Question

El pH de una solución acuosa de amoniaco (NH3) es 11,50. Calcula la molaridad de la solución.
Kb(NH3) = 1,8 x 10-5

Answer 1

Respuesta:

Ci = 0.5579 M

Explicación:

El pH de una solución acuosa de amoniaco (NH3) es 11,50. Calcula la molaridad de la solución. Kb (NH3) = 1,8 x 10⁻⁵

FÓRMULAS:

pH =  -log [H3O⁺]

[H3O+] = 10^–pH

Datos:

pH = 11.50

M = ¿?

Kb(NH3) = 1,8 x 10⁻⁵

1. Calcular la concentración

1. Resta el pH por el número inmediato superior

12 – 11.5 = 0.5

2. Calcular el antilogaritmo de 0.5

Antilog 0.5 = 3.16

3. [H3O+] = 3.16 ∙ 10⁻¹² M

2.  Calcular la molaridad

             [H3O+] · [OH–] = 10⁻¹⁴   despejar [OH–]

              [OH–] =  10⁻¹⁴    sustituir

                            [H3O+]

              [OH–] = ___10⁻¹⁴_____

                              3.16 ∙ 10⁻¹² M

              [OH–] = 3.16 x 10⁻³ M

3. ecuación de ionización del amoniaco en disolución es:

                                                  NH3 + H2O ⇆       NH4⁺       +        OH⁻

concentracion inicial                     Ci                            0                     0

concentración equilibrio     Ci  - 3.16 x 10⁻³ M   3.16 x 10⁻³ M    3.16 x 10⁻³ M

ahora Kb = _ [ NH4⁺] [OH⁻]_      sustituir

                   [Ci  - 3.16 x 10⁻³]

1,8 x 10⁻⁵ = _ (3.16 x 10⁻³)(3.16 x 10⁻³⁻)_      

                             (Ci  - 3.16 x 10⁻³)

1,8 x 10⁻⁵ = _ (3.16 x 10⁻³ )²_      

                   (Ci  - 3.16 x 10⁻³)

( 1,8 x 10⁻⁵) (Ci  - 3.16 x 10⁻³) = 9.9856 x 10⁻⁶

1,8 x 10⁻⁵Ci  = 9.9856 x 10⁻⁶ + -5.688 x 10⁻⁸

Ci = 1.0042428 x 10⁻⁵

             1,8 x 10⁻⁵

Ci = 0.5579 M

Answer 2

La concentración molar de amoniaco a pH 11.5 es de  1.0042428 x 10⁻⁵ M

La molaridad tiene unidades  tiene unidades de  $\frac{mol}{litro}$ y se abrevia como M.

​

Calcula la molaridad de la solución

Datos:

La constante de base = Kb (NH₃) = 1,8 x 10⁻⁵

pH= 11.5

Conociendo que la ecuación del amoniaco en solución acuosa:

NH₃ + H₂O ⇆       NH₄⁺       +        OH⁻

Podemos obtener la concentración de [OH]  a partir de la fórmula

• p[H] + p[OH] = 14

Si sabemos que pH = 11.5

Entonces despejamos

p[OH] = 14 - P[H]

p[OH] = 14 - 11.5

p[OH] = 2.5

Sabemos que

p[OH] = -log[OH]

Despejamos

[OH] = $10^{-pOH}$

[OH] = $10^{-2.5}$ M

[OH] = 0.00316227766

[OH] = 3.16 x 10⁻³ M

Volviendo a la ecuación del amoniaco en disolución:

                                                NH3   +    H2O   ⇆       NH4⁺       +        OH⁻

concentracion al equilibrio    C-   C∝                            C∝                  C∝

Siendo ∝ la constante de disociación

C∝ = 3.16 x 10⁻³ M

ahora teniendo

Kb =  $\frac{[NH4] [OH]}{[NH3]}$

Sustituimos de la concentración al equilibrio

Kb = $\frac{[C\alpha ] [C\alpha ]}{C -[C \alpha] }$

Si:

C∝ = 3.16 x 10⁻³ M

Sustituimos:

Kb = $\frac{[3.16x10^{-3}] [3.16x10^{-3]} }{C - [3.16X10^{-3}]}$

1.8 x 10⁻⁵ = $\frac{[3.16x10^{-3}] [3.16x10^{-3]} }{C - [3.16X10^{-3}]}$

                           

( 1.8 x 10⁻⁵) (C  - 3.16 x 10⁻³) = 9.9856 x 10⁻⁶

Multiplicamos los terminos

1.8 x 10⁻⁵C - ( 1.8 x 10⁻⁵)( 3.16 x 10⁻³) = 9.9856 x 10⁻⁶

1.8 x 10⁻⁵C - 5.688 x 10⁻⁸ = 9.9856 x 10⁻⁶

Despejamos C

1,8 x 10⁻⁵C  = 9.9856 x 10⁻⁶ + 5.688 x 10⁻⁸

C = 1.0042428 x 10⁻⁵

En los siguientes enlaces encontrarás más ejemplos del calculo de la molaridad

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