La Constante de Acidez Ka

La constante de ácida, K_a, (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 K_a 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 K_a se suele expresar mediante una medida logarítmica denominada pK_a: 

 

pKa = – log10 Ka

Ejemplos Aplicados de la Constante de Acidez Ka:

Ejemplo 1: calcular la constante de acidez K_a 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+
1,0		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 K_a 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 (K_a = 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 K_a=  3,0 · 10^-6

Ejercicio 2: Calcular el pK_a 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 K_a=  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 pK_a del ácido del ejercicio anterior

• pK_a = – log₁₀ K_a = – log₁₀ 3,0·10^-6 = 5,52