14,10-2 M?
Sabemos que para calcular el pH de una solución sólo se debe conocer la concentración de los
iones H+, entonces:
pH
= -logH+
H+
10
10-1
10-7
10-14
10-2
pH
-1
1
7
14
2
10.-Haga una gráfica pH vs V del Experimento N4.
11.-Indique algún método para determinar la cantidad de AgNO3.
Podemos determinar la cantidad de AgNO3, al momento de titularlo, al tomar el volumen usado
justo cuando empieza la precipitación, conociendo de antemano la concentración del AgNO3 ,
Conociendo el volumen usado, y la concentración, podemos hallar el número de moles, y por
ende la masa usada
12.- Cierto estudiante forma una cantidad no determinada de un ácido débil de carácter
desconocido; la disuelve en una cantidad no medida de agua, y la titula con una base fuerte
de concentración desconocida. Cuando el ha agregado 10ml de base observa que la
concentración de H3O+de 10-5M.continua la titulación hasta que alcance el punto de
equivalencia para la neutralización de iones H+. En este punto su bureta indica 22.2ml
¿Cuál es la constante de disociación del ácido?
Vb=0.0222l
HA + BOH
Sabemos
Ca.Va
En el equilibrio:
Luego
AB + H2O
Cb.Vb
Cb.Vb
moles HA = moles BOH
Ca.Va = Cb.(0.0222)
HA +
0.0222 Cb
BOH
AB + H2O
0.01Cb
0.01Cb
Cuando se establece el equilibrio :
HA(aq)
[HA]

[H+] = 10-5M
H+(aq) + OH-1
[H+]
[A-1]
[HA] = (0.022Cb /V+0.01) – 10-5
Ka= [H+][A-1] / [HA] = (10-5)(0.01.Cb /V+0.01+10-5)  8.19.10-6
0.0222Cb / V+0.01 - 10-5)
13.- Una solución de un ácido desconocido fue titulada con NaOH, 0,1M. Se alcanzó el
punto de equivalencia cuando se había agregado 36.12ml de base. Luego se agregaron
18.06mL de HCl, 0.1M a la solución, y se encontró que el pH, medido con un
potenciómetro era 4.92. Calcule la constante de disociación del ácido desconocido.
HA
 A- + H+
Ka = [A-] [H+]
[HA]
PH = 4.92
[H+] = 1,2.10-5
# de moles H+ =V.C.(54,81)(1,2.10-5) = 65.10-6
cuando se agrego 18,06ml de HCl
# de moles H+ = (18,06).(0,1) = 1,806
# de moles A- = (0,1).(36,12) = 3,612
Inicialmente moles de HA : 3,612-1,806 = 1,806
(HA) = 1,806
= 0,03
54,18
H+ = 1,2.10-5
A-1 = 0,03
OBSERVACIONES Y CONCLUSIONES
- Las bases siempre reaccionan con los ácidos, ambos fuertes, en una reacción llamada de
neutralización, y sus productos serán sus respectivas sales y agua.
- Tanto los ácidos como las bases en soluciones acuosas conducen la electricidad.
- Los ácidos y las bases, son clasificados de fuertes o débiles según su grado de disociación, los
ácidos débiles y bases débiles el grado de disociación es de apenas del 1 %, en algunas casos
llegan al 2 %, es decir, su disociación es mínima, en cambio los ácidos fuertes y bases fuertes, sus
grados de disociación son del orden del 90 % a mas, incluso en muchos casos llegan al 100%.
- En el experimento 2, se nota que cada uno de los tubos tiene diferente concentración, esto se
puede observar también debido al color de cada uno, y gracias a ello en el experimento 3 pudimos
determinar , por comparación de colores, la concentración del ácido desconocido.
- Las constantes son herramientas muy importantes en los trabajos de laboratorio, ya que con ellos
se pueden encontrar concentraciones desconocidas, así como disociaciones buscadas.
- Los indicadores son herramientas fundamentales, ya que gracias a ellos, podemos determinar la
basicidad o la acidez de una solución encontrada experimentalmente.
- La fuerza de acidez, en la tabla periódica aumenta de izquierda a derecha, y de arriba hacia
abajo.
- La teoría de Arrehnius esta restringida a moléculas que producen iones H+ y OH-.
- La teoría de Bronsted y Lowruy se aplica a cualquier sistema de solventes protónicos, es decir,
que engan moléculas que pueden ceder o aceptar electrones
- La teoria de Lewis saca a los ácidos y bases de los límites del medio acuoso, no todo se
restringe al protón (H+) si no que incluye otros iones.
-Se siguen utilizando las tres teorías en cada sistema apropiado debido a que si una sustancia es
ácido, lo será en cualquier de las tres teorías.
-
Los indicadores nunca intervienen en una reacción, y el color de estos varía
de acuerdo a la concentración de iones H+.
-
El PH de algunas sustancias pueden ser hallados experimentalmente por
comparación de color frente a patrones con un mismo indicador.
-
Un ácido débil no se disocia al 100% es por eso que su PH varía de cuerdo a
su concentración, en cambio los ácidos fuertes se asume que reaccionan
totalmente.
-
Una de las formas como hallar la concentración de ciertas sustancias, es por
medio de la titulación, con lo cual se medirá un volumen gastado necesario
para que se formen los productos.
EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES ACUOSAS
Experimento #1
a) Al añadir AgNO3 al tubo con NaCl (5 gotas) el líquido cambia de color como si
fuese clara de huevo.
b) Al añadir AgNO3 al tubo con K2CrO4 (5 gotas) el líquido cambia a un color
rojizo ladrillo con un precipitado.
c) Echamos 10 ml AgNO3 (0,01 N)notamos que después de echar 2,6 ml de la
solución al K2CrO4 éste empieza a tornarse de un color blanco, después se torna
bien blanco hasta que cambia a un color rojizo después de echar 10,6 ml
Experimento # 2
Después de hacer éste experimento lo resumiremos en 2 cuadros.
Tubo de HCl  X  M
Tubo # 1  0,1 M
Color del HCl antes de Color del tubo después de
echar violeta de metilo
echado el indicador
Transparente
Turquesa claro
Tubo # 2  0,01 M
Transparente
Azul oscuro
Tubo # 3 0,001  M
Transparente
Morado
Tubo # 4  0,0001 M
Transparente
Morado un poco más
oscuro
Tubo de HCl  X  M
Tubo # 1  0,1 M
Color del HCl antes de Color del tubo después de
echar el naranja de metilo echado
el indicador
Transparente
Rojo (bien bajo)
Tubo # 2  0,01 M
Transparente
Rozado
Tubo # 3 0,001  M
Transparente
Tubo # 4  0,0001 M
Transparente
Rozado que tira para
naranja
Naranja
Experimento # 3
a) Después de echar 2 gotas de naranja de metilo al HCL de concentración
desconocida, ésta cambió a un color rojo claro.
b) Después de echar 2 gotas de violeta de metilo al HCL de concentración
desconocida, ésta cambió a un color celeste.
CUESTIONARIO
1.
¿ Cuáles son las ecuaciones correspondientes de la experiencia
referente a sales poco solubles?
Los cálculos que se emplean los productos de solubilidad que pueden indicarnos
cuando es posible una separación de este tipo.
Cl-1(ac) + Ag+(ac)

CrO4-2 + 2Ag+

Kps=[Ag+][Cl-]
AgCl(s)
Ag2CrO4
Kps= [CrO4-2][Ag+]
2.
En la Experiencia # 1 ¿Cuantos ml de nitrato de plata empleo hasta
observar el cambio permanente y que concentración de iones [Cl -1] significa
tal volumen?
Se cumple lo siguiente:
C1.V1 = C2.V2
C1=0.01M [Ag+]
C2= X
V1= 10ml
V2=9.9ml
De donde X = 0.0099M.
3.
¿ A qué concentración de iones [Ag+] precipita el AgCl?
El precipitado se da cuando cambia a un color blanco que en sí es el color del
AgCl, que vendría a ser el precipitado y esto ocurre cuando se ha gastado 2,6 ml
de AgNO3 y la solución empieza a cambiar a un color blanco.
Empleando :
K2Cl + NaCrO4
+ AgNO3
AgCl + ...
10,1ml
2,6 ml
12,7 ml
N1V1 = N2V2
( 2,6) ( 0,01 ) = ( 12,7) N2
N2 = 0,002047
Pero sabemos que : N = M .  , pero  es igual a 1, entonces:
[Ag+] = 0,002047
4.
¿Qué concentración de iones cloruro queda en la solución al momento
que empieza a precipitar el CrO4Ag2?
K2CrO4
0,1 M
0,1 ml
5.
+
2 AgNO3
0,1 M
9,5 ml
Ag2CrO4
+
2 KNO3
(0,1) (0,1) = C1. (9,5)
C1 = 0,00105
¿Cómo se determinara si una solución es ácida o básica?
Se determina por medio de los indicadores que es una sustancia comúnmente
orgánica que adopta un determinado color cuando esta en contacto con el ácido y
otro color con la base. El indicador no cuantifica el grado de acidez o basicidad de
la mezcla.
Con la concentración iones hidrógeno:
pH = - log [ H ]
PH <
PH >
7
7
es una solución ácida
es una solución básica
6.
En la experiencia # 4, al agregar 20ml de H2O destilada, ¿varió él # de
moles de CH3COOH?¿Por qué?
El # de moles del CH3COOH no debe cambiar porque sólo estamos
diluyendo, entonces:
N (inicio) = N (final)
Siendo:
X = [ ] CH3COOH
Y = [ ] CH3COOH( aq)
Entonces tenemos:
X (10 ml ) = Y ( 30 ml )
X = 3Y
Entonces la concentración final es la 3ra parte de la inicial porque el
volumen de la solución aumenta.
7.
¿Cuántas moles de NaOH se utilizaron en la experiencia # 4?
Hallamos el # de moles del NaOH después de trabajar con el naranjo de metilo
N ( NaOH ) = M . V
= ( 0,1) ( 0,0018)
= 0,00018
Hallamos el # de moles del NaOH después de trabajar con la fenolftaleína
N ( NaOH ) = M . V
= ( 0,1) ( 0,0103)
= 0,00103
8.
¿A que llamamos PH y POH?
Son :
Donde :
PH = - log [ H+ ]
POH = - log [ OH- ]
[ H+ ] y [ OH- ] son las concentraciones en el equilibrio.
¿Cuál será el PH de las siguientes concentraciones de H +: 10 , 10-1, 102 , 10-7,1014 M ?
9.
Sabemos que el PH podemos hallarlo por:
PH = - log [ H + ]
[H+]=
[H+]=
[H+]=
[H+]=
[H+]=
10.
10
10-1
10-7
1014
10-2
PH = -1
PH = 1
PH= 7
PH = -14
PH= 2
Haga una gráfica PH vs V del experimento # 4
La reacción será la siguiente:
CH3COOH(ac)
+
NaOH(ac)
CH3COONa(ac)
+
H2O(l)
Simplificando:
CH3COOH(ac)
+
NaOH(ac)
CH3COONa(ac)
+
H2O(l)
El ion acetato se hidroliza:
CH3COO-(ac)
+ H2O(l)

CH3COOH(ac)
+
OH(ac)
Podemos concluir entonces que existe un exceso de iones OH- formados, por lo
tanto pH7.
a)Cálculo del punto de equivalencia para la primera experiencia
nNaOH=0.18 *10-3 mol
n
CH3COOH=0.18
*10-3=MV=(M)(30.1ml)
M CH3COOH=0.00598M
 CH3COOH  =0.18/31.9 =0.0056
CH3COO-(ac)
Inicial:
+ H2O(l)

0.0056M
Cambio:
CH3COOH(ac)
0.00M
-XM
 CH3COO- 
OH-(ac)
0.00M
+XM
+XM
XM
XM
Equilibrio: (0.00598-X)M
Kb=  CH3COOH  OH- = 5.6* 10-10 =
+
X2
(0.00598-X)
X=5.621*10-6M
OH- = 5.621*10-6M
pOH
=
-log (5.621*10-6) =5.25
pH = 8.75
b)Cálculo del punto de equivalencia para la segunda experiencia
nNaOH=1.03 *10-3 mol
n
CH3COOH=1.03
*10-3 mol =MV=(M)(30.1ml)
M CH3COOH=0.0342M
 CH3COOH  =1.03/40.4 =0.02549
CH3COO-(ac)
Inicial:
Cambio:
+ H2O(l)

CH3COOH(ac)
+
OH-(ac)
0.02549M
0.00M
0.00M
-XM
+XM
+XM
XM
XM
Equilibrio: (0.02549-X)M
Kb=  CH3COOH  OH- = 5.6* 10-10 =
 CH3COO- 
X2
(0.02549-X)
X=0.3778*10-5M
OH- = 0.3778*10-5M
pOH
=
-log (3.778*10-6) =5.42
pH = 8.577
11.
Indique algún método para determinar la cantidad de AgNO3.
12.
Cierto estudiante forma una cantidad no determinada de un ácido
débil de carácter desconocido; la disuelve en una cantidad no medida de
agua, y la titula con una base fuerte de concentración desconocida. Cuando
él ha agregado 10ml de base observa que la concentración de H 3O+ de 105M.continua la titulación hasta que alcance el punto de equivalencia para la
neutralización de iones H+. En este punto su bureta indica 22.2ml ¿Cuál es la
constante de disociación del ácido?
Tenemos la siguiente ecuación:
HA
Ácido débil
+
BOH
Base fuerte
AB
Sal
+
H2O
Esta reacción alcanza el equilibrio cuando se ha gastado 22,2 ml de base, y
cuando se ha usado 10 ml la concentración de [H 3O+] es 10-5 M, entonces en el
equilibrio:
HA +
CaVa
BOH
CbVb
AB +
CbVb
H2O
# de moles de HA = # de moles de BOH
CaVa = Cb (0,0222)
Ahora analizamos en el momento que se hechó 10 ml de base
HA
+
BOH
AB
+
H2O
Cb (0,0222)
0,01Cb
0,01Cb
El # de moles de HA que queda después de haber agregado es :
(0,0222 – 0,01) = 0,0122
HA
+
BOH
AB
+
H2O
Cb (0,0122)
0,01Cb
0,01Cb
Cuando se establece el equilibrio tenemos [H+] = 10-5
Ahora en la siguiente reacción:
H+(aq)
H A(aq)
-5
[H+]
[ HA ]
+
OH-(aq)
[ A- ]
[ HA ] = Cb (0,0122) / ( V + 0,01 ) - 10-5
[ A- ] =
Cb (0,01) / ( V + 0,01 ) + 10-5
Ka = [H+] [ A- ]
5)
[HA]
5)
,remplazando tenemos:
(10-5) (0,01Cb/V+0,01
+ 10-
(0,0122C b/V+0,01
- 10-
como 10-5 es una cantidad muy pequeña la despreciaremos en el denominador
como el denominador y tendremos:en
≈ (10-5) (0,01Cb/V+0,01)
(0,0122Cb/V+0,01)
Ka = 8,19 . 10-6
13. Una solución de un ácido desconocido fue titulada con NaOH, 0.1M. Se
alcanzo el punto de equivalencia cuando se había agregado 36.12ml de base.
Luego se agregaron 18.06ml de HCl, 0.1M a la solución, y se encontró el PH,
medido con un potenciómetro era 4.92. Calcule la constante de disociación
del ácido desconocido.
OBSERVACIONES
-
Los indicadores nunca intervienen en una reacción, y el color de estos varía
de acuerdo a la concentración de iones H+.
-
El PH de algunas sustancias pueden ser hallados experimentalmente por
comparación de color frente a patrones con un mismo indicador.
-
Un ácido débil no se disocia al 100% es por eso que su PH varía de cuerdo a
su concentración, en cambio los ácidos fuertes se asume que reaccionan
totalmente.
-
Una de las formas como hallar la concentración de ciertas sustancias, es por
medio de la titulación, con lo cual se medirá un volumen gastado necesario
para que se formen los productos.