T6: Equilibrios acido-base

Fuerza de ácidos y bases conjugadas

Teoría

2019 · Extraordinaria · Titular

A partir de los siguientes datos: $K_a (\ce{HF}) = 3,6 \cdot 10^{-4}$ , $K_a (\ce{CH3COOH}) = 1,8 \cdot 10^{-5}$ y $K_a (\ce{HCN}) = 4,9 \cdot 10^{-10}$ .

a) Indique razonadamente qué ácido es más fuerte.b) Escriba los equilibrios de disociación del

\ce{CH3COOH}

y del

\ce{HCN}

, indicando cuáles serán sus bases conjugadas.c) Deduce el valor de

K_b

de la base conjugada del

\ce{HF}

KaKbbase conjugada

a) El ácido más fuerte es el que presenta un mayor valor de su constante de acidez (

K_a

). Comparando los valores proporcionados:

K_a (\ce{HF}) = 3,6 \cdot 10^{-4}

K_a (\ce{CH3COOH}) = 1,8 \cdot 10^{-5}

K_a (\ce{HCN}) = 4,9 \cdot 10^{-10}

El mayor valor de

K_a

corresponde al

\ce{HF}

(

3,6 \cdot 10^{-4}

), por lo tanto, el

\ce{HF}

es el ácido más fuerte entre los tres.b) Los equilibrios de disociación en agua y sus bases conjugadas son:

\ce{CH3COOH(aq) + H2O(l) <=> CH3COO-(aq) + H3O+(aq)}

La base conjugada del $\ce{CH3COOH}$ es el ion acetato, $\ce{CH3COO-}$ .

\ce{HCN(aq) + H2O(l) <=> CN-(aq) + H3O+(aq)}

La base conjugada del $\ce{HCN}$ es el ion cianuro, $\ce{CN-}$ .

c) La relación entre la constante de acidez (

K_a

) de un ácido y la constante de basicidad (

K_b

) de su base conjugada viene dada por la expresión

K_a \cdot K_b = K_w

, donde

K_w

es la constante de autoionización del agua (

1,0 \cdot 10^{-14}

a 25

^\circ

C). Para el

\ce{HF}

, su base conjugada es el ion fluoruro,

\ce{F-}

. Se tiene

K_a (\ce{HF}) = 3,6 \cdot 10^{-4}

. Entonces, la constante de basicidad

K_b

para el

\ce{F-}

es:

K_b (\ce{F-}) = \frac{K_w}{K_a (\ce{HF})}

K_b (\ce{F-}) = \frac{1,0 \cdot 10^{-14}}{3,6 \cdot 10^{-4}}

K_b (\ce{F-}) = 2,78 \cdot 10^{-11}