cada ácido tiene una constante de disociación característica (k un ), que es una medida de su capacidad de donar iones de hidrógeno en solución. en otras palabras, k a proporciona una manera de medir la fuerza de un ácido. Los valores más grandes significan ácidos más fuertes. El ph (potencia del hidrógeno) de una solución es una medida de la concentración de iones de hidrógeno y también es una medida de la acidez, pero no es lo mismo que k a . Sin embargo, existe una relación entre los dos, y puede calcular k a para un ácido si conoce la concentración de ácido y el ph de la solución.
constante de disociación ka
un compuesto es ácido si puede donar iones de hidrógeno a una solución acuosa, lo que equivale a decir que el compuesto es capaz de crear iones de hidronio (h 3 0 + ). La ecuación general que describe lo que le sucede a un ácido (ha) en solución es:
ha + h 2 0 <--> h 3 0 + + a - , donde a - es la base conjugada.
algunos ácidos son fuertes y se disocian completamente, mientras que otros son débiles y solo se disocian parcialmente. se puede medir la fuerza de un ácido por su constante de disociación k una , que es una relación formada dividiendo la concentración de productos por la concentración de los reactivos:
k a = [h30 +] [a -] / [ha]
Todas las reacciones ocurren en el agua, por lo que generalmente se elimina de la ecuación.
derivando ka de ph
el pH de una solución ácida acuosa es una medida de la concentración de hidrógeno libre (o hidronio) iones que contiene: pH = -log [H + ] o pH = -log [H 3 0 + ]. La última ecuación puede ser reescrita:
[h 3 0 + ] = 10 -ph
Si conoce la concentración molar de una solución ácida y puede medir su ph, la equivalencia anterior le permite calcular la concentración relativa de ácido a base conjugada y derivar la constante de disociación k a . para hacer esto, ayuda a establecer una mesa que delinea las i concentraciones nitial de reactivos y productos, el c ambio en las concentraciones y las concentraciones en el correo Quilibrium. Esta es una mesa de hielo. En lugar de configurar uno de manera general, es más instructivo ilustrar el procedimiento con un ejemplo específico.
Constante de disociación para el ácido acético.
El ácido acético, el ácido que le da al vinagre su sabor agrio, es un ácido débil que se disocia en acetato e iones de hidronio en solución.
ch 3 co 2 h + h 2 o <--> ch 3 co 2 - + h 3 o +
El vinagre doméstico típico es una solución de 0.9 m con un ph de 2.4. utilizando los datos, es posible calcular la constante de disociación:
ácido acético (ch 3 co 2) h) iones hidronio (h3o + ) iones acetato (ch 3 co 2 - )
inicial 0.9 m 0 0
cambiar -xm + xm + xm
equilibrio (0.9 - x) mxmxm
la constante de disociación k a es [h3o +] [ch 3 co 2 - ] / [ch 3 co 2) h].
k a = x 2 /(0.9 - x)
como se indicó anteriormente, [h3o +] = 10 -ph . ya que x = [h3o + ] y conoce el ph de la solución, puede escribir x = 10 -2.4 . ahora es posible encontrar un valor numérico para ka.
ka = (10 -2.4 ) 2 /(0.9 - 10 -2.4 ) = 1.8 x 10 -5 .