El agua de una piscina, el jugo de limón y la soda cáustica con la que se destapan las tuberías tienen algo en común: a todos se les puede asignar un único número, el pH, que resume lo ácida o básica que es la solución. Detrás de ese número hay una concentración de iones que varía en muchísimos órdenes de magnitud, y el pH es una forma cómoda de manejarla.
En los cálculos de esta página se aproximan las actividades por concentraciones en mol/L, válido para soluciones suficientemente diluidas. Si el ácido o la base fuerte aporta concentraciones próximas o inferiores a $10^{-7}\ \mathrm{M}$ a $25\,^\circ\mathrm{C}$, no se puede despreciar la autoionización del agua.
pH y pOH: medir la acidez
Con un sensor en el laboratorio se mide que el ácido muriático de limpieza tiene $[\mathrm{H_3O^+}] \approx 1\ \mathrm{M}$, el tinto $10^{-5}\ \mathrm{M}$, el agua destilada $10^{-7}\ \mathrm{M}$ y el blanqueador $10^{-13}\ \mathrm{M}$. Manejar exponentes negativos tan dispares es incómodo: ¿cómo condensar catorce órdenes de magnitud en una escala cómoda?
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En el laboratorio de química se dispone de una disolución acuosa de ácido nítrico, $\mathrm{HNO_3}$, de concentración $0{,}025\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ a…
En el laboratorio de química se dispone de una disolución acuosa de ácido nítrico, $\mathrm{HNO_3}$, de concentración $0{,}025\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ a $25\,^\circ\mathrm{C}$. Sabiendo que el ácido nítrico se comporta como un ácido monoprótico fuerte que se disocia totalmente en agua y que el producto iónico del agua es $K_\mathrm{w} = 1{,}0\cdot 10^{-14}$ a dicha temperatura, considera el comportamiento ideal donde $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$. Calcula: a) La concentración de iones hidronio, $[\mathrm{H_3O^+}]$, y el valor del $\mathrm{pH}$ de la disolución. b) La concentración de iones hidroxilo, $[\mathrm{OH^-}]$, presentes en el medio. Usa el modelo ideal y desprecia la autoprotólisis del agua cuando sea válida esa aproximación.
Se prepara una solución acuosa disolviendo $0{,}171\,\mathrm{g}$ de hidróxido de bario, $\mathrm{Ba(OH)2}$, en agua destilada hasta completar un volumen exacto de…
Se prepara una solución acuosa disolviendo $0{,}171\,\mathrm{g}$ de hidróxido de bario, $\mathrm{Ba(OH)_2}$, en agua destilada hasta completar un volumen exacto de $500\,\mathrm{mL}$ a $25\,^\circ\mathrm{C}$. Se asume que este compuesto es una base fuerte que se disocia completamente según el proceso $\mathrm{Ba(OH)_2(s) \rightarrow Ba^{2+}(aq) + 2\,OH^-(aq)}$. Masa molar del $\mathrm{Ba(OH)_2}$: $171{,}3\,\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$; $K_\mathrm{w} = 1{,}0\cdot 10^{-14}$. Bajo la aproximación ideal, determina:
a) La concentración molar de iones $\mathrm{OH^-}$ en la solución resultante.
b) El $\mathrm{pOH}$ y el $\mathrm{pH}$ de la solución final.
Usa el modelo ideal y desprecia la autoprotólisis del agua cuando sea válida esa aproximación.
Si conectas un bombillo a dos electrodos sumergidos en $\mathrm{HCl}\ 0{,}10\ \mathrm{M}$, luce con mucha intensidad; en $\mathrm{CH_3COOH}\ 0{,}10\ \mathrm{M}$ (el ácido del vinagre) apenas se enciende un poco. Con la misma concentración de ácido, ¿por qué una conduce mucho mejor que la otra?
Los ácidos y bases débiles solo se disocian parcialmente: queda un equilibrio entre la especie molecular y sus iones, gobernado por una constante.
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Se prepara una solución acuosa disolviendo $0{,}171\,\mathrm{g}$ de hidróxido de bario, $\mathrm{Ba(OH)2}$, en agua destilada hasta completar un volumen exacto de…
Se prepara una solución acuosa disolviendo $0{,}171\,\mathrm{g}$ de hidróxido de bario, $\mathrm{Ba(OH)_2}$, en agua destilada hasta completar un volumen exacto de $500\,\mathrm{mL}$ a $25\,^\circ\mathrm{C}$. Se asume que este compuesto es una base fuerte que se disocia completamente según el proceso $\mathrm{Ba(OH)_2(s) \rightarrow Ba^{2+}(aq) + 2\,OH^-(aq)}$. Masa molar del $\mathrm{Ba(OH)_2}$: $171{,}3\,\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$; $K_\mathrm{w} = 1{,}0\cdot 10^{-14}$. Bajo la aproximación ideal, determina:
a) La concentración molar de iones $\mathrm{OH^-}$ en la solución resultante.
b) El $\mathrm{pOH}$ y el $\mathrm{pH}$ de la solución final.
Usa el modelo ideal y desprecia la autoprotólisis del agua cuando sea válida esa aproximación.
En el laboratorio de química se dispone de una disolución acuosa de ácido nítrico, $\mathrm{HNO_3}$, de concentración $0{,}025\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ a…
En el laboratorio de química se dispone de una disolución acuosa de ácido nítrico, $\mathrm{HNO_3}$, de concentración $0{,}025\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ a $25\,^\circ\mathrm{C}$. Sabiendo que el ácido nítrico se comporta como un ácido monoprótico fuerte que se disocia totalmente en agua y que el producto iónico del agua es $K_\mathrm{w} = 1{,}0\cdot 10^{-14}$ a dicha temperatura, considera el comportamiento ideal donde $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$. Calcula: a) La concentración de iones hidronio, $[\mathrm{H_3O^+}]$, y el valor del $\mathrm{pH}$ de la disolución. b) La concentración de iones hidroxilo, $[\mathrm{OH^-}]$, presentes en el medio. Usa el modelo ideal y desprecia la autoprotólisis del agua cuando sea válida esa aproximación.
Al medir con un conductímetro una solución de ácido acético y agregarle agua poco a poco, el porcentaje de moléculas ionizadas aumenta cuanto más diluido está el ácido. ¿Por qué diluir favorece la separación en iones?
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Se prepara una solución acuosa disolviendo $0{,}171\,\mathrm{g}$ de hidróxido de bario, $\mathrm{Ba(OH)2}$, en agua destilada hasta completar un volumen exacto de…
Se prepara una solución acuosa disolviendo $0{,}171\,\mathrm{g}$ de hidróxido de bario, $\mathrm{Ba(OH)_2}$, en agua destilada hasta completar un volumen exacto de $500\,\mathrm{mL}$ a $25\,^\circ\mathrm{C}$. Se asume que este compuesto es una base fuerte que se disocia completamente según el proceso $\mathrm{Ba(OH)_2(s) \rightarrow Ba^{2+}(aq) + 2\,OH^-(aq)}$. Masa molar del $\mathrm{Ba(OH)_2}$: $171{,}3\,\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$; $K_\mathrm{w} = 1{,}0\cdot 10^{-14}$. Bajo la aproximación ideal, determina:
a) La concentración molar de iones $\mathrm{OH^-}$ en la solución resultante.
b) El $\mathrm{pOH}$ y el $\mathrm{pH}$ de la solución final.
Usa el modelo ideal y desprecia la autoprotólisis del agua cuando sea válida esa aproximación.
Si mezclas una solución de ácido fuerte con una de base fuerte, como un antiácido con jugo gástrico, ¿la mezcla es ácida, básica o neutra? Depende de cuál de los dos quede en exceso.
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Se mezclan en un reactor de laboratorio $250\,\mathrm{mL}$ de una disolución acuosa de ácido clorhídrico, $\mathrm{HCl}$, de concentración…
Se mezclan en un reactor de laboratorio $250\,\mathrm{mL}$ de una disolución acuosa de ácido clorhídrico, $\mathrm{HCl}$, de concentración $0{,}060\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ con $150\,\mathrm{mL}$ de una disolución acuosa de hidróxido de bario, $\mathrm{Ba(OH)_2}$, de concentración $0{,}040\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ a $25\,^\circ\mathrm{C}$. Se asume que los volúmenes son aditivos (volumen final $400\,\mathrm{mL}$), que ambas sustancias se comportan como electrolitos fuertes totalmente disociados y que $K_\mathrm{w} = 1{,}0\cdot 10^{-14}$ a esa temperatura en disolución ideal. a) Formula la reacción de neutralización iónica neta y determina razonadamente qué reactivo se encuentra en exceso cuantificando los moles sobrantes. b) Calcula la concentración molar de todas las especies iónicas presentes en la mezcla resultante ($\mathrm{H_3O^+}$, $\mathrm{OH^-}$, $\mathrm{Ba^{2+}}$ y $\mathrm{Cl^-}$) y determina el $\mathrm{pH}$ de la disolución final. Usa el modelo ideal y desprecia la autoprotólisis del agua cuando sea válida esa aproximación.
Vuelta al principio: el jugo de limón tiene $\mathrm{pH} \approx 2$ ($[\mathrm{H_3O^+}] \approx 10^{-2}\ \mathrm{M}$), el agua de la piscina se mantiene en $\mathrm{pH} \approx 7{,}4$ para no irritar los ojos y la soda cáustica ronda $\mathrm{pH} \approx 14$ ($[\mathrm{OH^-}] \approx 1\ \mathrm{M}$): doce órdenes de magnitud que la escala logarítmica resume en una escala de 0 a 14.
Resumen
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