problemas tipo ácido-base_sol

PROBLEMAS TIPO ÁCIDO-BASE
1) El ácido caproico (ácido hexanoico) H3C – (CH3)4 – COOH, es un ácido monoprótico
que como producto natural se emplea en la fabricación de aromas artificiales. Se prepara
una disolución disolviendo 0,14 moles de dicho ácido en agua hasta un volumen de 1,5 L.
Si sabemos que la concentración de iones hidronio (H3O+) es de 1,1 · 10-3 M y teniendo en
cuenta el siguiente equilibrio:
H3C – (CH3)4 – COOH + H2
⇆
H3C – (CH3)4 – COO- + H3O+
Calcular:
a) El valor de Ka para el ácido caproico
b) El pH y el grado de disociación
Apartado a)
Establecemos la ecuación del equilibrio de acidez del H3C – (CH3)4 – COOH y la tabla que nos
permite relacionar las concentraciones iniciales y las concentraciones una vez alcanzado el
estado de equilibrio:
H 3C –
Conc.
iniciales
(mol/L)
Conc. en el
equilibrio
(mol/L)
( CH3 )4
+
– COOH
H 2O
H 3C –
⇆
( CH3 )4
– COO −
+
H 3O +
0,14
= 0,0933 mol/L
1,5
_______
0
0
0,0933 – x
_______
x
x
Según esta tabla,  H3O + ( aq )  = x y, según el enunciado,  H3O + ( aq )  = 1,1 ⋅ 10−3 M . Así

 eq

 eq
pues, por igualación se obtiene el valor de x:
x = 1,1 ⋅ 10−3 M .
Calculamos el resto de concentraciones en el equilibrio:
 H 3C –

( CH3 )4
– COOH  = 0,0933 − x = 0,0933 − 1,1 ⋅ 10−3 = 0,0922 mol/L
eq
 H 3C –

( CH3 )4
– COO −  = x = 1,1 ⋅ 10−3 mol/L
 eq
Aplicamos ahora la ecuación de la constante de acidez del ácido, que es la constante que
corresponde al equilibrio planteado:
(
K a H 3C –
( CH3 )4
)
– COOH =
 H 3O +  ⋅  H 3C –

 eq 
 H 3C –

( CH3 )4
( CH3 )4
– COO − 
 eq
– COOH 
eq
=
1,1 ⋅ 10−3 ⋅ 1,1 ⋅ 10−3
= 1,312 ⋅ 10−5
0,0922
Apartado b)
(
)
pH = − log  H3O +  = − log 1,1 ⋅ 10−3 = 2,96

 eq
α=
Concentración consumida 1,1 ⋅ 10−3
=
= 0,0118 (es decir, un 1,18%)
Concentración inicial
0,0933
2) El carácter ácido del vinagre es debido a su contenido en ácido acético (ácido etanoico;
CH3 – COOH) (Ka = 1,8 · 10 – 5).
a) Calcular el grado de disociación del ácido acético de una disolución que se obtiene a
partir de
30 g de ácido acético al que se le añade agua hasta un volumen final de 500 mL.
b) Calcular el pH de dicha disolución
Datos: mas. atóm. (C) = 12; (O) = 16; (H) = 1
Apartado a)
Calculamos la molaridad de la disolución de ácido acético:
moles CH3COOH =
gramos CH3COOH
30 g
=
= 0,5 moles ;
M r (CH3COOH)
12 ⋅ 2 + 16 ⋅ 2 + 1 ⋅ 4 ) g / mol
(144
42444
3
60
M=
moles soluto
0,5
=
=1 M .
V(L)
500 ⋅ 10−3
(
)
Establecemos el equilibrio de acidez del ácido acético y la tabla que permite relacionar las
concentraciones iniciales y en el equilibrio de todas las especies:
CH 3 COOH (aq)
Conc. iniciales (mol/L)
1
Conc. en el equilibrio
1–x
(mol/L)
+
H 2 O (aq)
↔ CH 3 COO − (aq)
+
H 3 O + (aq)
_______
0
0
_______
x
x
(llamamos x a la concentración de ácido acético que se consume hasta que se alcanza el estado
de equilibrio).
Aplicamos ahora la ecuación de la constante de acidez del ácido, que es la constante que
corresponde al equilibrio planteado:
K a (CH 3COOH) =
 H 3O +  ⋅  CH3COO − 

 eq 
 eq
 CH COOH 
 3
 eq
⇒ 1,8 ⋅ 10−5 =
x·x
x2
=
1− x 1− x .
Al resolver esta ecuación se obtiene un valor de x de 0,004234 mol/L (la otra solución de
la ecuación no es válida, ya que es negativa).
Con este dato, se puede calcular ya el valor del grado de disociación del ácido:
α=
concentración disociada x 0,004234
= =
= 0,004234 ,
concentración inicial
1
1
o, expresado en porcentaje, 0,42%.
Apartado b)
El pH de la disolución será:
pH = − log  H3O +  = − log x = − log(0,004234) = 2,37

 eq