Problemas de ácido-base

Problemas de ácido-base
Problema 5
Partiendo de NH4Cl y 2 litros de NH3 0.1M ¿Cómo prepararía una disolución
tampón a pH=12? Datos: M(NH4Cl)=53.5 g/mol; pKb=4.75
NH4Cl → NH4+ + Cl-
Kh = Ka
NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+
Kb =
NH3 + H2O ⇔ NH4+ + OH-
[H O ]⋅ [NH ]
=
[NH ]
+
3
3
+
4
[OH ]⋅ [NH ]
−
[NH 3 ]
+
4
Si pH = 12 ⇒ [H3O+] = 10-12 M ó [OH-] = 10-2 M
Se puede suponer que [NH3] en equilibrio es prácticamente la inicial al añadir
NH4Cl. Al ser una base débil, en disolución acuosa se encuentra poco disociado
según se puede deducir de su constante de equilibrio Kb = 10-4.75, pero además el
equilibrio se desplaza hacia la izquierda debido a la adición de un ion común como
es el ion amonio. Lo mismo se podría decir de la hidrólisis del ion amonio de
manera que su concentración es prácticamente igual a la de la sal añadida a la
disolución.
Por tanto: [NH3] = [NH3]0 ; [NH4+] = [NH4+]0
K b ⋅ [NH 3 ]0 10− 4.75 ⋅ 0.1
K b ⋅ [NH 3 ]
−2
OH =
= 10 ≈
=
NH 4+
NH 4+ 0
NH 4+ 0
[
−
]
[
]
[NH ] = 10 10 ⋅ 0.1 = 1.78 × 10
+
4
−4.75
−2
[
−4
M
]
[
]
Para preparar 1 litro de disolución tampón añadiría a 1 L de disolución de
amoniaco 0.1 M:
m(NH4Cl) = n(NH4Cl) Mw(NH4Cl) = n(NH4+) Mw(NH4Cl) = V(L)x[NH4+]x
Mw(NH4Cl) =
= 1(L) x 1.78·10-4(mol/L) x 53.5(g/mol) = 0.0095 g
Añadir 0.0095 g de NH4Cl en 1 L de disolución de
amoniaco 0.1 M