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Determinacion De La Constante De Equilibrio De Una Reaccion Homogenea


Enviado por   •  19 de Mayo de 2014  •  1.575 Palabras (7 Páginas)  •  1.055 Visitas

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Preguntas y Respuestas

1. La densidad de las soluciones 0.10 M y 0.010 M de acido acético se puede tomar como 1 g/mL. Calcule en ambos casos, la concentración del agua en la solución. Después de resuelto el problema, se debe entender el por qué la concentración del agua se puede considerar constante en las soluciones acuosas diluidas.

Para la solución 0.10 M

0.1M ⟹ 0.1 moles por cada litro de solución.

〖10〗^3 mL×(1 g)/(1 mL)=〖10〗^3 g

0.1 moles ×(60.05 g/mol)/(1 mol)=6.005 g Ácido Acético

M_agua=(((〖10〗^3 g sln-6.005 g Ác.Ac)/(18.02 g/mol)))/(1 L sln)=55.16M

Para la solución 0.010 M

0.01M ⟹ 0.01 moles por cada litro de solución.

〖10〗^3 mL×(1 g)/(1 mL)=〖10〗^3 g

0.01 moles ×(60.05 g/mol)/(1 mol)=0.6005 g Ácido Acético

M_agua=(((〖10〗^3 g sln-0.6005 g Ác.Ac)/(18.02 g/mol)))/(1 L sln)=55.46M

La reacción que relaciona lo anterior es la siguiente:

CH_3 COOH +H_2 O⟷CH_3 COO^-+H_3 O^+

Las concentraciones en la solución permanecen constantes debido a que la reacción inversa se da a una misma velocidad de la siguiente manera: por cada ion hidronio que se forma por una transferencia protónica al agua, en otro sitio de la mezcla un ion hidronio está perdiendo su protón. El resultado de esto es que la concentración del ion hidronio permanece constante y con él la concentración de las otras especies que participan, en este caso la del agua.

2. Calcule el porcentaje de disociación del ácido acético en sus soluciones 0.10 M y 0.010 M.

El grado de disociación del ácido acético se representa con la letra alfa α.

Para la solución 0.10 M

El ácido acético es un ácido débil, lo primero a plantear será su equilibrio de disociación de la siguiente manera y las concentraciones iniciales y las concentraciones en el equilibrio:

CH_3 COOH +H_2 O⟷CH_3 COO^-+H_3 O^+

Inicial 0.10 M - - -

Equilibrio C_O (1^(-α) ) - C_O α C_O α

0.10 (1^(-α) ) - 0.10α 0.10α

Como se tiene la concentración de iones hidronio que es 0.1α y a su vez también se puede expresar en relación al pH de la disolución que se determinó experimentalmente y fue 2.94, así: pH=-log⁡[H_3 O^+ ], entonces la concentración de iones hidronio será:

log_10⁡[H_3 O^+ ]=-2.94

[H_3 O^+ ]=〖10〗^(-2.94)

[H_3 O^+ ]=1.15×〖10〗^(-3) M

Ahora igualamos las concentraciones del ion hidronio para así poder despejar el grado de disociación del ácido:

0.10α=1.15×〖10〗^(-3)

α=(1.15×〖10〗^(-3))/0.10=0.0115

Y al multiplicar por cien podemos afirmar que el ácido esta ionizado en un 1.15%.

Para la solución 0.010 M

Se realiza el planteamiento anterior de igual forma:

CH_3 COOH +H_2 O⟷CH_3 COO^-+H_3 O^+

Inicial 0.010 M - - -

Equilibrio C_O (1^(-α) ) - C_O α C_O α

0.010 (1^(-α) ) - 0.010α 0.010α

La concentración del ion hidronio es 0.010α, pero también se puede expresar con relación al pH, que en su determinación resulto ser de 3.70, de la siguiente manera:

pH=-log⁡[H_3 O^+ ]

log_10⁡[H_3 O^+ ]=-3.70

[H_3 O^+ ]=2×〖10〗^(-4) M

Igualando las concentraciones del ion hidronio se tiene:

0.010α=2×〖10〗^(-4)

α=(2×〖10〗^(-4))/0.010=0.02

Y al multiplicar por cien podemos afirmar que el ácido esta ionizado en un 2%.

3. ¿Cuál seria el pH de una solución 0.10 M de acetato de sodio CH_3 COONa?

La disociación del acetato de sodio es:

CH_3 COONa⟺CH_3 COO^-+Na^+

Se realiza la hidrolisis:

CH_3 COO^-+H_2 O⟺CH_3 COOH+OH^-

Según la ecuación anterior, la constante de equilibrio queda:

K_eq=[CH_3 COOH][OH^- ]/[CH_3 COO^- ]

Si multiplicamos la ecuación anterior arriba y abajo por [H^+ ], se obtiene:

K_eq=[CH_3 COOH][OH^- ]/[CH_3 COO^- ] ×[H^+ ]/[H^+ ]

K_eq=([CH_3 COOH]/[CH_3

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