Cómo calcular el porcentaje de disociación

Cuando los ácidos fuertes se colocan en agua, se disocian por completo. Es decir, todo el ácido (HA) se separa en protones (H⁺) y sus aniones acompañantes (A¯).

Por el contrario, los ácidos débiles colocados en solución acuosa no se disocian completamente. El grado en el que se separan se describe mediante la constante de disociación K_a:

K_a = ([H⁺] [A¯]) ÷ [HA]

Las cantidades entre corchetes son las concentraciones de protones, aniones y ácido intacto (HA) en solución.

K_a es útil para calcular el porcentaje de un ácido débil dado que se disocia en una solución con una acidez o pH conocido.

Recuerde que el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de protones en solución, que es igual a 10 elevado a la potencia negativa de la concentración de protones:

pH = -log₁₀[H⁺] = 10^{- [H +]}

[H⁺] = 10^-pH

K_a y pK_a están relacionados de manera similar:

paquete_a = -log₁₀K_a = 10^-Ka

K_a = 10^-pKa

Si se le da el pK_a y el pH de una solución ácida, calcular el porcentaje de ácido que se disocia es sencillo.

Un ácido débil, HA, tiene un pK_a de 4.756. Si el pH de la solución es 3,85, ¿qué porcentaje del ácido se disocia?

Primero, convierta pK_a a K_a y pH a [H +]:

K_a = 10^-4.756 = 1,754 x 10^-5

[H⁺] = 10^-3.85 = 1.413 x 10^-4

Ahora usa la ecuación K_a = ([H⁺] [A¯]) ÷ [HA], con [H⁺] = [A¯]:

1,754 x 10^-5 = [(1.413 x 10^-4 M) (1.413 x 10^-4 M)] ÷ [HA]

[HA] = 0,0011375 M

Por lo tanto, el porcentaje de disociación está dado por 1.413 x 10^-4 ÷ 0.0011375 = 0.1242 = 12.42%.