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INSTITUTO CHACABUCO - Hermanos Maristas Depto : Ciencias y Tecnología

Nivel: 4º Medio

Profesor : Anita Ortiz

GUÍA N°4 DE QUÍMICA : Objetivos y/o Destrezas: Reconocer teorías acido base Calcular pH de ácidos-bases fuertes y débiles Identificar par acído-base conjugada

CÁLCULOS DE pH EN SOLUCIONES ACUOSAS Definiciones de Arrhenis para ácidos y bases: Ácido: sustancia que en agua libera iones hidrógeno (protones). Por ejemplo: Ácido clorhídrico: HCl, por ionización da iones hidrógeno e iones cloruro: HCl  H+ + ClBase: sustancia que por ionización de iones oxidrilo. Por ejemplo: el hidróxido de sodio es una base porque da por ionización: NaOH  Na+ + OHEl pH de las soluciones acuosas: p es un operador matemático que significa –log. Su utilidad consiste en nuestro caso en expresar concentraciones de ácidos bajo una forma numérica más simple y práctica. Teniendo en cuenta que

pH = - log  H+  puede calcularse conociendo la concentración molar en H+ de soluciones de ácidos:

OJO !! Si se tiene una solución de H2SO4 que tiene una concentración 0,05 M, sabiendo que disocia en: H2SO4  2 H+ + SO4-2 a partir de un mol de H2SO4 se obtienen 2 moles de H+, por lo tanto, a partir de una solución 0,05 M de ácido se obtendrá una concentración del doble en H+. Su pH será: pH = - log  H+ = - log (2 . 0,05) = - log 0,1 = 1 Si desea calcular pH de soluciones de bases, aquí no se sabe en forma directa la  H+. Debemos recurrir a la expresión de disociación del agua o autoprotólisis del agua, en donde: H2O  H+ + OHEl sistema, representado por una doble flecha, expresa un equilibrio entre moléculas de agua y sus iones. Este equilibrio es dinámico, no estático. En forma permanente moléculas de agua disocian (hacia la derecha) a la vez que iones H + y OH- se asocian para formar moléculas de agua (hacia la izquierda).

Se sabe que a 25 ºC, la concentración de iones H + y OH- es de 1 . 10-7 M respectivamente, lo que indica que muy pocas moléculas de agua estarán disociadas (una de cada 500 millones aprox.), pero las suficientes como para poder contarlas. El producto de las concentraciones molares de estos iones se define como producto iónico del agua, Kw. Este valor es constante a esa temperatura.

Kw =  H+ .  OH- 10-7 . 10-7 = 1 . 10-14 Si ahora operamos con logaritmos sobre esta expresión se obtiene:  H+ .  OH- = 1 . 10-14 log ( H+ .  OH-) = log (1 . 10-14) log  H+ + log  OH-) = log 10-14 = -14 multiplicando por -1: - ( log  H+ + log  OH- ) = - ( -14) - log  H+ - log  OH- ) = 14 como p = -log :

pH + pOH = 14 De este modo en una solución de un hidróxido podemos calcular primero el pOH conociendo la concentración molar de oxidrilos y luego calcular el pH por diferencia con 14. Ejemplo: si se cuenta con una solución de NaOH 1,2 . 10-4 M, ¿qué pH tendrá? La disociación de la base en agua es: NaOH  Na+ + OHPor cada mol de NaOH se obtiene un mol de OH -. Entonces por cada 1,2 . 10-4 M en NaOH, tendremos una concentración de 1,2 . 10 -4 M en OH-. El pOH será: pOH = - log  OH- = - log (1,2 . 10-4) = 3,92 como pH + pOH = 14, el pH será: pH = 14 - pOH = 14 - 3,92 = 10,08 Algunas observaciones acerca de la escala de pH: 

Se piensa que la escala de pH va de 0 a 14. No es así. Supongamos que contamos con una solución concentrada de HCl, que es 3 M. Su pH será: pH = - log  H+ = - log 3 = - 0,48

El pH es inferior a cero. Lo mismo ocurre con soluciones fuertemente alcalinas, por ejemplo la de la soda cáustica concentrada. En este caso el pH será superior a 14. 

Así como existe una escala de pH, hay otra de pOH igual pero vista al reverso:



Esto significa que en una solución ácida tendremos tanto pH como pOH, o sea, tanto H + como OH-. ¿De donde provendrán estos iones OH-? En una solución de HCl por ejemplo, habrá iones H+ y Cl- provenientes de la ionización del ácido: HCl  H+ + Cl-

Por otro lado, la solución es acuosa, por lo que habrá también ionización de moléculas de agua: H2O  H+ + OHEs decir: en la solución del ácido habrá: H+, Cl-, OH- y H2O sin ionizarse. Siendo una solución ácida habrá mucha mayor cantidad de H+ que de OH-. Para soluciones de pH neutro y por encima de 7, estas relaciones serán:

Soluciones ácidas: Soluciones neutras: Soluciones básicas:

 H+   OH-  H+ =  OH-  OH-   H+

Debe tenerse en cuenta que el producto de ambas concentraciones debe dar 10 -14. Puede calcularse cuanto OH- habrá utilizando el producto iónico del agua cuando se conoce la molaridad en H+. Como Kw =  H+ .  OH- = 1 . 10-14

 OH- = Kw /  H+

Ácidos y bases fuertes: Los ejemplos que hemos visto hasta ahora corresponden a ácidos y bases que se disocian totalmente en agua. Estos son los denominados fuertes. Algunos ejemplos que veremos en clase, son: Ácido clorhídrico Ácido sulfúrico Ácido nítrico Ácido perclórico Ácido fosfórico

Ácidos fuertes HCl H2SO4 HNO3 HClO4 H3PO4

Bases fuertes Hidróxido de sodio NaOH Hidróxido de litio LiOH Hidróxido de potasio KOH Hidróxido de bario Ba(OH)2

Gran parte de ellos se utilizan comúnmente en la industria como reactivos químicos básicos, de muy extendida aplicación en todas las ramas. Los llamados ácidos minerales: el clorhídrico, el sulfúrico y el nítrico, y la soda cáustica (NaOH).

A continuación se muestran los valores de pH de algunas soluciones de sustancias y

Medio Ácido

Escala de pH

Solución Disolución de HCl 1 M Jugo gástrico Gaseosas

pH 0 1 1,8

Básico

Neutro

Jugo de limón Zumo de limón Vinagre Vino Zumo de naranja Zumo de tomate Cerveza Tomates Café Agua potable Lluvia ácida Agua corriente Orina humana Leche de vaca Agua de lluvia Saliva (reposo) Leche Agua pura Saliva (al comer) Sangre humana Huevos frescos Agua de mar Bicarbonato sódico (Sol. Saturada) Levadura Pasta de dientes leche de magnesia Amoníaco (disuelto) Lejía Disolución de NaOH 1 M

2,1 2,5 2,5 3,5 4 4 4,1 4,2 5 5 5,6 6 6 6,4 6,5 6,6 6,9 7 7,2 7,4 7,8 8,5 8,4 9 9,9 10,5 11,8 12 14

Ácidos Débiles La mayoría de las sustancias que son ácidas en agua son realmente ácidos débiles. Porque los ácidos débiles disocian solamente parcialmente en la solución acuosa, un equilibrio se forma entre el ácido y sus iones. El equilibrio de la ionización se da por la siguiente expresión: HX(aq)

H + (ac) +X - (ac)

donde X - es la base conjugada. Para los propósitos del cálculo, se asume que :

Sin embargo, tenga presente que "antes de la disociación " nunca existe realmente, la solución está siempre en el equilibrio. El estado de la izquierda es teórico. La constante de equilibrio es entonces:

K a = [ H + ] [X - ] [ HX ] aqui algunos de K los valores para los ácidos débiles comunes. Cuanto más pequeño es el valor de K a, más débil es el ácido. Ácidos más débiles disocian menos ( [ H + ] es más pequeño comparado con [ HX ]) y por lo tanto tienen un efecto menos drástico en el pH. PUNTO DE ÉNFASIS: No confunda un ácido débil con un ácido diluido. Un ácido débil tiene una Ka pequeña a , y un ácido diluido tiene una concentración baja. Es posible tener un ácido diluído, fuerte o un ácido concentrado, débil.

Calcular el pH para las soluciones de ácidos débiles Objetivo 10 Calcular el pH para una solución de ácido débil en agua, dada la concentración del ácido y la K a ; Calcule la K adada la concentración del ácido y el pH.

EJEMPLO: Calcule el pH de una solución 0,10 M del ácido acético. De la tabla tenemos K a = 1,8x 10 -5 . PASO 1: Escriba el equilibrio ionico para el ácido acético: HC 2 H 3 O 2 (ac)

H + (ac) + C 2 H 3 O 2 - (ac)

PASO 2: Cree una tabla de C.I.E., y determine la concentración de la información proporcionada en el problema: HC 2 H 3 O 2 (aq)

INICIAL

H + (aq) + C 2 H 3 O 2 - (aq)

HC 2 H 3 O 2

H+

C 2H 3O 2-

Los 0.10M

0

0

CAMBIO

-xM

+xM

EQUILIBRIO (0,10 - x) M x M

+xM xM

PASO 3: Substituya las concentraciones del equilibrio en la expresión de la constante de equilibrio: La expresión constante de equilibrio es: K a = { [ H + ][C 2 H 3 O 2 - ] / [ HC 2 H 3 O 2 ] } = ((x)(x)/ 0,10 - x)) = 1,8 x10 -5 Esta ecuación tiene solamente uno incognita y se puede solucionar usando el fórmula cuadrática. Sin embargo, podemos hacer cosas de forma más fácil: PASO 4: Puesto que el valor de K a es absolutamente pequeño, podemos conjeturar que el valor de x será muy pequeño (p.e solamente que una porción pequeña del HC 2 H 3 O 2 disocia realmente). Si asumimos que x es mucho más pequeño (menos que 5%) que la concentración inicial del ácido, podemos evitar de usar el fórmula cuadrática, porque cuando un número pequeño se resta de uno mucho más grande, la respuesta será aproximadamente el más grande. La ecuación se convierte: 1,8 x 10 -5 = { (x)(x) / 0,10 ) y x = 1,3 x 10 -3 M = [ H + ] , que es menos que 5% de los 0.10M, la concentración inicial del ácido. PASO 5: Ahora encontramos el pH: pH = - log (1,3 x 10 -3 M) pH = 2,89 Objetivo 11 Calcular el porcentaje de ionización para un ácido o una base, sabiendo su concentración en la solución, y el valor de K a o de K b . Se define el por ciento de ionización o el por ciento de disociación como:

El porcentaje de disociación de un ácido varía con la concentración del ácido. Mientras mas diluido un ácido, mayor es el porcentaje de ionización Miremos el equilibrio de un ácido débil otra vez: HX(ac) + H 2 O

H 3 O + (ac) + X - (ac)

De el principio de Le Chatelier, la adición de agua al equilibrio causaría que el equilibrio se inclinara a la derecha. Una temdemcia a la derecha implica que más ácido estaría en forma disociada, y por consiguiente el porcentaje de ionización.

EJEMPLO: Calculeel porcentaje de moléculas del HF ionizadas en una solución del HF de 0,10 M. La K a para el HF es 6,8 x 10 -4 . PASO 1: Ecuación de la ionización: HF (ac)

H + (ac) + F - (ac)

HF (ac)

H + (ac) + F - (ac) HF H+ F-

PASO 2: Tabla deC.I.E.:

INICIAL

Los 0.10M

CAMBIO

-xM

0

0

+xM +xM

EQUILIBRIO (0,10 - x )m x M

xM

PASO 3: Expresión constante de equilibrio: K a = { [ H + ][F - ] / [ HF ] } = {(x)(x)/ (0,10 - x) } = 6,8x 10 -4 PASO 4: Solucione la ecuación, si se asume que x