Solución Ejercicio de Constante de Basicidad Kb

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Solución Ejercicio de Constante de Basicidad Kb:

• Ejercicio 1: Calcular el pH de una solucion 0.5 N de NH₃  (K_b= 1,76 · 10^-5 a 25ºC)

• La reacción de disociación sería: NH₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^-

• Entonces K_b es:

  Kb =	[NH4+] [OH-]	= 1,76·10-5
  	[NH3] .

• Todas las concentraciones que aparecen en la K_b son en equilibrio. En el inicio tenemos:
• [NH₃] = 0,5N
• [NH₄⁺] = [OH^-] = 0
• Y en equilibrio tenemos:
• [NH₃] = 0,5N – x
• [NH₄⁺] = [OH^-] =  x
• Reemplazamos en K_b quedando: K_b = (x²) / (0,5-x)
• Despejando obtenemos x = 3·10^-3 N
• [OH^-] = x = 3·10^-3 N
• pOH = -log [OH^-]
• pOH = -log [3·10^-3 ] = 2,5
• pH = 14 - pOH = 14 - 2,5 = 11,5

Ejercicio 2: Calcular el pK_b de la base del ejercicio anterior

• pK_b = - log₁₀ K_b = - log₁₀ 1,76·10^-5 = 4,75

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Medida de la Acidez y Basicidad: 

• Constante de acidez K_a: grado de disociación de un ácido débil (HA ↔ A^-+H₃O⁺). K_a= [A^-]·[H₃O⁺] / [HA]
• Constante de basicidad K_b: grado de disociación de una base débil (B↔BH⁺+OH^-). K_b=([BH⁺]·[OH^-])/[B]
• Constante de equilibrio del agua K_w: K_w= [H₃O⁺]·[OH^-] = K_a· K_b = 10^-14
• El pH: pH = -log₁₀[H⁺]. Además, pH + pOH = 14
• El pOH: -log₁₀[OH^-]. Además, pH + pOH = 14
• pK_a: pK_a = - log10 K_a
• pK_b: pK_b = - log10 K_b

versión 1 (03/10/2015)