EJERCICIO DE EQUILIBRIO QUIMICO El ácido láctico, CH3CHOHCOOH (HLac), recibe su nombre de la leche agria, de la cual se aisló por primera vez en 1780. A 25 °C el Ka para el HLac es 8,4 x 10–4. Si tenemos 500 mL de una solución de leche agria que contiene 0,050 moles de HLac, como componente ácido: determinamos la concentración inicial de HLac: podemos escribir la ecuación de equilibrio y hacer el balance: [ ]0 0,10 — — [ ]reacciona X — — [ ]forma — x X [ ]eq 0,10 – x x X escribimos la expresión de Ka: reemplazamos las concentraciones en el equilibrio y determinamos x: x2 + 8,4 x10–4x – 8,4 x10–5 = 0 x1 = 8,75 x10–3 x2 = – 9,59 x10–3 dado que el valor de x2 es negativo y x1 es menor que [HLac]0, elegimos el valor dex1 = 8,75 x10–3 la concentración de iones H+ en el equilibrio será: [H+] = x = 8,75 x10–3 M el grado de ionización del ácido láctico será: el porcentaje de ionización será: finalmente determinamos el pH de la solución pH = – log [H+] = – log (8,75 x10–3) = 2,06 hemos determinado que el pH de la leche agria es 2,06, es decir se trata de una solución ácida. Efecto del ion común En los tres procesos de disociación que hemos visto (de ácidos, bases y sales) hemos considerado un solo soluto cada vez. Analizaremos ahora el caso de disoluciones donde están presentes dos solutos que contienen un mismo ion (catión o anión), denominado ion común Los indicadores ácido-base son sustancias, generalmente coloreadas, que se disocian parcialmente. Sus iones presentan una coloración distinta a la de la especie sin disociar, de modo que, según el sentido que esté favorecido en el equilibrio, la disolución puede presentar uno u otro color de manera preferente. Conforme varía el pH de una solución, los indicadores varían su color, indicando de forma cualitativa, si la solución es ácida o básica. Si a 100 mL de solución 0,10 M de un ácido débil, HA, se le añade el indicador anaranjado de metilo, éste presenta su color ácido, rojo: A– + H3O+ HA + H2O color del indicador: rojo Si a esta solución se le añaden 0,015 moles de una sal de HA, por ejemplo NaA, el color cambia a amarillo: A– + H3O+ HA + H2O color del indicador: amarillo Esta observación experimental se puede explicar en base al Principio de Le Chatelier: la adición del ión A–, desplaza el equilibrio hacia la izquierda, y en consecuencia disminuye la concentración de los iones hidronio, H3O+, disminuyendo por lo tanto, el grado de disociación, alfa Dado que el ácido débil, HA, y su sal, NaA, tienen en común el ion A–: HA(ac) NaA(ac) + + A–(ac) H2O(l) H2O(l) A–(ac) + + H3O+(ac) Na+(ac) este fenómeno se denomina efecto del ion común El efecto que puede ejercer la presencia de un ion común sobre un sistema en equilibrio, se basa en el Principio de Le Chatelier. Si analizamos el pH y el grado de disociación de 100 mL de una solución 0,10 M de ácido acético, CH3COOH, tendremos: CH3COOH(ac) [ ]0 0,10 + H2O(l) CH3COO–(ac) — + H3O+(ac) — [ ]reacciona X — — [ ]for — x x [ ]eq 0,10 –x x x ⇒ x = 1,34 x10–3 = [H3O+] pH = 2,87 Si a esta solución de CH3COOH le añadimos 0,015 moles de acetato de sodio, CH3COONa, determinaremos la nueva concentración de los iones H3O+: La concentración de los iones acetato en la mezcla será: Dado que ion CH3COO– es uno de los productos de la disociación del CH3COOH, el equilibrio de éste se desplaza en el sentido inverso. Como vemos, será muy poco lo que se haya disociado del ácido acético, de modo que podemos considerar que la concentración inicial de éste sigue siendo 0,10 M. De igual manera, será muy poca la cantidad del ion acetato que se haya podido hidrolizar, por lo que consideraremos que su concentración sigue siendo 0,15 M. Al realizar el balance estequiométrico para el nuevo estado de equilibrio tendremos: CH3COOH(ac) + H2O(l) CH3COO–(ac) + H3O+(ac) 0,10 0,15 — [ ]reac. X — — [ ]forma — X x 0,10 –x 0,15 + x X [ ]0 [ ]eq Como el Ka del ácido acético es 1,8 x 10–5, podemos determinar la nueva concentración de iones H3O+: ⇒ x = 1,2 x10–5 = [H3O+] El grado de ionización será: Finalmente el pH de la disolución será: pH = - log [H3O+] = 4,92 Hemos comprobado que al añadir el ion acetato disminuye la [H3O+], y por consiguiente, aumenta el pH de la s Solución, además disminuye el valor de alfa y en consecuencia, el grado de reacción.
