El pH de un zumo de limón es 3.4. Suponiendo que el ácido del limón se comporta como un ácido monoprótico (HA: HA↔A-+H+) con constante de acidez Ka = 7.4x10–4, calcule: a) La concentración de HA en ese zumo de limón. b) El volumen de una disolución de hidróxido sódico 0.005 M necesaria para neutralizar 100 mL del zumo de limón.
Respuestas
Se tiene el valor de pH y constante de acidez del ácido de jugo de limón, se pide calcular concentración del ácido y volumen de NaOH de concentración dada para neutralizar un determinado volumen del jugo de limón. Los resultados son:
a) Concentración: 2,14 × 10⁻⁴ M
b) 4,3 ml NaOH 0,005 M
HA ⇔ A + H⁺
Ka = [ H⁺ ] [ A ] / [ HA]
pH = - log [ H⁺ ]
3,4 = - log [ H⁺ ] ⇒ [ H⁺ ] = 10⁻ⁿ (n = 3,4) ⇒ [ H⁺ ] = 3,98 × 10⁻⁴
Ka = [ H⁺ ] [ A ] / [ HA] ⇒ 7,4 × 10⁻⁴ = ( 3,98 × 10⁻⁴ ) ² / [ HA]
[ HA] = ( 3,98 × 10⁻⁴ ) ² / 7,4 × 10⁻⁴ ⇒ [ HA] = 2,14 × 10⁻⁴
b) En la neutralización:
Vb × Mb × (N° OH) = Va × Ma × ( N° H)
Vb = volumen de base = ?
Mb = Molaridad de base = 0,005 M
Va = volumen de ácido = 100 ml = 0,1 L
Ma = Molaridad de ácido = 2,14 × 10⁻⁴ M
Vb × 0,005 × 1 = 0,1 × 2,14 × 10⁻⁴ × 1
Vb = 2,14 × 10⁻⁴ × 0,1 / 0,005
Vb = 0,0043 L × 1000 ml / L = 4,3 ml
Respuesta:
muy buena respuesta y explicado