El pH y el pOH 11

 

Comparar el valor del pH de una disolución de amoniaco 0,01 M y el de otra disolución de amoniaco 0,01 M a la que se añade NH4Cl resultando ser 0,02 M en NH4Cl.

Dato: Kb = 1,8·10–5

 

 

Solución:

Primer caso: [NH3] = 0,01 M

NH3 + H2O ⟺ NH4OH ⟺ NH4+ + OH

 

NH4OH

NH4+

OH

Concentración inicial

0,01

0

0

Concentración que se disocia

x

Concentración disociada

x

x

Concentración en el equilibrio

0,01 – x

x

x

 

Constante de disociación:

Kb = [NH4+]·[OH]/[NH4OH]

x·x/(0,01 – x) = 1,8·10–5

Como la constante de equilibrio es pequeña podemos suponer que 0,01 – x ≈ 0,01 y de esta forma se facilitan los cálculos.

x·x/0,01 = 1,8·10–5 → x2 = 1,8·10–7

[OH] = 4,2·10–4

pH =  14 – pOH = 14 + log 4,2·10–4 = 10,62

Segundo caso: [NH3] = 0,01 M y [NH4Cl] = 0,02 M

NH4Cl → NH4+ + Cl (Completamente disociado)

NH3 + H2O ⟺ NH4OH ⟺ NH4+ + OH

 

NH4OH

NH4+

OH

Concentración inicial

0,01

0,02

0

Concentración que se disocia

x

Concentración disociada

x

x

Concentración en el equilibrio

0,01 – x

0,02 + x

x

 

Constante de disociación:

Kb = [NH4+]·[OH]/[NH4OH]

(0,02 + x)·x/(0,01 – x) = 1,8·10–5

Como la constante de equilibrio es pequeña podemos suponer que 0,02 + x ≈ 0,02 y 0,01 – x ≈ 0,01 y de esta forma se facilitan los cálculos.

0,02 x/0,01 = 1,8·10–5 → 0,02 x = 1,8·10–7 → x = 9·10–6

[OH] = 9·10–6 → pH =  14 – pOH = 14 + log 9·10–6 = 8,95

El valor de este pH es menor que el anterior por el efecto del ión común NH4+

 

 

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