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B2Q U07.2.1 Equilibrio de ácidos débiles - Contenido educativo
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Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES
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arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Hinares y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases
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de la unidad 7 dedicada a la primera parte del estudio de las reacciones ácido-base.
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En la videoclase de hoy estudiaremos el equilibrio de ionización de un ácido débil.
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En esta videoclase vamos a comenzar estudiando el equilibrio de ácidos y vamos a caracterizar
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la fortaleza relativa de los ácidos. Para ello, lo que vamos a hacer es considerar que,
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desde el punto de vista de la teoría de Bronsted y Lowry, un ácido es una sustancia que debe
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contener hidrógenos en su fórmula molecular y que son capaces de ceder hidrones a otras
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sustancias que llamamos bases. Bien, pues lo que vamos a considerar siempre en este
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contexto es que el ácido lo vamos a introducir en disolución acuosa, siempre el ácido con
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agua. Puesto que tiene carácter ácido va a ser capaz de ceder un hidrón, se va a convertir en
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el anión A- que va a ser la base conjugada del ácido HA que estamos considerando y el agua va
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a ser capaz de captar el hidrón que le cede el ácido convirtiéndose en su ácido conjugado que
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es el ión oxidán. Y en este contexto nosotros siempre vamos a considerar el equilibrio del
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ácido con agua para formar en equilibrio la base conjugada del ácido y el ácido conjugado del agua
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que estaría actuando como una base que va a ser siempre helión oxidáneo. Lo que vamos a hacer es
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considerar la ley de acción de masas en el equilibrio. Lo que vamos a tener es que la
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concentración de la base conjugada del ácido multiplicada por la concentración de lesiones
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oxidáneo elevado a los correspondientes coeficientes estequiométricos, que son 1, dividido entre la
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concentración del ácido multiplicado por no la concentración del agua, puesto que es un líquido
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puro, así que sólo la concentración del ácido, es igual a una cierta constante que en este contexto
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no se va a representar nunca Kc, sino que se va a representar Ka. Y lo vamos a denominar constante
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de disociación ácida o constante de acidez del ácido HA. Así pues, para caracterizar la fortaleza
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de un cierto ácido, lo único que tenemos que hacer es introducirlo en agua, medir las concentraciones
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de todas estas especies en el equilibrio y utilizar la alineación de masas para calcular
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esta constante. Cuanto más fuerte sea un ácido, mayor será la disociación que produzca, mayor
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será la concentración de esta base conjugada de iones oxidanio frente a la concentración
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que obtuviéramos de este ácido en el equilibrio y, consecuentemente, cuanto mayor sea la constante
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de acidez que midamos, mayor será la fortaleza del ácido. En el caso en el que la constante
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de acidez sea mayor que 1, mucho mayor que 1 en general, diremos que el ácido es muy
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fuerte y consideraremos que está completamente disociado. En tal caso, nunca escribiremos
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esta doble flecha de equilibrio, sino que diremos tal ácido es un ácido fuerte. En disolución acuosa
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se encuentra completamente disociado y escribiremos una flecha sencilla hacia la derecha y consideraremos
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que tenemos en el equilibrio, en el presunto equilibrio, únicamente una cierta concentración
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de esta base conjugada e ienes oxidanio y la concentración de este ácido en el equilibrio
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será cero, ha reaccionado por completo. ¿Cuáles son los ácidos fuertes que nosotros sabemos que
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son fuertes y habemos de saberlo? Pues como tenemos aquí, ácido yoídrico, bromídrico,
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perclórico, clorídrico, sulfúrico, mítrico, clórico, no son los únicos, pero son los
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que nosotros vamos a considerar. En el caso en el que la constante de acidez sea menor
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que 1, típicamente mucho menor que 1, lo que consideraremos es que tenemos un ácido
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suficientemente débil como para que la disociación sea parcial y en tal caso debemos hacer un
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estudio del equilibrio exactamente igual que hacíamos en la unidad 5. Un poquito más adelante
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veremos algún ejemplo numérico. Si queremos observar distintos ácidos fuertes y débiles
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podemos consultar una tabla donde tengamos contenidas las constantes de acidez y aquí
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tenemos por ejemplo ácido hiohídrico, sulfúrico, nítrico, estos serán ácidos fuertes. Como podemos
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ver su constante de acidez es efectivamente mayor que 1. El valor de la constante de acidez
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idénticamente igual a 1 se corresponde con el ión oxidáneo, que os recuerdo que era
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el ácido conjugado del agua. Y después tenemos otros ácidos débiles cuya constante de acidez,
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como podéis ver, es menor que 1. Tenemos el ácido cloroso, fosfórico, fluorídrico,
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nitroso y después todos los ácidos orgánicos. Como más representativos tenemos el ácido
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metanoico, también conocido con el nombre vulgar de ácido fórmico, el ácido benzoico o el ácido
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etanoico, también conocido con el nombre vulgar de ácido acético. Aquí tenéis las fórmulas de
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todos estos ácidos y aquí a la derecha tenemos las bases conjugadas que corresponden, que son
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aquellas expresiones, aquellas fórmulas que se obtienen de las de los ácidos habiendo perdido
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un hidrón. Entonces, por ejemplo, en el caso del ácido yoídrico, su base conjugada sería el propio
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ion yuduro. En el caso del ácido sulfúrico, pues el ion hidrógeno sulfoto y así en todos los demás
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casos. Junto con esta columna, con la constante K sub A, podéis ver que en ocasiones se encuentra
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tabulada y yo así lo he hecho lo que se denomina el PKA. Y es que tener todas estas constantes
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estabuladas es un poco engorro. Además, la constante de acidez, al igual que le pasa a la
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constante Kc del equilibrio ordinario expresado en función de concentraciones, toma valores muy
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variados, como podéis ver aquí, y solamente tenemos unos poquitos, desde el orden de magnitud del 10
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a menos 5 hasta el orden de magnitud de 10 elevado a la 9. Se extiende por un amplio rango de órdenes
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de magnitud. Pues bien, lo que se suele hacer en ocasiones es estabular en lugar de Ka lo que se
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denomina pKa, que no es más que menos el logaritmo decimal de la constante. Lo
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bueno que tiene esto es que los valores de pKa están restringidos en el rango a
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valores de aproximadamente entre menos 10 y más 10, más o menos de valores mayores
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a valores inferiores, pero todos los valores tienen valores más similares.
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Entonces, desde ese punto de vista es más útil ahora de tabular. Desde el punto de
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vista de los ejercicios, en ocasiones nos encontraremos con que nos dan la
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constante de acidez de los ácidos o en ocasiones nos darán el pKa de los ácidos. Tened en cuenta
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que si tenemos pKa y necesitamos la constante de acidez, porque vayamos a hacer uso de la
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aleación de masas y más, lo único que tenemos que hacer es invertir esta expresión. Y si pKa es
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menos el logaritmo decimal de la constante, la constante no es más que 10 elevado a menos el
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pKa. Así pues, este 2 elevado a, perdón, 2 por 10 elevado a 9 se podría obtener a partir de este
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valor de pKa sin más que hacer 10 elevado a menos, menos 9,3. Si intentas comprobar si todos los
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resultados son correctos, bueno, pues tanto pKa como Ka son valores que he tomado de distintas
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tablas y existirán pequeños errores de redondeo, pero podréis comprobar que en general corresponden
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bastante bien. Dije anteriormente que íbamos a resolver algún ejemplo numérico y lo que vamos
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a hacer es algo que se nos va a pedir en muchos ejercicios. Nos piden que calculemos la concentración
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de iones oxidanio en distintas disoluciones de ácido y, por ejemplo, para empezar lo que vamos
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a hacer es considerar una disolución 0,5 molar, nos tienen que dar la concentración, de ácido
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metanoico cuya fórmula química es HCOOH y cuya constante de acidez se nos da es 1,78 por 10 a la
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menos 4. Viendo este valor de la constante, 10 a la menos 4, entre paréntesis, viendo que es un ácido
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orgánico, sabemos que estamos ante un ácido débil y lo que vamos a hacer es considerar que en
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disolución acuosa el ácido metanoico con agua se va a disolver parcialmente y lo que vamos a hacer
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es escribir la ecuación del equilibrio. En este caso el ácido metanoico cede un hidrógeno al agua
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que se va a convertir en el ácido conjugado el ión oxidáneo, el ácido metanoico que pierde un
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hidrón se convierte en su base conjugada que no es más que el ión metanoato. Siempre tenemos que
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escribir la ecuación del equilibrio y siempre va a ser ácido más agua para formar la base conjugada
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del ácido y el ión oxidáneo. Porque la ley de acción de masas aplicado a este equilibrio tal
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y como lo tenemos escrito, es la que corresponde con esta constante de acidez. Insisto, y por
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definición, ácido más agua en equilibrio con la base conjugada del ácido y los iones oxidáneos,
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que son la base conjugada del agua. Nosotros lo que vamos a considerar siempre es que el ácido
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en disolución acosa se disocia. Y desde ese punto de vista, en este contexto, siempre lo que vamos
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a hacer es estudiar el grado de disociación, que ya habíamos estudiado en su momento en la unidad
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5. Así pues las tablas del equilibrio en este contexto lo que van a tener es en la primera
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fila, como siempre, la reacción química y en cuanto a lo que corresponde a la fila del inicio
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reacciona y en el equilibrio lo que vamos a poner son concentraciones, en sentido estricto cantidades
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contenidas en un litro de disolución. Esto es así porque nosotros habitualmente lo que vamos a
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conocer siempre es la concentración inicial del ácido y entonces lo que nos va a ser más cómodo
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es colocar en la tabla del equilibrio, aquí en esta primera fila, la concentración inicial,
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que en este caso es 0,5 molar. En esencia, en sentido estricto, lo que nos están diciendo es
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que hemos formado la disolución introduciendo para formar un litro 0,5 moles de ácido metanoico.
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Y nosotros lo que vamos a hacer es representar 0,5 molar como concentración inicial. Bien,
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pues vamos a considerar que al inicio lo que contiene la disolución es agua y ácido metanoico,
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Y que de ión metanoato y de iones oxidanio no va a haber nada. En la columna del agua nunca vamos a poner absolutamente nada, puesto que estamos poniendo concentraciones. Esto es un líquido puro y no tiene concentración definida. Consecuentemente, en la columna del agua nunca vamos a poner nada.
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Y así en esta fila lo que vamos a poner es concentración inicial, en mente tenemos cantidad en cada litro de disolución y tenemos 0,5 molar 0,0. 0,5 moles de ácido metánico para formar un litro de disolución.
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qué es lo que reacciona pues lo que vamos a hacer es expresarlo siempre en función del grado de
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asociación alfa y alfa os recuerdo es la fracción de la cantidad que reacciona referida a la cantidad
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total que nosotros tengamos y la cantidad que reacciona se va a calcular multiplicando siempre
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la cantidad inicial por alfa en este caso lo que vamos a hacer es multiplicar 0,5 por alfa
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A la vista de los coeficientes estequiométricos de la ecuación química ajustada, el ácido metanoico libera un hidrón que va a formar un oxidáneo combinándose con una molécula de agua para producir un ion acetato.
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Todos los coeficientes estequiométricos son iguales y iguales a uno. La fila de reacción contiene toda ella 0,5 por alfa.
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¿Qué es lo que vamos a tener en el equilibrio? La cantidad inicial menos la que reacciona en el ácido.
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en el caso del ácido, así pues será 0,5 menos 0,5 por alfa, sacando factor común 0,5, siempre vamos
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a representar 0,5 por 1 menos alfa. Y en el caso del ión metanoato, en este caso, y del ión
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oxidáneo, no teníamos nada en reacción a 0,5 por alfa que aparece. Bueno, pues en el equilibrio
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tenemos 0,5 por alfa en el caso de ambas especies. Lo que vamos a hacer es siempre aplicar la
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la dirección de masas. De acuerdo que en el equilibrio la escribimos, la concentración del
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ión metanoato por la concentración del ión oxidáneo, la base conjugada del ácido y el ácido
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conjugado del agua elevado a sus coeficientes esteométricos que van a ser 1, dividido entre
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la concentración del ácido elevado a su coeficiente esteométrico que es 1, insisto en que nunca
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introduciremos aquí la concentración del agua porque es un ácido puro, tiene que ser igual a
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la constante de acidez a la constante de la dirección de masas de aquí en adelante todo lo
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que hagamos es exactamente igual lo que hicimos en la unidad 5 las concentraciones de los iones
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son 0,5 por alfa lo tengo repetido pongo al cuadrado la concentración del ácido en el equilibrio es 0,5
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por 1 menos alfa extraje factor común para poder simplificar uno de estos 0,5 con este lo que me
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queda es esta expresión igual a 1,78 por la menos 4 la constante del equilibrio sin más que resolver
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esta ecuación obtenemos los dos resultados para alfa puesto que vamos a obtener una ecuación del
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segundo grado el valor admisible va a ser el no negativo y si tuviéramos dos valores negativos
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el menor de ellos en este caso el valor admisible para alfa es 0,019 de tal forma que en el equilibrio
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podemos calcular las concentraciones de todas las especies químicas multiplicando 0,5 por alfa,
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0,5 por 1 menos alfa. Tenemos aquí los resultados y en el caso concreto del ión oxidáneo, que es lo
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que nos estaban pidiendo en este ejercicio ficticio, en este ejemplo, lo que vemos es que la concentración
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en el equilibrio va a ser 0,010 molar. Entre paréntesis, el hecho de que esta concentración
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sea superior a 10 elevado a menos 7 molar es lo que me permite caracterizar esta disolución como
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de carácter ácido y consecuente me permite caracterizar esta sustancia como de carácter
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ácido. El valor 10 a la menos 7 molar no es un valor mágico elegido al azar, sino que cuando
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vayamos avanzando en esta videoclase y lleguemos al producto iónico del agua, lo podremos discutir.
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Cuando dije hace un momento que el ácido metanoico era un ácido débil, en realidad debe haber dicho
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que es un ácido muy débil. La primera pista la tenía al echarlo en vistazo a la constante de
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acidez. Decíamos que cuando la constante de acidez tenía un valor menor que 1, teníamos ante
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nosotros un ácido débil. Aquí no es que sea menor que 1, es que hay cuatro órdenes de magnitud de
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diferencia. Yo sospecho que este ácido es muy débil, pero en realidad lo que me permite caracterizar
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la fortaleza relativa de ácidos y de bases no es la constante, sino su disociación. Un ácido es
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fuerte cuando en disolución acuosa se encuentra disociado por completo. Cuanto menor sea la
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disociación, el grado de disociación del ácido más débil será. Así pues lo que tenemos que hacer
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es echarle un vistazo al grado de disociación. Era 0,019. En porcentaje es un 1,9%. Lo cual quiere
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decir que en promedio de cada 100 moléculas de ácido metanoico que hubiéramos introducido
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originalmente en la disolución, 2 se encuentran disociadas y el resto no. El hecho de que este
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grado de asociación sea tan próximo a cero nos hace pensar que este ácido es muy muy muy débil
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y en lugar de resolver esta ecuación de segundo grado tan pesada podríamos intentar buscar una
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ecuación simplificada. Lo que vamos a hacer es, pensando en que el grado de asociación toma un
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valor próximo a 0, aproximar en la ley de acción de masas el valor 1 menos alfa que teníamos en el
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denominador, aquí, a 1. Y cuando estemos resolviendo un ejercicio, la línea argumental es precisamente
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esta. Sospechamos, porque estamos empezando el ejercicio, en este caso sabemos porque ya lo
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hemos resuelto, pero en general sospechamos que este ácido es muy débil y la razón por la que
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lo sospechamos es porque la constante de acidez toma un valor muy pequeño. De tal manera que el
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grado de asociación será próximo a cero y por eso en la ley de acción de masas vamos a hacer 1 menos
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alfa aproximadamente igual a 1. También argumental es un poco lo que viene aquí. Como el ácido es
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muy débil, alfa va a ser próximo a cero y consecuentemente voy a aproximar 1 menos alfa
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por 1. Así que en la ley de acción de masas, si esto es aproximadamente 1, me quedará 0,5 por
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alfa al cuadrado igual a la constante de acidez y como podéis ver me queda una ecuación de segundo
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grado para alfa pero es una ecuación incompleta no hay más que despejar alfa como la raíz cuadrada
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de la constante entre la concentración inicial más puesto que nosotros vamos a considerar
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automáticamente y únicamente la solución positiva y lo que obtenemos es 0,019 el mismo valor que
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teníamos anteriormente. El hecho de que este valor sea realmente próximo a cero me da idea de que la
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aproximación que he hecho es válida y a partir de aquí puedo continuar el ejercicio y habré obtenido
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exactamente los mismos resultados que antes. Fijaos que en lugar de resolver una ecuación de segundo
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grado bastante pesada, no por nada sino porque en general la constante de acidez que tengamos aquí
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o de basicidad, como veremos más adelante, va a ser un valor decimal con este orden de magnitud que
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tiene que utilizar la calculadora, etc. Esto va a ser mucho más directo. No voy a tener más que
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despejar, extraer una red cuadrada y continuar hacia adelante. Insisto en que siempre que
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calculemos alfa haciendo esta aproximación, debo pararme a reflexionar acerca de si realmente este
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valor es próximo a cero. Y la clave va a ser que los resultados que yo obtenga con la aproximación
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deben ser iguales a los que obtenga sin ella. Y por iguales me refiero a que por lo menos los
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tres primeros decimales se correspondan. Nosotros vamos a considerar habitualmente que para que
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alfa sea realmente próximo a cero y que esta aproximación sea correcta, tiene que tomar un
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valor por debajo del 5%, o sea que alfa tiene que tener un valor por debajo de 0,05. Insisto
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que con carácter general. Vamos a resolver un ejemplo más. En este caso habíamos visto el
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ácido metanoico que era un ácido débil, vamos a ver qué es lo que pasa cuando tenemos entre manos
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un ácido fuerte como puede ser el ácido nítrico HNO3. Vamos a considerar igual que anteriormente
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una concentración inicial 0,5 molar y en este caso vamos a considerar que nos dan el valor de
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la constante de acidez que es 23, más lo que 1, consecuentemente se trata de un ácido fuerte.
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Bien, vamos a hacer exactamente el mismo procedimiento que hicimos anteriormente con
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el ácido metánico, pero con el ácido nítrico. Vamos a comenzar considerando el equilibrio.
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Puesto que nos dan la constante, vamos a utilizar la ley de actin de masas. Insisto, como siempre,
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ácido más agua para producir, o en este caso en equilibrio, con la base conjugada del ácido,
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que es el ión nitrato, y el ión oxitáneo, que es el ácido conjugado del agua. Se hace exactamente
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el mismo desarrollo. Aquí no ha cambiado nada. Nos encontramos con un problema de equilibrio de
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los de la unidad 5, visto 1, vistos todos, en este caso con la salvedad de que estamos utilizando
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la constante de acidez en lugar de Kc, pero salvo por eso exactamente igual. Obtenemos los dos valores
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para alfa en la ecuación que se obtiene a partir de la alineación de masas. Nos vamos a quedar con
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el valor no negativo. Alfa en este caso es 0,979 y vamos a calcular las concentraciones en el
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equilibrio de todas las especies involucradas utilizando las mismas expresiones que antes. Y
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puesto que se nos pide la concentración de iones oxidáneo, obtenemos que en este caso, en el
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equilibrio, la concentración de iones oxidáneo es 0,490 molar. Una vez más, entre paréntesis, el hecho
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de que este valor de concentración sea superior a 10 a la menos 7 molar me da idea de que la
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disolución final tiene carácter ácido y, consecuentemente, hago bien llamando ácido al ácido
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el ácido nítrico. El ácido nítrico que es un ácido fuerte cuya constante es mayor que 1 y puedo
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observar que me encuentro en un punto completamente opuesto al que tenía anteriormente con el ácido
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metanoico. Anteriormente el ácido era muy débil y el grado de disociación era próximo a 0. En este
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caso el ácido es fuerte y lo que obtengo es un grado de disociación próximo a 1. En el caso en
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el que yo tenga un ácido fuerte que lo sepa bien porque me lo diga no bien porque forme parte de
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la lista de ácidos fuertes que hemos visto en la video clase anterior y que debo conocer. Lo que
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vamos a hacer habitualmente es no conocer la constante de acidez, no nos la va a dar, y lo que
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vamos a hacer es hacer una aproximación análoga a la que hacíamos anteriormente. Vamos a suponer
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que por ser un ácido fuerte el grado de asociación va a ser próximo a 1. En concreto la aproximación
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es considerar que el grado de asociación es idénticamente igual a 1, de tal forma que la
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concentración del ácido inicial, puesto que se va a disociar por completo, va a ser
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0, próxima a 0, y las concentraciones de los iones en el equilibrio se van a corresponder
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con la concentración inicial del ácido. Lo que vamos a hacer es abreviar, pero mucho
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más de lo que hacíamos en el caso del ácido débil. Y ya desde el principio del problema
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vamos a comenzar planteándolo de una forma distinta. Vamos a comenzar directamente diciendo
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que el ácido nítrico es un ácido fuerte y que en disolución una cosa se disocia por
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completo. No escribiremos la ecuación del equilibrio, así que no escribiremos una doble
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flecha, escribiremos una flecha sencilla. Y sí, vamos a considerarlo como todos los
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ácidos. Ácido más agua para formar, ya no en equilibrio, para formar la base conjugada
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del ácido, que en el caso del ácido nítrico es el ión nítrato, y el ión oxidáneo, que
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el ácido conjugado de la base del agua. A la vista de la estequiometría de la ecuación química
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ajustada 1, 1, 1, 1, todos los coeficientes estequiométricos son iguales. No vamos a decir
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que la concentración del ácido una vez se produzca la disociación es 0, eso será porcentado. Lo que
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sí diremos es que la concentración final cuando se ha producido la disociación tanto del ión
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nitrato como del ión oxidáneo, a la vista de los coeficientes estequiométricos, va a ser igual a
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la inicial del ácido. La concentración inicial del ácido era 0,5 molar, igual que habíamos discutido
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en el caso del ácido metanoico, lo que estamos considerando es que para formar un litro de
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disolución hemos introducido 0,5 moles de ácido nítrico, que se va a disolver por completo en 0,5
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moles de ion nitrato y 0,5 moles de ion oxidáneo, contenidos en un litro de disolución. Consecuentemente,
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la concentración en el equilibrio, la concentración final en este caso de oxidanio y de nitrato va a
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ser 0,5 molar, igual a la inicial del ácido nítrico. Con estos dos ejemplos hemos podido comprobar qué
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hemos de hacer si necesitamos caracterizar un ácido, ya sea fuerte o ya sea débil, a través de
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la concentración de iones oxidanio que se producen. En el caso de un ácido fuerte supondremos que se
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produce una disociación por completo y calcularemos directamente la concentración de iones oxidáneo
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como igual a la concentración inicial del ácido. En el caso de un ácido débil hemos visto cómo
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utilizar la redacción de masas y hemos visto la aproximación que podremos en ciertas ocasiones
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hacer para simplificar el cálculo. Insisto en el podremos hacer en ciertas ocasiones. No quiero
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que penséis en que o bien todos los ácidos son fuertes se disocian por completo o bien todos los
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ácidos son muy débiles y puedo hacer la aproximación de alfa próximo a cero y
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consecuentemente uno menos alfa igual a uno. Si nosotros pretendemos utilizar esa
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aproximación y resolvemos calculando un valor de alfa que no es realmente
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próximo a cero y no basta con decirlo, tiene que serlo realmente, lo que tenemos
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que hacer es volver atrás y resolver la ecuación de segundo grado completa. Así
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pues, nosotros nos encontraremos en general con tres tipos de ácidos, uno, dos,
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tres. Ácidos fuertes se disocian por completo. Ácidos muy débiles casi no se disocian. Haremos
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la aproximación 1 menos alfa igual a 1 y en general ácidos débiles para los cuales calcularemos alfa
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con la ecuación de segundo grado completa. En el aula virtual de la asignatura tenéis
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disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios. Asimismo tenéis más información
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en las fuentes bibliográficas y en la web. No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes
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a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual. Un saludo y hasta pronto.
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- Autor/es:
- Raúl Corraliza Nieto
- Subido por:
- Raúl C.
- Licencia:
- Reconocimiento - No comercial - Sin obra derivada
- Visualizaciones:
- 94
- Fecha:
- 21 de agosto de 2021 - 12:09
- Visibilidad:
- Público
- Centro:
- IES ARQUITECTO PEDRO GUMIEL
- Duración:
- 26′ 10″
- Relación de aspecto:
- 1.78:1
- Resolución:
- 1024x576 píxeles
- Tamaño:
- 47.41 MBytes
