Question

Una disolución acuosa 0.5M de un ácido débil (ácido acético) tiene un porcentaje de disociación del 8% Calcula:
a.- Las moles disueltas del ácido
b.- El grado de disociación

Answer 1

Respuesta:

Ejemplo 1: ¿Cómo calcular el pH de una disolución de ácido acético 1 M

cuya Ka es 1,8·10-5.?

1) Al tratarse de un ácido débil sufre una disociación parcial. Si partimos de

una concentración de ácido C0, parte de este ácido se disocia en una

cantidad x, por lo que la concentración del mismo en el equilibrio será Ceq

= C0 – x.

CH3COOH + H2O  CH3COO-

+ H3O+ 5

3

3 3 a 1,8·10 [CH COOH]

[CH COO ][H O ] K   

 

C0(M) 1

Ceq (M) 1 - x x x

2) Tal y como se ha comentado anteriormente, cuando el ácido

proporcione una concentración de H3O+ > 10-6 M, la contribución del

agua a la concentración de H3O+ (y OH-

) del medio será despreciable,

por ello no se han considerado. Por tanto, las concentraciones de

CH3COO-

y H3O+ serán iguales y la ecuación que debe resolverse es:

1 x

x

[CH COOH]

[CH COO ][H O ] K 1,8·10

2

3

5 3 3 a    

  

3) Para resolver esta ecuación, dado que Ka es muy pequeña (poca

disociación), podemos considerar que la cantidad de ácido disociado (x)

es despreciable frente a la concentración inicial (1 M). De este modo, la

ecuación de segundo grado se simplifica.

1

x

1 x

x K 1,8·10

2 2

5 a      ,

Despejando se obtiene que x = [H3O+] = 4,24·10-3 M,

4) Por ello:

pH = - log 4,24·10-3 = 2,37

Observación. ¿Qué error se está cometiendo al realizar la aproximación (1-x ≈ 1)?

Si se hubiera resuelto la ecuación de segundo grado (  x   

1

x K 1,8·10

2

5 a ), se habría

obtenido: x = [H3O+] = 4,23·10-3 M.

Tomando este valor como correcto, el error cometido al realizar la simplificación es de

0,24 % (  

·100

4,23·10

4,24·10 4,23·10

3

3 3



     ). Este error es muy pequeño, de hecho, al ser menor

del 5 % se considera aceptable, por lo que la hipótesis realizada es correcta.