🔍
Escribe al menos 2 caracteres...
AndalucíaAndalucía
MadridMadrid
CataluñaCataluña
GaliciaGalicia
MurciaMurcia
ValenciaValencia
En construcciónAñadimos comunidades, materias, años y soluciones de forma progresiva y constante.
T6: Equilibrios acido-base
Ácidos débiles
Problema
2024 · Ordinaria · Titular
C3
Examen

Se preparan 10 L de una disolución de ácido metanoico (HCOOH\ce{HCOOH}) disolviendo 23 g en agua. Teniendo en cuenta que el pH de la disolución es 3, calcule:

a) El grado de disociación del ácido.b) El valor de la constante de disociación.

Datos: Masas atómicas relativas: C= 12; O= 16; H= 1

grado de disociaciónconstante de acidez

Calculamos primero la masa molar del ácido metanoico (HCOOH\ce{HCOOH}):

M(HCOOH)=1⋅2+12⋅1+16⋅2=46 g⋅mol−1M(\ce{HCOOH}) = 1 \cdot 2 + 12 \cdot 1 + 16 \cdot 2 = 46 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}

Determinamos la concentración inicial del ácido (C0C_0) en la disolución de 10 L:

C0=23 g46 g⋅mol−1⋅10 L=0,05 mol⋅L−1C_0 = \frac{23 \text{ g}}{46 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot 10 \text{ L}} = 0,05 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}
a) El grado de disociación del ácido.

A partir del pH dado, calculamos la concentración de protones en el equilibrio:

[HX3OX+]=10−pH=10−3 M[\ce{H3O+}] = 10^{-pH} = 10^{-3} \text{ M}

Planteamos el equilibrio de disociación mediante una tabla ICE (Inicio, Cambio, Equilibrio):

\begin{array}{|l|c|c|c|c|} \hline & \ce{HCOOH (aq)} & \ce{H2O (l)} & \ce{HCOO- (aq)} & \ce{H3O+ (aq)} \ \hline \text{Inicio (M)} & C_0 & - & 0 & 0 \ \hline \text{Cambio (M)} & -x & - & +x & +x \ \hline \text{Equilibrio (M)} & C_0 - x & - & x & x \ \hline \end{array}

Donde x=[HX3OX+]=10−3 Mx = [\ce{H3O+}] = 10^{-3} \text{ M}. El grado de disociación (α\alpha) se define como la relación entre la cantidad de sustancia disociada y la cantidad inicial:

α=xC0=10−3 M0,05 M=0,02\alpha = \frac{x}{C_0} = \frac{10^{-3} \text{ M}}{0,05 \text{ M}} = 0,02

Expresado en porcentaje, el grado de disociación es del 2%.

b) El valor de la constante de disociación.

La constante de acidez (KaK_a) se define a partir de las concentraciones en el equilibrio según la ley de acción de masas:

Ka=[HCOOX−][HX3OX+][HCOOH]=x2C0−xK_a = \frac{[\ce{HCOO-}][\ce{H3O+}]}{[\ce{HCOOH}]} = \frac{x^2}{C_0 - x}

Sustituimos los valores numéricos obtenidos anteriormente:

Ka=(10−3)20,05−10−3=10−60,049=2,04⋅10−5K_a = \frac{(10^{-3})^2}{0,05 - 10^{-3}} = \frac{10^{-6}}{0,049} = 2,04 \cdot 10^{-5}