El ácido acético es un ácido débil y debido a esto no se ioniza completamente en solución, pero tiene un equilibrio asociado con su proceso de ionización. Ka = 1.8 * 10 ^ -5 donde Ka es la constante de equilibrio de ionización ácida para el ácido acético; La ecuación que representa este proceso: HC2H3O2 (aq) + H2O H3O ^ + + C2H3O2 ^ –
Si calculamos el [H3O ^ +] para el ácido acético 1 M , encontramos que es aproximadamente 4 * 10 ^ -3 M y si hacemos lo mismo para 2 M , encontramos que el [H3O ^ +] = 6 * 10 ^ -3 esto corresponde a aproximadamente 0.4% de ionización y 0.3% de ionización respectivamente. Encontramos que, como era de esperar, el porcentaje de ionización de este ácido se ha reducido con un aumento de la concentración.
Es un poco extraño pensar en eso, pero si considera que comenzamos con la solución 2 M , entonces tendría el valor calculado arriba para el porcentaje de ionización del ácido acético; sin embargo, si diluimos la solución a 1 M, entonces podemos ver a través del principio de Le Chatelier que es como si hubiéramos agregado un reactivo (en este caso agua) y debido a este equilibrio debería cambiar en la dirección hacia adelante. Si echamos un vistazo para ver, de hecho eso es lo que sucede, encontramos que hay un [H3O ^ +] más grande con un [HC2H3O2] más pequeño.
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Por cierto, me disculpo si esa no fue la mejor manera de explicarlo porque definitivamente hay formas mejores y más precisas de explicar este fenómeno, pero estoy en la escuela estudiando esto también, así que espero haberlo explicado bien 🙂
