T6: Equilibrios acido-base

Fortaleza de ácidos y pH

Teoría

2024 · Ordinaria · Titular

Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) En una disolución diluida de un ácido fuerte

\ce{HX}

hay mayor proporción de

\ce{HX}

que de

\ce{X-}

b) Cuando se disuelve

\ce{CH3COONa}

en agua se producen iones

\ce{OH-}

c) El pH de una disolución 0,1 M de

\ce{HCl}

es menor que el de una disolución 0,1 M de

\ce{CH3COOH}

(

K_a = 1,75 \cdot 10^{-5}

hidrólisis de salesconstante de acidez

a) Falso. Un ácido fuerte se define por su capacidad de disociarse completamente en disolución acuosa, lo que significa que el equilibrio de ionización está totalmente desplazado hacia la formación de productos.

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

Dado que el grado de disociación $\alpha$ es aproximadamente 1, la concentración de la especie molecular $\ce{HX}$ en el equilibrio es despreciable frente a la de la especie iónica $\ce{X-}$ , la cual será prácticamente igual a la concentración inicial del ácido. Por tanto, hay una mayor proporción de $\ce{X-}$ que de $\ce{HX}$ .

b) Verdadero. El acetato de sodio es una sal que, al disolverse en agua, se disocia totalmente en sus iones constituyentes.

\ce{CH3COONa(s)} -> \ce{[H2O] CH3COO^{-}(aq) + Na^{+}(aq)}

El ion sodio ( $\ce{Na+}$ ) es el ácido conjugado de una base fuerte ( $\ce{NaOH}$ ) y no sufre hidrólisis. En cambio, el ion acetato ( $\ce{CH3COO-}$ ) es la base conjugada de un ácido débil ( $\ce{CH3COOH}$ ) y reacciona con el agua captando protones.

\ce{CH3COO- + H2O} <=> \ce{CH3COOH + OH-}

Como producto de esta reacción de hidrólisis, se generan iones $\ce{OH-}$ , lo que confiere a la disolución un carácter básico y un $pH > 7$ .

c) Verdadero. Para comparar los pH, determinamos la concentración de protones en cada caso. El ácido clorhídrico (

\ce{HCl}

) es un ácido fuerte y se disocia totalmente.

[\ce{H3O+}] = [\ce{HCl}]_0 = 0,1 \text{ M} \implies pH = -\log(0,1) = 1

El ácido acético ( $\ce{CH3COOH}$ ) es un ácido débil que se disocia parcialmente según el siguiente equilibrio:

\begin{array}{lccc} & \ce{CH3COOH} & \ce{CH3COO-} & \ce{H3O+} \ \hline \text{Inicio (M)} & 0,1 & 0 & 0 \ \text{Cambio (M)} & -x & +x & +x \ \text{Equilibrio (M)} & 0,1-x & x & x \end{array}

Utilizando el valor de la constante de acidez $K_a = 1,75 \cdot 10^{-5}$ :

K_a = \frac{[\ce{CH3COO-}][\ce{H3O+}]}{[\ce{CH3COOH}]} \implies 1,75 \cdot 10^{-5} = \frac{x^2}{0,1 - x}

Considerando que $x$ es despreciable frente a 0,1 debido al bajo valor de $K_a$ :

x = \sqrt{1,75 \cdot 10^{-5} \cdot 0,1} = 1,32 \cdot 10^{-3} \text{ M}

pH = -\log(1,32 \cdot 10^{-3}) = 2,88

Comparando ambos resultados, el pH de la disolución de $\ce{HCl}$ (1) es menor que el de la disolución de $\ce{CH3COOH}$ (2,88).