Calculadora de porcentaje de ionización
Datos de entrada
| Constante de disociación ácida | 1,8e-5 |
|---|---|
| Concentración inicial | 0,1 M |
Calculadora de porcentaje de ionización
Calcula el porcentaje de ionización de un ácido monoprótico débil a partir de su constante de disociación ácida Ka y su concentración inicial. Resuelve Ka = x²/(c − x) de forma exacta para la concentración de iones hidrógeno y luego informa el porcentaje ionizado junto con [H⁺] y el pH.
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Detalles
Qué indica el porcentaje de ionización
Un ácido monoprótico débil no se disocia por completo en agua. Se sitúa en un equilibrio:
HA⇌H++A−El porcentaje de ionización mide cuánto se desplaza ese equilibrio hacia la derecha: qué proporción de las moléculas de ácido disuelto ha cedido realmente su protón. Un ácido fuerte está ionizado esencialmente al 100 %; un ácido débil suele ionizarse solo desde una fracción de un por ciento hasta unos pocos por ciento.
| Símbolo | Magnitud | Unidad |
|---|---|---|
| Ka | Constante de disociación ácida | adimensional |
| c | Concentración inicial | mol/L |
| [H⁺] | Concentración de iones hidrógeno en equilibrio | mol/L |
| α | Porcentaje de ionización | % |
El equilibrio exacto
Sea en equilibrio, lo que deja de ácido sin disociar. La constante de disociación ácida es:
Ka=c−xx2Al reordenarla en una ecuación de segundo grado y tomar la raíz físicamente significativa (positiva) se obtiene una expresión exacta para la concentración de iones hidrógeno:
[H+]=2−Ka+Ka2+4KacEl porcentaje de ionización y el pH se obtienen entonces directamente:
α=c[H+]×100pH=−log10[H+]Esta calculadora resuelve la ecuación de segundo grado de forma exacta, así que se mantiene precisa incluso cuando el atajo habitual se desviaría.
Ejemplo resuelto
El ácido acético tiene . Prepara una disolución de 0,10 mol/L. ¿Cuánto está ionizada?
[H+]=2−1.8×10−5+(1.8×10−5)2+4(1.8×10−5)(0.10)≈1.33×10−3 mol/L α=0.101.33×10−3×100≈1.33%pH=−log10(1.33×10−3)≈2.87Así que solo en torno al 1,3 % de las moléculas de ácido acético se ha disociado; el resto permanece intacto en disolución.
Por qué la dilución aumenta el porcentaje de ionización
Es una peculiaridad célebre de los ácidos débiles: diluir la disolución aumenta el porcentaje de ionización, aunque la concentración absoluta de iones hidrógeno disminuya. Añadir agua reduce la concentración de toda especie disuelta y, por el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplaza hacia el lado con más partículas disueltas —el lado ionizado— para oponerse en parte al cambio.
La aproximación recoge la tendencia: el porcentaje de ionización escala con . Reduce la concentración diez veces y el porcentaje ionizado aumenta en torno a veces. Baja la concentración en la calculadora para ver cómo sube la cifra.
Los ácidos más fuertes se ionizan más
A una concentración fija, cuanto mayor es el de un ácido, mayor es su porcentaje de ionización. El ácido fórmico () tiene un unas diez veces el del ácido acético y se ioniza notablemente más en la misma dilución. Llevado lo bastante lejos —hasta los ácidos fuertes como el HCl, donde la disociación es prácticamente completa— el porcentaje de ionización simplemente se aproxima al 100 %, y el tratamiento del equilibrio deja de ser necesario.
Preguntas frecuentes (FAQ)
¿Cómo se calcula el porcentaje de ionización?
Para un ácido monoprótico débil HA ⇌ H⁺ + A⁻, se plantea el equilibrio con x = [H⁺] = [A⁻] y ácido sin disociar c − x. La constante de disociación ácida es Ka = x²/(c − x). Al resolver esta ecuación de segundo grado de forma exacta se obtiene x = (−Ka + √(Ka² + 4·Ka·c)) / 2. El porcentaje de ionización es entonces α = ([H⁺]/c) × 100. Esta calculadora usa la cuadrática exacta, así que se mantiene precisa incluso cuando la aproximación habitual x ≈ √(Ka·c) fallaría. Como ejemplo, el ácido acético (Ka = 1,8 × 10⁻⁵) a 0,10 mol/L está ionizado en torno al 1,33 %.
¿Qué significa el porcentaje de ionización?
El porcentaje de ionización es la fracción de las moléculas de un ácido débil que realmente se ha separado en iones en el equilibrio, expresada como porcentaje. Un ácido fuerte está prácticamente ionizado al 100 %: cada molécula cede su protón. Un ácido débil solo se disocia parcialmente, así que una disolución de ácido acético 0,10 mol/L se sitúa en torno al 1,33 %: la gran mayoría del ácido acético permanece como moléculas intactas, sin disociar. Cuanto mayor es el Ka de un ácido, mayor es su porcentaje de ionización a una concentración dada.
¿Por qué aumenta el porcentaje de ionización al diluir un ácido débil?
Diluir un ácido débil aumenta su porcentaje de ionización, aunque la [H⁺] absoluta disminuya. La razón es el principio de Le Chatelier: añadir agua reduce la concentración de todas las especies disueltas, y el equilibrio HA ⇌ H⁺ + A⁻ se desplaza hacia el lado con más partículas disueltas —el lado ionizado— para contrarrestar en parte la dilución. Matemáticamente, en la aproximación α ≈ √(Ka/c), el porcentaje ionizado escala con 1/√c, así que reducir la concentración diez veces aumenta el porcentaje de ionización en aproximadamente √10 ≈ 3,2 veces. Prueba a bajar la concentración en la calculadora para ver el efecto.
¿En qué se diferencian los ácidos fuertes y débiles en la ionización?
Un ácido fuerte como el HCl o el HNO₃ se disocia esencialmente por completo en agua, así que su porcentaje de ionización es cercano al 100 % y su [H⁺] es igual a su concentración formal. Un ácido débil como el acético, el fórmico o el fluorhídrico tiene un Ka pequeño y solo se ioniza parcialmente, a menudo desde una fracción de un por ciento hasta unos pocos por ciento a concentraciones típicas. Esta calculadora está pensada para ácidos monopróticos débiles, donde se necesita la solución exacta del equilibrio; para un ácido fuerte el porcentaje de ionización se toma simplemente como 100 %.
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