La escala de pH varía de 0 a 14 y es una medida de acidez o alcalinidad. En el aula o en el laboratorio, conocer el pH de una sustancia tiene muchos beneficios. El pH se puede utilizar para determinar qué es una sustancia y cómo reaccionará en determinadas circunstancias.
También se puede utilizar para determinar la concentración de iones hidronio o hidróxido, lo que puede conducir a la determinación de la concentración de otros iones en la solución.
Puede utilizar la siguiente ecuación de pH para realizar el cálculo para resolver las incógnitas.
Los iones de hidrógeno (H +) en soluciones acuosas forman enlaces con las moléculas de agua para formar iones de hidronio (H3O +).
2 H2O ==> H3O + + OH-
Ecuación de pH
La siguiente ecuación es un elemento básico y útil de la química y puede verse como una calculadora de pH. Si conoce el pH, puede resolver la concentración de iones de hidronio y, a la inversa, puede resolver el pH si conoce la concentración de iones de hidronio.
pH = - log [H3O +]
El pH de una solución es igual al logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio (H3O +).
Ejemplo 1: Encuentra el pH de [H3O +].
En una muestra de 1,0 L de ácido clorhídrico (HCl) 0,1 M, la concentración de iones hidronio es 1 × 10-1. ¿Qué es el pH?
pH = - log [H3O +]
pH = - log (1 × 10-1 )
pH = - (- 1)
pH = 1
Conversión de pH
Ejemplo 2: Encuentra [H3O +] del pH
Si el pH de la solución es 4,3. ¿Cuál es la concentración de iones hidronio?
El primer paso es reorganizar la ecuación:
[H3O +] = 10−pH
[H3O +] = 10−4.3 [H3O +] = 5,01 × 10-5
Ejemplo 3: ¿Qué pasa si es una base?
Utilice la constante de producto iónico para el agua (Kw).
Kw = 1 × 10-14 = [H3O +] × [OH]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
¿Cuál es el pH de una solución si [OH-] = 4.0 x 10-11 ¿METRO?
Paso 1
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
[H3O +] = (1 × 10-14 ) / (4,0 x 10-11 )
[H3O +] = 0,25 × 10-3
Paso 2
pH = - log [H3O +]
pH = - log (0,25 × 10-3 )
pH = - (- 3.60)
pH = 3.60
Personajes importantes
Aunque las reglas para determinar cifras significativas son bastante rígidas, los cálculos para el pH son algo especiales porque solo los números al a la derecha del decimal se cuentan como sig figs!
Constante de disociación ácida (Ka)
La constante de disociación ácida es la porción de un ácido en forma ionizada. Los ácidos débiles tienen un K pequeñoa valores porque la mayor parte del ácido permanece sin disociar. El ácido carbónico es un buen ejemplo de ácido débil. La ecuación de equilibrio es:
H2CO3 (aq) ↔ HCO3 (aq) − + H+ (aq) Ka = 4,3 x 10-7
Dado que el ácido carbónico es un ácido diprótico y puede donar otro H+, la segunda ecuación de disociación es:
HCO3(aq)− ↔ CO32−(aq) + H+ (aq) Ka = 4,8 x 10-11
Los ácidos fuertes tienen grandes constantes de disociación; se disocian completamente en agua. El ácido nítrico es un buen ejemplo de ácido fuerte. La ecuación de equilibrio para el ácido nítrico es:
HNO3 (aq) ↔ NO2− + H+ Ka = 40
La Ka El valor de 40 es sustancialmente más significativo que el del ácido carbónico, que era 4,3 x 10-7.
