Una piscina con cloro, el jugo de limón y la soda cáustica (lye) de un limpiador de 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 muchos órdenes de magnitud, y el pH es, sencillamente, una forma cómoda de manejarla.
En los cálculos de este tema se aproximan las actividades mediante concentraciones en mol/L, válido para soluciones suficientemente diluidas. El pH se define rigurosamente mediante la actividad del ion hidrógeno. Si el ácido o base fuerte aporta concentraciones del orden de $10^{-7}\ \mathrm{M}$ o inferiores a $25\,^\circ\mathrm{C}$, no se puede despreciar la autoionización del agua.
pH y pOH: medir la acidez
Al medir en el laboratorio con un sensor descubrimos que el ácido muriático (HCl) de limpieza tiene $[\mathrm{H_3O^+}] \approx 1\ \mathrm{M}$, el café $10^{-5}\ \mathrm{M}$, el agua destilada $10^{-7}\ \mathrm{M}$ y el cloro doméstico (bleach) $10^{-13}\ \mathrm{M}$. Manejar exponentes negativos tan dispares resulta incómodo y propenso a errores: ¿cómo podemos condensar catorce órdenes de magnitud en una escala numérica cómoda y directa?
Practica★☆☆Sin empezar
En el laboratorio de química se dispone de una disolución acuosa de ácido nítrico, $\mathrm{HNO_3}$, de concentración $0.025\,\mathrm{mol\times L^{-1}}$ a…
En el laboratorio de química se dispone de una disolución acuosa de ácido nítrico, $\mathrm{HNO_3}$, de concentración $0.025\,\mathrm{mol\times L^{-1}}$ 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 $K_\mathrm{w} = 1.0\times 10^{-14}$ 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.
Si conectas un foco (bombillo) a dos electrodos sumergidos en $\mathrm{HCl}\ 0.10\ \mathrm{M}$, el foco brilla con gran intensidad; en cambio, en $\mathrm{CH_3COOH}\ 0.10\ \mathrm{M}$ apenas se ve un resplandor tenue. Si ambas disoluciones tienen exactamente la misma concentración de ácido, ¿por qué una conduce la corriente eléctrica mucho mejor que la otra?
Los ácidos fuertes que conviene memorizar son $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HNO_3}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ y $\mathrm{HClO_4}$. Las bases fuertes son los hidróxidos del grupo 1 y los de $\mathrm{Ca}$, $\mathrm{Sr}$ y $\mathrm{Ba}$.
Ácidos y bases débiles: Ka y Kb
En cambio, los ácidos y bases débiles solo se disocian parcialmente: queda un equilibrio entre la especie molecular y sus iones, gobernado por una constante.
Practica★☆☆Sin empezar
Se prepara una disolución 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 disolución 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 $\mathrm{Ba(OH)_2}$: $171.3\,\mathrm{g\times mol^{-1}}$; $K_\mathrm{w} = 1.0\times 10^{-14}$. Bajo la aproximación ideal, determina: a) La concentración molar de iones $\mathrm{OH^-}$ en la disolución resultante. b) El $\mathrm{pOH}$ y el $\mathrm{pH}$ de la disolución final. Usa el modelo ideal y desprecia la autoprotólisis del agua cuando sea válida esa aproximación.
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 $0.060\,\mathrm{mol\times L^{-1}}$ con $150\,\mathrm{mL}$ de una disolución acuosa de hidróxido de bario, $\mathrm{Ba(OH)_2}$, de concentración $0.040\,\mathrm{mol\times L^{-1}}$ 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 $K_\mathrm{w} = 1.0\times 10^{-14}$ a esa temperatura en disolución ideal. a) Escribe 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.
Al medir con un conductímetro una solución de ácido acético y añadir agua sucesivamente, se comprueba que el porcentaje de moléculas ionizadas aumenta conforme el ácido está más diluido. ¿Por qué rebajar la concentración de un electrolito débil favorece que sus moléculas se separen en iones?
Vuelve al principio: El jugo de limón tiene un $\mathrm{pH} \approx 2$ ($[\mathrm{H_3O^+}] \approx 10^{-2}\ \mathrm{M}$), el agua de una piscina debe mantenerse en $\mathrm{pH} \approx 7.4$ para no irritar las mucosas y el limpiador de tuberías con soda cáustica ronda un $\mathrm{pH} \approx 14$ ($[\mathrm{OH^-}] \approx 1\ \mathrm{M}$): ¡doce órdenes de magnitud de diferencia que la escala logarítmica resume en una escala intuitiva de 0 a 14!
Resumen
¡A practicar! 2 ejercicios de nivel fácil en este apartado