Problema n° 7 de pH de un ácido de una solución - TP04

Enunciado del ejercicio n° 7

Un litro de solución de ácido sulfúrico contiene 0,049 gramos de ácido. ¿Cuál es el pH suponiendo disociación total?

Desarrollo

Solución normal de un ácido, de una base o de una sal es aquella que tiene un equivalente gramo del ácido, de la base o de la sal, disueltos en un litro de solución.

El mol es la suma de los pesos atómicos de todos los elementos que forman la molécula.

El equivalente gramo de un ácido o de una base es la masa de estos que resulta de dividir su mol por el número de iones H⁺ (protones) o de iones OH⁻ (oxhidrilos) que produce una molécula de ácido o de base al ionizarse.

Fórmulas:

Eg =mol
V

Solución

Los pesos atómicos de los elementos presentes en el ácido sulfúrico son:

mH = 1,00797 g

mS = 32,064 g

mO = 15,9994 g

H₂SO₄

Multiplicamos por la cantidad de átomos presentes en la sustancia y sumamos:

2·H2·1,00797 g=2,01594 g
S1·32,064 g=32,064 g
4·O4·15,9994 g=63,9976 g
98,07754 g

El ácido sulfúrico desprende 2 H⁺ disociado totalmente. Calculamos el equivalente gramo:

Eg =mol
V
Eg =98,07754 g
2

Eg = 49,03877 g

Calculamos la normalidad (N) de la solución dada:

49,03877 g1 N
0,049 gx
x =0,049 g·1 N
49,03877 g

x = 0,000999209 N ≅ 0,001 N

La concentración de iones [H⁺] o de iones [OH⁻] de un ácido o de una base totalmente disociados coincide con la normalidad de la solución.

Aplicamos la fórmula de pH:

pH = -log [H⁺]

Reemplazamos por los datos y calculamos:

pH = -log 0,001

pH = -log 10⁻³

pH = -(-3)·log 10

pH = 3·1

pH = 3

Respuesta: el pH de la solución de ácido sulfúrico es 3.

Ejemplo, cómo calcular el pH de una solución ácida

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