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Ya teníamos la disolución de ácido acéticol, pero ahora se anañe su base conjugada (acetato) en forma de la sal acetato de sodio. Nos preguntan si el pH va a cambiar.. Y la respuesta es que sí!! Va a haber una variación del pH.
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Química 05
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IDOYAGA
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QUÍMICA 05 CBC
CÁTEDRA IDOYAGA
5.
Para aprender a usar el pHmetro luego de su calibración, el profesor de química pide a sus alumnos que determinen el valor del pH de una disolución $0,05 \mathrm{M}$ de ácido acético $\left(\mathrm{CH}_{3} \mathrm{COOH}\right)\left(\mathrm{Ka}=1,8 \times 10^{-5}\right)$.
b) Luego se añade acetato de sodio ( $\mathrm{CH}_{3} \mathrm{COONa}$ ) $0,025 \mathrm{M}$ a la solución original, ¿Se producirá una variación del pH? Calcular el pH resultante.
b) Luego se añade acetato de sodio ( $\mathrm{CH}_{3} \mathrm{COONa}$ ) $0,025 \mathrm{M}$ a la solución original, ¿Se producirá una variación del pH? Calcular el pH resultante.
Respuesta
Este ejercicio está resuelto paso a paso en video en el curso✨
Como dije, al añadir la sal acetato de sodio ($\mathrm{CH_3COONa}$), estamos agregando la base conjugada ($\mathrm{CH_3COO^-}$) al ácido débil ($\mathrm{CH_3COOH}$). Esto forma una solución buffer.
La adición de un ion común (la base conjugada) al equilibrio del ácido débil desplaza el equilibrio hacia la izquierda (principio de Le Chatelier), lo que disminuye la concentración de $\mathrm{H_3O^+}$ y, por lo tanto, aumenta el pH respecto al pH inicial del ácido solo. Pero si no me crees, vamos a hacer los cálculos:
Tenemos una solución buffer compuesta por el ácido débil ($\mathrm{CH_3COOH}$) y su base conjugada ($\mathrm{CH_3COO^-}$ del $\mathrm{CH_3COONa}$).
Para calcular el pH de un buffer, usamos la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
$\mathrm{pH} = \mathrm{pKa} + \log \left(\frac{[\mathrm{Base}]}{[\mathrm{Ácido}]}\right)$
Nos faltá el valor del $\mathrm{pKa}$, así que vamos a calcularlo a partir de su $K_a$:
$\mathrm{pKa} = -\log(K_a)$
$\mathrm{pKa} = -\log(1,8 \times 10^{-5})$
$\mathrm{pKa} = 4,745$
Además, las concentraciones en el equilibrio del ácido y la base son:
$[\mathrm{Ácido}] = [\mathrm{CH_3COOH}] = 0,05 \mathrm{M}$
$[\mathrm{Base}] = [\mathrm{CH_3COO^-}] = 0,025 \mathrm{M}$ (porque el acetato de sodio es una sal, se disocia completamente)
Reemplazando los valores en la fórmula nos queda:
$\mathrm{pH} = \mathrm{pKa} + \log \left(\frac{[\mathrm{Base}]}{[\mathrm{Ácido}]}\right)$
$\mathrm{pH} = 4,745 + \log \left(\frac{0,025 \mathrm{M}}{0,05 \mathrm{M}}\right)$
$\mathrm{pH} = 4,745 + \log(0,5)$
$\mathrm{pH} = 4,745 - 0,301$
✅ $\mathrm{pH} = 4,44$
La variación del pH se calcula haciendo la resta: pH final - pH inicial
El pH inicial era $3,03$ y el pH resultante es $4,44$. Por lo tanto:
$4,44 - 3,03 = 1,41$
✅ Sí, se produjo una variación del pH de 1,41.
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