Se disuelve una muestra de 0.0560 g de ácido acético en cantidad suficiente de agua para preparar 50.0 mL de disolución. Calcule las concentraciones de H+ en el equilibrio, pH de la disolución y el % de ionización. (Ka para el ácido acético = 1.8 X 10-5)
Respuestas
Para la muestra de ácido acético disuelta en agua:
La concentración de H⁺ en el equilibrio es igual a 5.8 x 10⁻⁴ M.
El pH de la disolución es 3.23.
El % de ionización es 3.1%.
Explicación:
Primero se determina la concentración de la solución de ácido acético:
Considerando el peso molecular:
MW CH₃COOH= 60.05 g/mol
Moles de CH₃COOH disueltas:
0.0560 g * (1 mol/ 60.05 g)= 9.33 x 10⁻⁴ mol
La concentración puede expresarse en términos de molaridad:
Molaridad= moles de soluto/ litros de solución
Molaridad= 9.33 x 10⁻⁴ mol / 0.05 L= 0.0187 M
La reacción que tiene lugar es:
CH₃COOH(ac) ⇔ H⁺ (ac) + CH₃COO⁻(ac)
La constante de disociación ácida, ka, se define como:
Ka= [H⁺ ] [CH₃COO⁻] / [CH₃COOH]
En el inicio se tiene:
- [CH₃COOH]= 0.0187 M
- [H⁺ ] = [CH₃COO⁻]= 0
En el equilibrio:
- [CH₃COOH]= 0.0187 - x≈ 0.0187, se asume que x es muy pequeña comparada con 0.0187.
- [H⁺ ] = [CH₃COO⁻]= x
Reemplazando:
Ka= x² / 0.0187= 1.8 x 10⁻⁵
x²= 3.37 x 10⁻⁷
x= 5.8 x 10⁻⁴
Concentración de H⁺ en el equilibrio:
[H⁺ ]= x= 5.8 x 10⁻⁴ M
pH de la disolución:
pH= -log [H⁺ ]
pH= - log (5.8 x 10⁻⁴)= 3.23
Porcentaje de ionización:
% ionización= grado de ionización * 100
% ionización= (x / Cinicial ácido)*100
% ionización= (5.8 x 10⁻⁴/ 0.0187)*100 = 3.1%