QuímicaFácilCuestión · 1,5 pts

Teorías ácido-base e hidrólisis

Andalucía · 2019 · Septiembre · Opción B
Enunciado
Opción B · Cuestión 3. A partir de los siguientes datos: Ka(HF)=3,6⋅10−4K_a(\text{HF}) = 3{,}6\cdot 10^{-4}, Ka(CH3COOH)=1,8⋅10−5K_a(\text{CH}_3\text{COOH}) = 1{,}8\cdot 10^{-5} y Ka(HCN)=4,9⋅10−10K_a(\text{HCN}) = 4{,}9\cdot 10^{-10}.

a) Indique razonadamente qué ácido es más fuerte.

b) Escriba los equilibrios de disociación del CH3COOH\text{CH}_3\text{COOH} y del HCN\text{HCN}, indicando cuáles serán sus bases conjugadas.

c) Deduzca el valor de KbK_b de la base conjugada del HF\text{HF}.
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Resultado
  a) HF  (mayor Ka=3,6⋅10−4)  \boxed{\;\textbf{a) } \text{HF} \; (\text{mayor } K_a = 3{,}6\cdot 10^{-4})\;}  b) Bases conjugadas: CH3COO− y CN−  \boxed{\;\textbf{b) Bases conjugadas: } \text{CH}_3\text{COO}^- \text{ y } \text{CN}^-\;}  c) Kb(F−)=2,78⋅10−11  \boxed{\;\textbf{c) } K_b(\text{F}^-) = 2{,}78\cdot 10^{-11}\;}
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Estrategia

Toda la cuestión gira en torno al significado de KaK_a y a la relación del par conjugado:Ka=[A−][H3O+][HA]Ka⋅Kb=Kw=10−14K_a = \frac{[\text{A}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{HA}]} \qquad\qquad K_a \cdot K_b = K_w = 10^{-14}
  • a): a mayor KaK_a, mayor grado de disociación y más fuerte es el ácido.
  • b): la base conjugada es lo que queda tras ceder el protón; escribe los equilibrios con doble flecha, porque son ácidos débiles.
  • c): aplicación directa de Kb=Kw/KaK_b = K_w/K_a.
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Desarrollo

a) El más fuerte es el HF\text{HF}.

La constante de acidez mide cuánto se desplaza hacia la derecha el equilibrio de disociación: cuanto mayor es KaK_a, más protones se liberan a igualdad de concentración.Ka(HF)=3,6⋅10−4  >  Ka(CH3COOH)=1,8⋅10−5  >  Ka(HCN)=4,9⋅10−10K_a(\text{HF}) = 3{,}6\cdot 10^{-4} \;>\; K_a(\text{CH}_3\text{COOH}) = 1{,}8\cdot 10^{-5} \;>\; K_a(\text{HCN}) = 4{,}9\cdot 10^{-10}Fuerza:HF>CH3COOH>HCN\text{Fuerza}: \quad \text{HF} > \text{CH}_3\text{COOH} > \text{HCN}La diferencia es enorme: el HF\text{HF} es unas veinte veces más fuerte que el ácido acético y casi un millón de veces más que el cianhídrico. Los tres, en cualquier caso, son ácidos débiles.

b) Equilibrios de disociación y bases conjugadas.CH3COOH+H2O⇌CH3COO−+H3O+\text{CH}_3\text{COOH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_3\text{O}^+Base conjugada:  CH3COO−(ion acetato o etanoato)\text{Base conjugada}: \; \text{CH}_3\text{COO}^- \quad (\textbf{ion acetato o etanoato})HCN+H2O⇌CN−+H3O+\text{HCN} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CN}^- + \text{H}_3\text{O}^+Base conjugada:  CN−(ion cianuro)\text{Base conjugada}: \; \text{CN}^- \quad (\textbf{ion cianuro})Obsérvese que, siendo el HCN\text{HCN} el ácido más débil de los tres, su base conjugada (CN−\text{CN}^-) será la más fuerte.

c) Constante básica de la base conjugada del HF\text{HF}.

La base conjugada del fluorhídrico es el ion fluoruro, F−\text{F}^-, cuyo equilibrio de hidrólisis es:F−+H2O⇌HF+OH−\text{F}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HF} + \text{OH}^-Kb=KwKa=10−143,6⋅10−4=2,78⋅10−11K_b = \frac{K_w}{K_a} = \frac{10^{-14}}{3{,}6\cdot 10^{-4}} = \mathbf{2{,}78\cdot 10^{-11}}Un valor muy pequeño, como corresponde a la base conjugada del más fuerte de los tres ácidos: el F−\text{F}^- apenas se hidroliza.
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Consejo

La frase que hay que tener siempre a mano es: a ácido más fuerte, base conjugada más débil, y su justificación es KaKb=KwK_a K_b = K_w. Con ella se contestan a la vez a) y c), y además el apartado b) gana profundidad si mencionas la comparación entre acetato y cianuro.

Cuidado con las flechas: los tres son ácidos débiles, así que sus equilibrios llevan ⇌\rightleftharpoons. Una flecha simple indicaría disociación total y es un error conceptual, no una licencia de notación.

Y ten presente el orden de magnitud de KwK_w: si tu KbK_b sale mayor que 1 o menor que 10−1410^{-14} para un ácido débil, has invertido la división.
Paso 1 de 3
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