INFORME DE QUIMICA Concentración molar Constante de acidez
Enviado por 21nathalie21 • 20 de Abril de 2017 • Informes • 566 Palabras (3 Páginas) • 250 Visitas
Concentración molar | Constante de acidez | |
Primer método | Segundo método | |
0.10 | 1.058*10-5 | 1.659*10-5 |
0.010 | 1.245*10-5 | 1.047*10-5 |
Promedio de constante de acidez | |
Primer método | Segundo método |
1.151*10-5 | 1.353*10-5 |
Concentración molar | Porcentaje de error de la constante de acidez | |
Primer método | Segundo método | |
0.10 | 41.2 % | 7.83 % |
0.010 | 30.8 % | 41.8 % |
Error total | 30.41 % |
Preguntas:
- La densidad de las soluciones 0.10 M y 0.010 M de ácido acético se puede tomar como 1 g/mL. Calcule en ambos casos, la concentración del agua en la solución. Después de resuelto este problema, se debe entender el por qué la concentración del agua se puede considerar constante en las soluciones acuosas diluidas.
En las reacciones en solución con agua, la concentración del mismo [H2O] se considera constante porque el agua pura se ioniza en cantidades iguales de H3O+ y OH-, en consecuencia sus molaridades son iguales [H3O+]= [OH-], en condiciones estándar la concentraciones del hidronio y el ion hidróxido son tan bajas (1*10-7 mol/L) y al combinarse en las mismas cantidades se forma una solución neutra (pH =7).
pH= -log10[H3O+]= -log10(1*10-7)= 7
Además del producto entre [OH-] entre [H+] da el producto iónico del agua (Kw) y en el equilibrio [OH-] y [H+] son iguales a 1*10-7 mol/L, en consecuencia, el agua al ionizarse en equilibrio su concentración sigue siendo la misma.
- Calcule el porcentaje de disociación del ácido acético en sus soluciones 0.10 M y 0.010 M.
% disociación= concentración del ácido disociado/concentración inicial del ácido *100 %
[H+] 0.1 M= 10-2.99= 1.0233*10-3 M → %d= 1.0233*10-3 M/ 0.1M *100 %= 1.02 %
[H+] 0.01 M= 10-3.46= 3.467*10-4 M → %d= 3.467*10-4 M / 0.01M *100 %= 3.47 %
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