Afectan las concetraciones de h3o+ y oh- al pH

Sí, soy estudiante de universidad y quiero contrastar mis resultados antes de entregarlos.
En este caso se me propone una disolución de NH4NO3 a xM con un Kb determinado y me preguntan el pH y [H3O+].
Bien, he supuesto que la reacción disociaría el NH4 por un lado y el NO3 por otro, de esta manera calculé el Ka y con ello [H3O+] dándome una concentración lógica, pero una vez que lo iba a pasar a limpio, se me pasó por la cabeza que el NO3 debería hidrolizarse resultando OH-. También calculé la concentración de OH- (el Kb me lo dan) y entonces mi pregunta es la siguiente:
Al haber H3O+ y OH- en la disolución, ¿éstos reaccionan resultando en H2O y modificando así la concentración de H3O y el pH?
Espero explicarme correctamente y de antemano, gracias!
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El HNO3 es un ácido fuerte, por lo tanto el NO3- es una base débil (Brönsted !)
El NH3 es una base relativamente débil, por lo tanto el NH4+ es un ácido relativamente fuerte (Brönsted nuevamente ! )
Tu solución problema es una solución con una concentración ANALÍTICA de NH4+ igual a la concentración inicial de NH4NO3, y su pH puede calcularse, con las aproximaciones usuales en estos casos, como el de una solución del ácido NH4+
Como NH3 + H2O = NH4+  + OH-  Kb = 1,8 *10^(-5)
Kb = [NH4+] [OH-]  /  [NH3 ] = [NH4+] [OH-] [H+]  /  [NH3 ][H+] = [NH4+] Kw  /  [NH3 ][H+]
Además, en tu caso, en el que la solución se forma por agregado de una sal del ácido amonio, [NH3 ]= [H+], porque ambos provienen de la reacción:
NH4+  =  NH3 + H+
De modo que:
Kb = [NH4+] Kw  /  [NH3 ][H+] = [NH4+] Kw  /  [H+]^2
Usando las aproximaciones usuales, [NH4+] = [NH4NO3]analítica = Csal, resulta:
Kb = Csal * Kw  /  [H+]^2
Con la que resulta fácil calcular el pH.
Recuerda siempre en estos casos que hay que buscar la reacción principal, no te enriedes en las reacciones de lo que produce la reacción principal porque entras en un circulo vicioso.

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