La Constante de Acidez Ka
La constante de ácida, Ka, (o constante de acidez, o constante de ionización ácida) es una medida de la fuerza de un ácido débil (que no se disocia completamente):
| HA ↔ A– + H+ | |
HA es un ácido genérico que se disocia en A–(la base conjugada del ácido), y el ion hidrógeno o protón, H+.
La constante de disociación Ka se escribe como el cociente de las concentraciones de equilibrio (en mol/L):
| Ka = | [A–] [H+] |
· |
| [HA]
. |
Por ejemplo, para el caso del ácido acético (CH3COOH ↔ CH3COO– + H+):
| Ka = | [CH3COO–] [H+] |
= 1,8 x 10-5 a temperatura ambiente |
| [CH3COOH] . |
La constante de acidez Ka se suele expresar mediante una medida logarítmica denominada pKa:
| pKa = – log10 Ka | |
Ejemplos Aplicados de la Constante de Acidez Ka:
Ejemplo 1: calcular la constante de acidez Ka de una disolución 1,0 M de ácido benzoico (HBz) que tiene una [H+] = 8 · 10-3 M.
El grado de ionización es suficientemente pequeño como para considerar que la concentración del ácido no disociado en la disolución se mantiene en 1,0 M. El equilibrio será por lo tanto:
| HBz | ↔ | Bz– | + | H+ | |
|
8 · 10-3 | 8 · 10-3 |
| Ka = | [Bz–] [H+] |
= | (8 · 10-3)2 | = 6,4 · 10-5 |
| [HBz]
. |
1,0
. |
Ejemplo 2: calcular la constante de acidez Ka de un determinado ácido HA que está disociado al 1,0% en una disolución 0,10 M.
Si está disociado al 1,0% del ácido, las concentraciones de A– y H+ serán el 1,0% al 0,10 M, es decir 1,0 · 10-3. El equilibrio será por lo tanto:
| HA | ↔ | A– | + | H+ |
| 0,10-10-3 | 1,0 · 10-3 | 1,0 · 10-3 |
| Ka = | [A–] [H+] |
= | (1,0 · 10-3)2 | = 1,01 · 10-5 |
| [HA]
. |
0,1 – 10-3
. |
Ejemplo 3: calcular la concentración [H+] de una disolución 1 M de ácido acético CH3COOH (Ka = 1,8 · 10-5)
Sea la reacción de disociación:
| CH3COOH | ↔ | CH3COO– | + | H+ |
| 1-x | x | x |
| Ka = 1,8 · 10-5 = | [CH3COO–] [H+] |
= | x2 | |
| [CH3COOH]
. |
1-x
. |
Resolviendo la ecuación obtenemos que x = 4,2 · 10-3 [H+] = x = 4,2 · 10-3 M
Ejercicios de Constante de Acidez Ka:
Ejercicio 1: Calcular el pH de una disolución 0,02 M de ácido débil HA con constante de acidez Ka= 3,0 · 10-6
Ejercicio 2: Calcular el pKa del ácido del ejercicio anterior
Solución Ejercicio de Constante de Acidez Ka:
Ejercicio 1: calcular el pH de una disolución 0,02 M de ácido débil HA (constante de acidez Ka= 3,0·10-6)
Solución:
- Sea la reacción de disociación:
HA ↔ A– + H+ 0,02 – x x x
Ka = 3,0 · 10-6 =
[A–] [H+]= x2 [HA] .
0,02-x .
- Suponemos que x es despreciable frente a 0,02, entonces:x2 / 0,02 = 3,0 · 10-6
x2 = 6,0 · 10-8
x = 2,45 · 10-4
- [H+] = x = 2,45 · 10-4
- pH = – log [H+] = – log 2,45 · 10-4 = 4 – log 2,45 = 4 – 0,39 = 3,61
Ejercicio 2: Calcular el pKa del ácido del ejercicio anterior
- pKa = – log10 Ka = – log10 3,0·10-6 = 5,52
