Hola amigos podrían ayudarme con el siguente ejercicio muchas gracias
Calcule el ph de una disolución de ácido acético 0,1 N . ( \( Ka= 1,8.10^5mol/l \))
\(
[H^+]=\sqrt[2]{1,8.10^-5 * 0,1}
\)
Hola.
\(
[H^+]=\sqrt[2]{1,8.10^-5 * 0,1}
\) es una simplificación si suponemos que la disociación es muy pequeña.
Para el ácido acético la molaridad (M) es igual a la normalidad y partimos de una concentración \( 0'1 \) M
Partimos de la reacción.
\( CH_3COOH⇌H ^++CH ^3COO^− \)
Las concentraciones en el equilibrio son: \( [H ^+]=[CH ^3COO^−]=x \) y \( [CH_3COOH]=0'1-x \)
La constante de equilibrio es: \( K_a=\displaystyle\frac{x^2}{0'1-x} \)
Si suponemos la concentración disociada \( x<<0'1 \) , entonces \( 0'1-x\approx{0'1} \)
Quedando : \( K_a=\displaystyle\frac{x^2}{0'1}\Leftrightarrow{}10^{-1}K_a=x^2 \)
\( [H ^+]=x=\sqrt[ ]{1'8\cdot{10^{-5}\cdot{}10^{-1}}}=\sqrt[ ]{1'8\cdot{10^{-6}}} \)
Saludos.
