Question

PROBLEMA 2.-
La aspirina es un analgésico utilizado en el tratamiento del dolor y la fiebre. Su principio activo, el ácido acetilsalicílico, C9H8O4, es un ácido monoprótico, HA, con una constante de acidez Ka = 3,24 · 10–4. Calcula:
a) El volumen de la disolución que contiene disuelto un comprimido de 0,5 g de ácido acetilsalicílico si su pH resulta ser 3,0.
b) ¿Cuál será el pH de la disolución obtenida al disolver otro comprimido de 500 mg en agua si se obtuvieron 200 mL de disolución?

DATOS: Ar(H) = 1 u; Ar(O) = 16 u; Ar(C) = 12 u.

PRUEBA SELECTIVIDAD VALENCIA CONVOCATORIA JULO 2016 QUIMICA

Answer 1

PROBLEMA 2.- La aspirina es un analgésico utilizado en el tratamiento del dolor y la fiebre. Su principio activo, el ácido acetilsalicílico, C₉H₈O₄, es un ácido monoprótico, HA, con una constante de acidez Ka = 3,24 · 10–4. Calcula:

a) El volumen de la disolución que contiene disuelto un comprimido de 0,5 g de ácido acetilsalicílico si su pH resulta ser 3,0.

 b) ¿Cuál será el pH de la disolución obtenida al disolver otro comprimido de 500 mg en agua si se obtuvieron 200 mL de disolución?

DATOS: Ar(H) = 1 u; Ar(O) = 16 u; Ar(C) = 12 u.

Solución:

a)      El equilibrio de ionización de la aspirina es: C₉H₈O₄ + H₂O ⇆ C₉H₇O₄ ⁻ + H₃O + , y siendo Co la concentración inicial del ácido, y x la concentración molar en que se ioniza, la concentración molar de las distintas especies en el equilibrio es:

 

C₉H₈O₄ + H₂O ⇆ C₉H₇O₄ – + H₃O +

 Concentración en el equilibrio:  Co – x x x.

Si el pH de la disolución es 3,0 ello indica que la concentración de iones oxonios es:

$[H_{3}O^{+}]= 10^{-pH}= 10^{-3} M$ que es también la de acetilsalicilato, $[C _{9} H _{7} O _{4} ^{-}] = 10^{-3} M$ mientras que la del ácido acetilsalicílico es Co – 10–3, y llevando estas concentraciones a la constante de acidez se tiene:

 

$K _{a}= \frac{[C _{9} H_{7} O_{4} ^{-}] [H _{3}O^{+}] }{[C _{9} H_{8} O_{4}]} ⇒ 3,24.10 ^{-4}= \frac{(10 ^{-3}) ^{2} }{C _{o}-10 ^{-3} } ⇒ C _{o}= \frac{(10 ^{-3}) ^{2}+3,24.10 ^{-7}}{3,24.10 ^{-4}}= 4,1 .10 ^{-3} M$

 

Los moles de ácido contenidos en el comprimido son:

 

$n= (C _{9} H_{8} O_{4})= \frac{gramos}{masa molar}= \frac{0,5g }{180g.mol ^{-1} } = 2,78 .10 ^{-3}$ moles, que han de encontrarse disueltos en el volumen de disolución: $V= \frac{moles}{M} = \frac{2,78 .10 ^{-3} moles }{4,1 .10 ^{-3} moles L ^{-1} }= 6,0775 L =6,775 mL$.

 

b)      Si se disuelve un comprimido de 500 mg hasta un volumen de 0,2 L, la concentración molar de la nueva disolución es: $M= \frac{moles}{volumen}= \frac{2,78 .10 ^{-3} moles }{0,2 L}= 0,0139 M$ y si es x´ la concentración en la que se ioniza el ácido, la concentración de las distintas especies en el equilibrio es: C₉H₈O₄ + H₂O ⇆ C₉H₇O₄ – + H₃O + Concentración en el equilibrio: 0,0139 – x´ x´ x´. Llevando estas concentraciones a la constante de acidez se tiene:

 

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