Question

determina la constante de basicidad y la(OH) de una disolucion 0.05 M de ion acetato, sabienso que la constante de acidez del acido acetico su conjugada es k(sub a) = 1.8×10-5

Answer 1

a) No centramos en encontrar la constante de disociación de la base. Para ello usamos la constante del producto iónico del agua ''Kw'':

$K_{w}= K_{a} K_{b}$

$K_{b}= \frac{ K_{w} }{ K_{a} } = \frac{ 10^{-14} }{1.8* 10^{-5} }=5.6* 10^{-10}$

b) Nos piden la concentración de iones OH⁻, a partir de una disolución 0.05 M de ion acetato.

Escribimos primero la reacción de disociación y la constante de equilibrio correspondiente Kb:

CH₃COO⁻ + H₂O ⇒ (CH₃--COOH) + OH⁻

$K_{b}= \frac{[ C_{2} H_{4} O_{2}][ OH^{-}]}{[ C_{2} H_{3} O_{2}^{-}] }$

Ahora hay que asumir un cambio ''x'' molar tanto para el ácido acético como para los iones hidroxilos. Si ellos sufren un cambio positivo el ion acetato sufre un cambio ''-x''. Por tanto, acomodamos todo lo que conocemos en la expresión de Kb:

$5.6* 10^{-10}= \frac{(x)(x)}{0.05-x}$

Como ''Kb'' es muy pequeña se puede despreciar la pequeña cantidad de ion acetato que reacciona con agua en comparación con la concentración total de ion acetato. Es decir, se desprecia ''x'' respecto a 0.05 M:

0.05 - x ≈ 0.05

$\frac{ x^{2} }{0.05}=5.6* 10^{-10}$

$x=5.3* 10^{-6}M$

Luego:

$[ OH^{-}]= [ C_{2} H_{4} O_{2}]=5.3* 10^{-6}M$

Un saludo.