Question

PROBLEMA 1.- Una disolución acuosa 0,03 M de un ácido monoprótico, HA, tiene un pH de 3,98. Calcula:
a) La concentración molar de A– en disolución y el grado de disociación del ácido.
b) El valor de la constante Ka del ácido y el valor de la constante Kb de su base conjugada. Resultado: a) [A– ] = 1,05 · 10–4; α = 0,35 %; b) Ka = 3,68 · 10–7; Kb = 2,7 · 10–8 . PRUEBA SELECTIVIDAD ANDALUCIA CONVOCATORIA SEP 2014 QUIMICA

Answer 1

Esta es la solución al problema 1 de la prueba de selectividad Andalucía Convocatoria SEP 2014 de Química:

a) Para calcular cual es la concentración molar de A⁻ en la disolución y su grado de disociación, tomamos en consideración que el pH va a depender del tamaño de la concentración de iones oxonios.

Sabemos que si el pH es de 3,98 la concentración de iones oxonios es la siguiente:

[H₃O⁺]  = $10^{-pH} = -10^{-3,98} = 10^{0,02}.10^{-4}  =$ 1,05.10⁻⁴ M = [A⁻]

Por lo que la concentración de iones oxonios y de iones A⁻ en estado de equilibrio es igual al producto entre concentración inicial del ácido (HA) y su grado de disociación (α):

M = 0,03.M.α 
α = $\frac{1,05. 10^{-4} M}{0,03M} =$ 3,5.10⁻³ = 0,35%

 

b) Para saber cual es el valor de la constante Ka del ácido y el valor de la constante Kb  de su base conjugada, usamos la concentración del ácido sin disociar en el equilibrio:

[HA] = 0,03 - 0,000105 = 0,0299M.

Luego, llevamos la constante de equilibrio a la concentración de cada especie y obtenemos Ka:

Ka = $\frac{[ H_{3}O^{+}] [ A^{-} ]}{[HA]} = \frac{ 1,05^{2} .10^{-8} }{0,0299} =$ 3,68.10⁻⁷

Entonces despejando de la relación de que el producto de las constantes ácidas y básicas es igual al producto iónico del agua:

Kb = $\frac{ 10^{-14} }3,68. <span>10^{-7} } =$ 2,7.10⁻⁸