Question

Preparamos un litro de una solución que contiene 2,48gr de NH3, sabiendo que la constante de disolución es de 1,81x10^-5.Calcule el pH de la disolución.

Answer 1

Determinamos el pH de la disolución de NH₃:

• El pH es 11,21.

Datos:

Masa de NH₃ = 2,48 g.

Peso molecular del NH₃ = 17 g/mol.

Volumen de la solución: 1 L.

Constante de disociación: Kₐ = 1,81 × 10⁻⁵

Procedimiento:

Primero determinamos los moles de NH₃ contenidos en la solución:

$\begin{array}{ccc} 1 \:mol \quad &\longrightarrow& \quad 17 \:g \:NH_3 \\ x \quad &\longrightarrow& \quad 2,48 \:g \:NH_3 \end{array} = 0,1459 \:mol$

Una vez conocemos los moles, podemos determinar la concentración molar de NH₃:

$Molaridad =\frac{\big{mol}}{\big{L}} = \frac{\big{0,1450}}{\big{1}} = 0,1459 \:M$

A partir de la reacción de disociación del NH₃, podemos determinar las concentraciones de sus productos:

$NH_3 + H_2O \quad \longrightarrow \quad NH_4^++OH^-$

Como sabemos que se producen X cantidad de [NH₄⁺] y X cantidad de [OH⁻]:

$K_a = \frac{\big{[NH_4^+\big]\big{[OH^-\big]}}}{\big{[NH_3\big]}} \quad \longrightarrow K_a= \frac{\big{X*X}}{\big{[NH_3\big]}} = \frac{\big{X^2}}{\big{[NH_3\big]}}$

Así podemos determinar la concentración de [OH⁻] = X:

$X = \sqrt{K_a*[NH_3]} = \sqrt{(1,81*10^{-5})*(0,1459)} = 1,63*10^{-3}$

Con la concentración de [OH⁻] obtenemos el pOH:

$pOH = -log[OH^-]= -log(1,63*10^{-3}) = 2,79$

Como el pH + pOH = 14, entonces el pH = 14 - pOH:

pH = 14 - 2,79 = 11,21