T6: Equilibrios acido-base

Fuerza relativa de ácidos y pH

Teoría

2023 · Extraordinaria · Reserva

En dos disoluciones de la misma concentración de dos ácidos monopróticos $\ce{HA}$ y $\ce{HB}$ , se comprueba que $[\ce{A-}]$ es mayor que $[\ce{B-}]$ . Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) El ácido

\ce{HA}

es más fuerte que el ácido

\ce{HB}

.b) El pH de la disolución del ácido

\ce{HA}

es mayor que el pH de la disolución del ácido

\ce{HB}

.c) Si se añade agua a dichas disoluciones su valor de pH no cambiará.

Ácidos fuertes y débilespH

Análisis de la fuerza ácida y pH

Consideramos el equilibrio de ionización de un ácido monoprótico genérico $\ce{HX}$ en agua:

\ce{HX + H2O} <=> \ce{X- + H3O+}

Establecemos las concentraciones en el equilibrio mediante la tabla ICE (Inicio, Cambio, Equilibrio), siendo $c_0$ la concentración inicial y $x$ la concentración de ácido ionizado:

\begin{array}{|l|c|c|c|} \hline & \ce{HX} & \ce{X-} & \ce{H3O+} \\ \hline \text{Inicio (mol/L)} & c_0 & 0 & 0 \\ \hline \text{Cambio (mol/L)} & -x & +x & +x \\ \hline \text{Equilibrio (mol/L)} & c_0 - x & x & x \\ \hline \end{array}

a) Verdadero. La fuerza de un ácido se mide por su constante de acidez

K_a = \frac{[\ce{X-}][\ce{H3O+}]}{[\ce{HX}]}

. A partir de la tabla ICE, sabemos que

[\ce{X-}] = [\ce{H3O+}] = x

. Si

[\ce{A-}] > [\ce{B-}]

, implica que

x_A > x_B

. Dado que la concentración inicial

c_0

es la misma para ambos, el ácido

\ce{HA}

se encuentra más disociado que el ácido

\ce{HB}

. Por tanto,

K_{a, \text{HA}} = \frac{x_A^2}{c_0 - x_A} > K_{a, \text{HB}} = \frac{x_B^2}{c_0 - x_B}

, lo que confirma que

\ce{HA}

es un ácido más fuerte.b) Falso. El pH se define como

pH = -\log[\ce{H3O+}]

. De la relación estequiométrica

1:1

de la reacción de ionización, se deduce que

[\ce{H3O+}] = [\ce{X-}]

. Como se ha establecido que

[\ce{A-}] > [\ce{B-}]

, se cumple que

[\ce{H3O+}]_A > [\ce{H3O+}]_B

. Al aplicar el logaritmo negativo, a mayor concentración de protones corresponde un menor valor de pH. En consecuencia, el pH de la disolución de

\ce{HA}

es menor que el de la disolución de

\ce{HB}

.c) Falso. Al añadir agua a las disoluciones, se produce una disminución de las concentraciones de todas las especies presentes debido al aumento de volumen. Según el Principio de Le Chatelier, el sistema tenderá a contrarrestar esta perturbación desplazando el equilibrio hacia el lado donde haya un mayor número de moles de partículas en disolución, es decir, hacia la derecha (formación de productos). Aunque el grado de disociación

\alpha

aumenta, el efecto de la dilución es predominante, lo que conlleva una disminución de la concentración total de

[\ce{H3O+}]

y, por lo tanto, un aumento en el valor del pH.