AndalucíaAndalucía
MadridMadrid
CataluñaCataluña
GaliciaGalicia
MurciaMurcia
ValenciaValencia
En construcciónAñadimos comunidades, materias, años y soluciones de forma progresiva y constante.
T6: Equilibrios acido-base
Fuerza de ácidos débiles
Teoría
2020 · Extraordinaria · Suplente
B4
Examen

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

a) El ácido HA\ce{HA} es más fuerte que el ácido HB\ce{HB}.b) El valor de la constante de disociación del ácido HA\ce{HA} es menor que el valor de la constante de disociación del ácido HB\ce{HB}.c) El pH de la disolución del ácido HA\ce{HA} es mayor que el pH de la disolución del ácido HB\ce{HB}.
Ácidos débilesGrado de disociación

Para dos ácidos débiles monopróticos HA\ce{HA} y HB\ce{HB} con la misma concentración inicial c0c_0, los equilibrios de disociación en agua y sus constantes de acidez vienen dados por las siguientes expresiones:

HA+HX2O<=>AX−+HX3OX+Ka(HA)=[AX−][HX3OX+][HA]\ce{HA + H2O} <=> \ce{A- + H3O+} \quad K_a(\ce{HA}) = \frac{[\ce{A-}][\ce{H3O+}]}{[\ce{HA}]}
HB+HX2O<=>BX−+HX3OX+Ka(HB)=[BX−][HX3OX+][HB]\ce{HB + H2O} <=> \ce{B- + H3O+} \quad K_a(\ce{HB}) = \frac{[\ce{B-}][\ce{H3O+}]}{[\ce{HB}]}

Debido a la estequiometría 1:1 de la reacción, en el equilibrio se cumple que [HX3OX+]HA=[AX−][\ce{H3O+}]_{HA} = [\ce{A-}] y [HX3OX+]HB=[BX−][\ce{H3O+}]_{HB} = [\ce{B-}]. Según el enunciado, sabemos que [AX−]>[BX−][\ce{A-}] > [\ce{B-}].

a) Verdadero. La fuerza de un ácido débil depende de su capacidad para ionizarse en disolución acuosa, la cual se mide mediante el grado de disociación (α\alpha). Siendo c0c_0 la concentración inicial, el grado de disociación se define como α=[anioˊn]c0\alpha = \frac{[\text{anión}]}{c_0}. Al ser la concentración inicial idéntica para ambos ácidos, si [AX−]>[BX−][\ce{A-}] > [\ce{B-}], entonces αHA>αHB\alpha_{HA} > \alpha_{HB}. Esto implica que el ácido HA\ce{HA} se encuentra más disociado que el ácido HB\ce{HB} y es, por lo tanto, un ácido más fuerte.b) Falso. La constante de disociación para estos ácidos se puede expresar en función de la concentración del anión en el equilibrio y la concentración inicial c0c_0 de la siguiente forma:
Ka=[anioˊn]2c0−[anioˊn]K_a = \frac{[\text{anión}]^2}{c_0 - [\text{anión}]}

Dado que [AX−]>[BX−][\ce{A-}] > [\ce{B-}], para el ácido HA\ce{HA} el numerador de la expresión es mayor y el denominador (concentración de ácido sin disociar) es menor que para el ácido HB\ce{HB}. Por tanto, el valor de la constante de equilibrio es mayor para el ácido más disociado: Ka(HA)>Ka(HB)K_a(\ce{HA}) > K_a(\ce{HB}).

c) Falso. El pHpH se define como el logaritmo negativo de la actividad (o concentración en disoluciones diluidas) de los iones oxonio: pH=−log⁡[HX3OX+]pH = -\log[\ce{H3O+}]. A partir de la estequiometría de la reacción, se ha establecido que [HX3OX+]HA=[AX−][\ce{H3O+}]_{HA} = [\ce{A-}] y [HX3OX+]HB=[BX−][\ce{H3O+}]_{HB} = [\ce{B-}]. Como [AX−]>[BX−][\ce{A-}] > [\ce{B-}], entonces [HX3OX+]HA>[HX3OX+]HB[\ce{H3O+}]_{HA} > [\ce{H3O+}]_{HB}. Al ser el pHpH una función logarítmica inversa, cuanto mayor es la concentración de protones, menor es el valor del pHpH. En consecuencia, pH(HA)<pH(HB)pH(\ce{HA}) < pH(\ce{HB}).