¿Cuál es el pH de una ácido monoprótico débil si su concentración es [0,4M] y cuya Ka=1x10^-6? *
a) 3,2
b)5,2
c)6,2
d) 2,2
e) 4,2
Respuestas
Respuesta: ácidos que en disolución acuosa diluida, están totalmente disociados,
según la reacción:
HA + H2O A-
+ H3O+
Hay que indicar que sólo hay seis ácidos fuertes en disolución acuosa: HCl,
HBr, HI, HClO4, HNO3 y H2SO4 en su primera disociación, el resto son ácidos
débiles.
Al estar trabajando con disoluciones acuosas de ácidos, también deberíamos
considerar la reacción de autoionización del agua:
H2O + H2O H3O+ + OHPero dado el pequeño valor de la constante de este equilibrio (Kw = 10-14), se
va a considerar que las concentraciones de los iones derivados del mismo son
despreciables frente a los generados en el equilibrio del ácido. Se pueden dar
casos donde esto no sea así, si bien, no son objeto de estudio de este artículo
docente.
Calcular el pH de disoluciones de ácidos o bases fuertes
Utilizar la constante de equilibrio de ácidos o bases débiles para el cálculo
del pH. onsiderar los H3O+ procedentes de la autoionización del agua ción:Teniendo claro que un ácido y una base son sustancias que se disocian en
disolución acuosa, vamos ver el procedimiento a seguir para calcular el pH de las
mismas. La estructura de este apartado va ser la siguiente:
Ácidos y bases fuertes
Ácidos y bases débiles
Explicaxisten
1)
HCl + H2O Cl-
+ H3O+
C0 (M) 10-5
Cf (M)
10-5 10-5
pH log[H O ] log10 5 5 3
4.1.2 Bases fuertes
,
según la reacción:
B + H2O BH+ + OH-
S
1) Se plantea la relación de concentraciones iniciales (C0) y finales (Cf) de
todas las especies que participan en la reacción:
NaOH + H2O Na+ + OH-
C0(M) 2
Cf(M) - 2 2
2) La concentración de iones hidroxilo es igual a la concentración inicial de la
base fuerte, por lo que su pOH será:
pOH log[ ] log(2) 0,30pH 14 pOH 14 0,30 13,7
Ejemplo
.
Ca(OH)2 + H2O Ca2+ + 2OHC0(M) 0,5
Cf(M) 0,5 2· 0,5
Por tanto:
pOH log(1) 0,0 , se obtiene que pH14pOH140,014 .
Actividad. Para las disoluciones de la tabla, verifica que los valores de [H3O+], [OH-
],
pH y pOH son correctos.
Disolución [H3O+] (M) [OH-] (M) pH pOH
HNO3 0,05 M 0,05 2,00·10-13 1,30 12,70
HBr 10-3 M 10-3 10-11 3 11
LiOH 0,043 M 2,33·10-13 0,043 12,63 1,37
KOH 0,56 g/L 10-12 0,01 12 2
Ba(OH)2 10-3 M 5·10-12 2·10-3 11,30 2,70
4.2 Ácidos y bases débiles
4.2.1 Ácidos débiles
Los ácidos débiles reaccionan con el agua según el equilibrio:
HA + H2O A-
+ H3O+
[HA]
[A ][H O ] K 3 a
Es importante resaltar que a este proceso le corresponde una constante de
equilibrio o acidez (Ka). Cuanto mayor sea el valor de Ka, el ácido será más
fuerte, es decir, estará más disociado. OH ,jemplo 1: ¿Cómo calcular el pH de una disolución de ácido acético 1 M
cuya Ka es 1,8·10-5.?
1) Al tratarse de un ácido débil sufre una disociación parcial. Si partimos de
una concentración de ácido C0, parte de este ácido se disocia en una
cantidad x, por lo que la concentración del mismo en el equilibrio será Ceq
= C0 – x.
CH3COOH + H2O CH3COO-
+ H3O+ 5
3
3 3 a 1,8·10 [CH COOH]
[CH COO ][H O ] K
C0(M) 1
Ceq (M) 1 - x x x
2) Tal y como se ha comentado anteriormente, cuando el ácido
proporcione una concentración de H3O+ > 10-6 M, la contribución del
agua a la concentración de H3O+ (y OH-
) del medio será despreciable,
por ello no se han considerado. Por tanto, las concentraciones de
CH3COO-
y H3O+ serán iguales y la ecuación que debe resolverse es:
1 x
x
[CH COOH]
[CH COO ][H O ] K 1,8·10
2
3
5 3 3 a
3
1
x
1 x
x K 1,8·10
2 2
5 a ,
Despejando se obtiene que x = [H3O+] = 4,24·10-3 M,
pH = - log 4,24·10-3 = 2,37
3Ejemplo 2: ¿Cómo calcular el pH de una disolución de ácido acético 0,001 M
sabiendo que su Ka es 1,8·10-5?
Al tratarse de un ácido débil sufre una disociación parcial según el equilibrio:
CH3COOH + H2O CH3COO-
+ H3O+ 5
3
3 3 a 1,8·10 [CH COOH]
[CH COO ][H O ] K
C0 (M) 10-3
Ceq (M) 10-3 - x x x
10 x
x
[CH COOH]
[CH COO ][H O ] K 1,8·10 3
2
3
5 3 3 a
3
2
3
2
5 a 10
x
10 x
x K 1,8·10
,
despejando, se obtiene que x = [H3O+] = 1,34·10-4 M.
¿Es correcta ésta aproximación (10-3-x ≈ 10-3)? Al resolver la ecuación de
segundo grado
x.
El pH sería:
pH = - log 1,25·10-4 = 3,90
D se puede decir que, para valores de Ka entre 10-4 y 10-9,
será correcto suponer que C0-x ~ C0, si bien posteriormente siempre habrá que
verificar que x ≤ 10-2· C0, ya que en ese caso el error cometido se considera
0,1 M sabiendo que su Kb es 9,1·10-9?
Para calcular el pH de una disolución acuosa de esta base débil se seguirá el
mismo procedimiento que para ácidos débiles.
Esta base débil sufre una disociación parcial según el equilibrio:
NH2OH+ H2O [NH3OH ]+ + OH-
[HONH ]
[[NH OH] ][OH ] K 9,1·10
2
9 3
b
C0 (M) 0,1
Ceq (M) 0,1 – x x x
0,1 x
x
[HONH ]
[[NH OH] ][OH ] K 9,1·10
2
2
9 3
b
0,1
x
0,1 x
x K 9,1·10
2 2
9
basicidad [B]
[BH ][OH ] Kb
r