Equilibrio ácido-base 19

 

Disolvemos 5,09 g de hidrogenosulfato de potasio en agua suficiente para obtener 0,200 L. Hallar las concentraciones de las especies presentes en la disolución.

Kdis de HSO4 = 1,26·10–2

 

 

Solución:

Datos: m (KHSO4) = 5,09 g; Kdis de HSO4 = 1,26·10–2

En primer lugar hallaremos la molaridad de la disolución.

Peso molecular del KHSO4 = 136,168

Moles de KHSO4:

5,09 g·(mol/136,168 g) = 0,037 moles

[KHSO4] = 0,037 moles/0,200 L = 0,185 M

Ahora debemos tener en cuenta que KHSO4 es un electrólito fuerte, luego está totalmente disociado, luego:

KHSO4 → HSO4 + K+

por lo tanto:

[HSO4] = [KHSO4] = 0,185 M

Segunda disociación:

HSO4   SO42– + H+   

Kdis = [SO42–]·[H+]/[HSO4]

 

HSO4

SO42–

H+

Concentración inicial

0,185

0

0

Concentración que se disocia

x

Concentración obtenida

x

x

Concentración en equilibrio

0,185 – x  

x

x

Con un valor de K2 tan alto no se puede despreciar x frente a 0,185.

Kdis = x·x/(0,185 – x) = 1,26·10–2

x2 = 2,331·10–3 – 1,26·10–2 x

x2 + 1,26·10–2 x – 2,331·10–3 = 0

 [HSO4] = 0,185 – 0,0424 = 0,143 M

[H+] = [SO42–] = 4,24·10–2 M   

Las concentraciones finales de la disolución son:

[HSO4] = 0,143 M; [SO42–] = 4,24·10–2 M; [H+] = 4,24·10–2 M   

 

 

Equilibrio ácido-base 18

 

Cuáles serán las concentraciones de las especies presentes en una disolución 0,15 M de ácido sulfúrico.

H2SO4 ⟺ HSO4+ H+   K1 = ∞ (completamente disociado)

HSO4 ⟺ SO42– + H+    K2 = 1,26·10–2

 

 

Solución:

Datos: [H2SO4] = 0,15 M; K1 = ∞; K2 = 1,26·10–2

Primera disociación:

H2SO4 ⟺ HSO4+ H+

K1 = [HSO4]·[H+]/[H2SO4]

 

H2SO4

HSO4

H+

Concentración inicial

0,15

0

0

Concentración que se disocia

0,15

Concentración obtenida

0,15

0,15

Concentración en equilibrio

0

0,15

0,15

Estas serán las cantidades iniciales para el segundo equilibrio.

Segunda disociación:

HSO4  ⟺ SO42– + H+   

K2 = [SO42–]·[H+]/[HSO4]

 

HSO4

SO42–

H+

Concentración inicial

0,15

0

0,15

Concentración que se disocia

x

Concentración obtenida

x

x

Concentración en equilibrio

0,15 – x  

x

0,15 + x

Con un valor de K2 tan alto no se puede despreciar x frente a 0,15.

K2 = x·(0,15 + x)/(0,15 – x) = 1,26·10–2

0,15 x + x2 = 1,89·10–3 – 1,26·10–2 x

x2 + 0,1626 x – 1,89·10–3 = 0

 [HSO4] = 0,15 – 0,0109 = 0,139 M

[H+] = 0,15 + 0,0109 = 0,161 M   

Por tanto, en una disolución 0,15 M de ácido sulfúrico hay:

[H2SO4] = 0; [HSO4] = 0,139 M; [SO42–] = 0,0109 M; [H+] = 0,161 M

 

 

 

Equilibrio ácido-base 17

Hallar las concentraciones de las especies presentes en una disolución 0,1 M de ácido selenhídrico teniendo en cuenta que es un ácido diprótico.

(a)           H2Se ⟺ HSe+ H+   K1 = 1,8·10–4

(b)          HSe ⟺ Se2– + H+    K2 = 1·10–14

 

 

Solución:

Datos: [H2Se] = 0,1 M; K1 = 1,8·10–4; K2 = 1·10–14

Los H+ proceden de la disociación del H2Se y del HSe, es decir que:

[H+] = [H+]a + [H+]b

pero [H+]b es despreciable frente a [H+]a porque K2 es mucho más pequeña que K1, por lo tanto:

[H+] = [H+]a

En el equilibrio habrán:

                   H2Se sin disociar

                   HSe procedente de la disociación del H2Se y del que se disocia (aunque esta parte que se disocia se considera despreciable)

                   Se2– procedente de la disociación de HSe y será muy pequeña

                   H+ procedente de la disociación de H2Se (la otra parte es despreciable)

Primera disociación:

H2Se ⟺ HSe+ H+

K1 = [HSe]·[H+]/[H2Se]

 

H2Se

HSe

H+

Concentración inicial

0,1

0

0

Concentración que se disocia

x

Concentración obtenida

x

x

Concentración en equilibrio

0,1 – x

x

x

Como la constante de equilibrio es pequeña podemos suponer que 0,1 – x ≈ 0,1 y de esta forma se facilitan los cálculos.

K1 = x·x/0,1 = 1,8·10–4 → x2 = 1,8·10–5

[H2Se] = 0,1 – 4,24·10–3 = 0,096 M

[HSe] = [H+] = 4,24·10–3 M

Segunda disociación:

HSe ⟺ Se2– + H+

K2 = [Se2–]·[H+]/[HSe]

 

HSe

Se2–

H+

Concentración inicial

4,24·10–3

0

4,24·10–3

Concentración que se disocia

y

Concentración obtenida

y

y

Concentración en equilibrio

4,24·10–3 – y  

y

4,24·10–3 + y

Como la constante de equilibrio es pequeña podemos suponer que 4,24·10–3 – y ≈ 4,24·10–3, 4,24·10–3 + y ≈ 4,24·10–3, y de esta forma se facilitan los cálculos.

K2 = 4,24·10–3 y/4,24·10–3 = 1·10–14

y = 1·10–14

[Se2–] = 1·10–14 M

 Por tanto, en una disolución 0,1 M de ácido sulfhídrico tenemos:

[H2Se] = 0,096 M; [HSe] = 4,24·10–3 M; [H+] = 4,24·10–3 M, [Se2–] = 1·10–14 M

 

 

Ley de Le Chatelier 15

 

Indicar cómo afecta al equilibrio las variaciones de presión y temperatura para el equilibrio:

N2 (g) + O2 (g) ⟺ 2 NO (g),   ΔH

 

 

Solución:

Al tratarse de una reacción endotérmica (se absorbe calor), el sistema se desplaza hacia la formación NO si se aumenta la temperatura, pues, según el principio de Le Châtelier, un aumento de temperatura hará que  el sistema evolucione de forma que se produzca un descenso de la temperatura, es decir en el sentido en el que se consuma calor.

Como en ambos miembros el número total de moles es el mismo la presión no influye.

 

 

 

Ley de Le Chatelier 14

 

Cuáles serían las condiciones óptimas para obtener amoniaco según la reacción:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g),  –12 kcal/mol

 

 

Solución:

Al tratarse de una reacción exotérmica (se desprende calor), según el principio de Le Châtelier, el sistema se desplazará hacia la formación de amoniaco cuando haya una disminución de la temperatura, es decir en el sentido contrario al que se consuma calor.

Un aumento de presión, según el principio de Le Châtelier, hará que el sistema evolucione en el sentido en el que disminuya la presión del sistema y para que esto ocurra es preciso que disminuya el número de moléculas de gas presentes en el equilibrio, luego el sistema se desplazará hacia la formación de amoniaco, ya que así pasará de 4 moléculas de gas (3 de hidrógeno y 1 de nitrógeno) a 2 moléculas de amoniaco gaseoso.

La disminución de la temperatura y el aumento de la presión son favorables para la producción de amoniaco.