Calculo de PH
Hola necesito calcular el ph de estos ejercicios pero me estoy complicando bastante ,espero me pueda ayudar
$$\begin{align}&H_2SO_4 - 2,6.10^{-3} M\\ &\\ &Na(OH)- 1,2.10^{-5}M\\ &\\ &Al(OH)_3 - 3,6.10^{-2} M\end{align}$$
1 respuesta
Te contesto y te comento:
1) Suponiendo que el H2SO4 es un diácido fuerte (Es decír: la reacción de ionización H2SO4 => (SO4)2- + 2 H+ está totalmente desplazada a la derecha), entonces la concentración de H+ es el doble de la concentración analítica de H2SO4.
Por lo tanto [H+] = 2*2.6*10^(-3) = 5.2*10^(-3).
Como el pH = -LOG [H+] = - LOG (5.2*10^(-3)) = 2.28
2) El NaOH es una base fuerte y su ionización es completa. Por lo tanto, la cvoncentración de oxhidrilo = conc. analítica de NaOH = 1.2*10^(-5)
por lo tanto el pOH = -LOG (1.2*10^(-5)) = 4.92
Pero pOH + pH = 14, por lo tanto pH = 14.00- pOH = 14.00-4.92 = 9.08.
3) Solamente 1*10^(-3) gramos of Al(OH)3 se disuelven por litro de agua a Tamb. Como la masa molecular del Al(OH)3 es 78 g/mol, la solubilidad es 1.28*10^(-5) M, de modo que la concentración propuesta en el problema es imposible.
Hay otros inconvenientes con este problema. Aun si la concentración pudiera obtenerse, el Al(OH)3 no se disociaría completamente en Al3+ y 3 OH-, de modo que el cálculo del pH sería muy complicado.
SUPONIENDO (erróneamente) que pudiera obtenerse una concentración de Al(OH)3 de 3.6*10^(-2) M, y que el Al(OH)3 se disociara totalmente, el Ph sería:
pOH = - LOG(3*3.6*10^(-2)) = -0.97 pH = 14 - 0.97 = 13.03.
Si hay algo que no se entienda o sea superior o inferior al nivel de conocimientos de tu curso.
