Ejercicio de Equilibrio Ionico II: Hidrólisis-Buffer y sustancias poco solubles.

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  1. #1
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    Ejercicio de Equilibrio Ionico II: Hidrólisis-Buffer y sustancias poco solubles.

    Se prepara 1 litro de solución al 1,2 % m/v de ácido acético. Calcular:

    1) El ph de la solución obtenida.

    2) Este no me sale: El ph de la solución obtenida si se agregan 8 gramos de NaOH sólido a la solución. Considerar que éste agregado no produce variación de volumen.

    Hice lo siguiente en le punto 1) y me salio como el resultado de libro, sigo con el punto 2) y no me da igual que el resultado del libro, pongo la foto del ejercicio resuelto ambos, pero el 2 capaz te mal y no se donde, o capaz el resultado del ejercicio del libro este mal, porque ya ha pasado con algunos ejercicios anteriores y la profesora q tenemos no explico todos, incluido este y por eso me cuesta.



    El resultado del segundo ejercicio es: Ph: 9.02
    gracias besos.

    Tengo otro q no me sale para nada, porque estos dos la profesora no los explico y en realidad siempre los explica :S es raro bue. Aca va, espero q sea leve.

    14) El ácido salicílico C7H6O3 (del que la aspirina es un derivado) es un ácido orgánico monoprótico cuyo pKa = 2.97. Calcular:

    14.1) La relación de concentraciones del ácido salicílico ( ¿Es la diferencias entre acido y suy base conjugada? y su base conjugada en una solución tampón ¿Qué es? no hemos tocado nada con ese nombre! de pH = 3.8.

    14.2) A qué pH el buffer tendría poder regulador máximo.

    no se como disociar este ácido solo consegui por internet la formula y la base conjugada puede ser (C7O3)^-6 ---> porque porque 6 protones de hidrógeno? Luego con el Pka ya me pierdo como sacar las concentraciones igual con el ph hice un calculo pero no me sale no me da como el resultado

    Resultado del 14

    14.1) 0.14
    14.2) 2.97



    Si me pudieran ayudar con esto, seria feliz :P

    besos gracias! por su atención!
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    Última edición por Streptosolen : 01-06-10 el 11:40 PM
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  3. #2
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    Re: Ejercicio de Equilibrio Ionico II: Hidrólisis-Buffer y sustancias poco solubles.

    >> Facu <<:
    *che
    *contestale a esta
    *http://foros.3dgames.com.ar/ciencias...-solubles.html
    *a mi me da paja explicarle
    *decile uqe se está olvidando de hacer la hidrólisis del acetato después que el acético reacciona con el hidróxido de sodio
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  4. #3
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    Re: Ejercicio de Equilibrio Ionico II: Hidrólisis-Buffer y sustancias poco solubles.

    Thurk El 2 ya me salio!!!!!!!!!!!!!!!!!!! mil gracias!!!!!!!!!!!!!!!! falta el otro!!!!!!!!!!!!!!


    nos debo una!!!

    Besosos!, van saliendo con cariño.
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  5. #4
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    Re: Ejercicio de Equilibrio Ionico II: Hidrólisis-Buffer y sustancias poco solubles.

    Voy a dejar la 3 parte del 1) no me da igual q el resultado del libro, es q ayer me acoste tipo 2:30 y digamos q ahora mi motor ta por apagarse:P

    dejo el enunciado, si me dicen otra pista capaz me perdi en algo:

    1.3) El pH de la solución obtenida si sólo se agregan 4 gr de NaOH sólido a la solución inicial.

    Da: pH = 4.72 y a mi me dio pH = 5.12, ta por ahi pero no se q le pifie.
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  6. #5
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    Re: Ejercicio de Equilibrio Ionico II: Hidrólisis-Buffer y sustancias poco solubles.

    acá dejo lo q hice en el 3

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  7. #6
    Avatar de mat_arg2
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    Re: Ejercicio de Equilibrio Ionico II: Hidrólisis-Buffer y sustancias poco solubles.

    Pensar que en su momento supe hacer todas estas cosas... 3 quimicas al dope, por suerte los del plan nuevo tienen solo 2 (ing industrial).
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  8. #7
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    Re: Ejercicio de Equilibrio Ionico II: Hidrólisis-Buffer y sustancias poco solubles.

    igual sigo sin sacar el 3 y el otro ejercicio de c7h6o3, anoche me acoste tarde, termine de hacer todos los ejercicios, eran como 17 y dos no me salieron y bueno ya saldran

    me voy a repasar teoria, hoy tengo el parcialito.

    gracias. y bueno es asi.
    Yo también tengo tres químicas, inorganica, organica y analitica, voy por la primera.
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  9. #8
    Avatar de - Milo -
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    Re: Ejercicio de Equilibrio Ionico II: Hidrólisis-Buffer y sustancias poco solubles.

    Citar Mensaje original enviado por Passiflora Ver Mensaje
    14) El ácido salicílico C7H6O3 (del que la aspirina es un derivado) es un ácido orgánico monoprótico cuyo pKa = 2.97. Calcular:

    14.1) La relación de concentraciones del ácido salicílico ( ¿Es la diferencias entre acido y suy base conjugada? y su base conjugada en una solución tampón ¿Qué es? no hemos tocado nada con ese nombre! de pH = 3.8.

    14.2) A qué pH el buffer tendría poder regulador máximo.

    no se como disociar este ácido solo consegui por internet la formula y la base conjugada puede ser (C7O3)^-6 ---> porque porque 6 protones de hidrógeno? Luego con el Pka ya me pierdo como sacar las concentraciones igual con el ph hice un calculo pero no me sale no me da como el resultado

    Resultado del 14

    14.1) 0.14
    14.2) 2.97
    14.1) Las soluciones tampón también se conocen como soluciones reguladoras o soluciones buffers. Son diferentes nombres para lo mismo.

    Cuando te piden la relación de concentraciones no te están pidiendo la dferencia, sino el cociente y los datos que te dan son: 1) Te dicen que es un ácido monoprótico, 2) te dan el primer pKa, 3) te dan el pH del buffer.

    El equilibrio es este C7H6O3 <- -> C7H5O3- + H+
    (imaginá que son las dobles flechas de equilibrio).

    Si ves la estructura del ácido salicílico vas a ver que tiene solamente un protón ácido (aunque igual la consigna te está diciendo que es monoprótico)

    Con eso planteás la constante de equilibrio:

    K = [C7H5O3-] * [H+] / [C7H6O3]

    K te lo dan (te dan el pKa y el pKa = -log Ka) y lo mismo con [H+] (pH = - log [H+]).

    Acomodá un poco eso para que te quede [C7H6O3] / [C7H5O3-] = un número, esa es la respuesta

    14.2) La definición de poder regulador de libro no me la acuerdo y ni sé donde están mis carpetas de analítica. Lo que sí me acuerdo, es que el poder regulador se da cuando las concentraciones del ácido y de la base conjugada son iguales. Y de ahi (mirando la expresión de la constante de equilibrio o a través de la ecuación de Henderson–Hasselbalch) te da que cuando eso sucede pH = pKa.


    1.3) En este lo que te está faltando es lo mismo que te faltaba en el 1.2. Vos estás consumiendo AcH con NaOH, después de la reacción y antes de plantear el equilibrio, estás haciendo bien considerando a [AcH] = 0,1 (se consumió parte por el NaOH), pero te estás olvidando que en la reacción se generó Ac-, entonces la concentración inicial de Ac- al momento de plantear el equilibrio no es 0. Es 0,1.

    Te quedaría algo así:
    AcH <- -> Ac- + H+
    i) 0,1 0,1 -
    eq) (0,1 - x) (0,1 + x) x
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    Última edición por - Milo - : 02-06-10 el 03:27 PM
    Citar Mensaje original enviado por Dr. Scorpion
    ¿Quién no?
    El que esté libre de flash (?), que arroje el primer post (???).
     

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