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    Cómo calcular el porcentaje de disociación

    Cuando los ácidos fuertes se colocan en agua, se disocian por completo. Es decir, todo el ácido (HA) se separa en protones (H +) y sus aniones acompañantes (A¯).

    En contraste, los ácidos débiles colocados en solución acuosa no se disocian completamente. La medida en que se separan se describe mediante la constante de disociación K a:

    K a \u003d ([H +] [A¯]) ÷ [HA]

    Las cantidades entre corchetes son las concentraciones de protones, aniones y ácido intacto (HA) en solución.

    K a es útil para calcular el porcentaje de un ácido débil dado que es disociada en una solución con una acidez conocida o pH.
    La constante de disociación a través de las ecuaciones

    Recuerde que el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de protones en la solución, que es lo mismo que 10 elevado a el poder negativo de la concentración de protones:

    pH \u003d -log 10 [H +] \u003d 10 - [H +]

    [H + ] \u003d 10 -pH

    K a y pK a están relacionados de manera similar:

    pK a \u003d -log 10K a \u003d 10 -Ka

    K a \u003d 10 -pKa

    Si se le da el pK ay el pH de una solución ácida, calcular el porcentaje del ácido disociado es sencillo.
    Muestra D Cálculo de isociación

    Un ácido débil, HA, tiene un pK a de 4.756. Si el pH de la solución es 3.85, ¿qué porcentaje del ácido se disocia?

    Primero, convierta pK a en K a y pH en [H +]:

    K < sub> a \u003d 10 -4.756 \u003d 1.754 x 10 -5

    [H +] \u003d 10 -3.85 \u003d 1.413 x 10 -4

    Ahora use la ecuación K a \u003d ([H +] [A¯]) ÷ [HA], con [H +] \u003d [A¯]:

    1.754 x 10 -5 \u003d [(1.413 x 10 -4 M) (1.413 x 10 -4 M)] ÷ [HA]

    [HA] \u003d 0.0011375 M

    Por lo tanto, el porcentaje de disociación viene dado por 1.413 x 10 -4 ÷ 0.0011375 \u003d 0.1242 \u003d 12.42%.

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