Resumen de Equilibrio Ácido-Base y Escala pH
Equilibrio Ácido-Base y Escala pH: Guía Completa para Estudiantes
Introducción
El estudio de ácidos y bases en disoluciones acuosas aborda cómo se comportan especies que donan o aceptan protones en agua, cómo medir la acidez o basicidad mediante el pH y pOH, y cómo calcular concentraciones iónicas relevantes en problemas prácticos. Este material resume conceptos esenciales, ejemplos resueltos y aplicaciones reales para estudiantes universitarios.
Definición: Un ácido es una especie que puede donar protones $\left(\mathrm{H^+}\right)$ y una base es una especie que puede aceptar protones o donar iones hidroxilo $\left(\mathrm{OH^-}\right)$.
Conceptos fundamentales
Ionización del agua
El agua se autoioniza ligeramente en disolución formando iones $\mathrm{H^+}$ y $\mathrm{OH^-}$ según:
$$\ce{H2O(l) <=> H^+(aq) + OH^-(aq)}$$
Constante de producto iónico del agua a $25,^{\circ}\mathrm{C}$:
$$K_w = [\mathrm{H^+}][\mathrm{OH^-}]$$
Valor numérico:
$$K_w = 1.0 \times 10^{-14}$$
En agua pura a $25,^{\circ}\mathrm{C}$:
$$[\mathrm{H^+}] = [\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-7};\mathrm{M}$$
Definición: El pH es una medida de la acidez dada por $\mathrm{pH} = -\log [\mathrm{H^+}]$ y el pOH por $\mathrm{pOH} = -\log [\mathrm{OH^-}]$.
Relación entre pH y pOH:
$$\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14$$
Conversión directa:
$$[\mathrm{OH^-}] = 10^{-\mathrm{pOH}}$$
$$[\mathrm{H^+}] = 10^{-\mathrm{pH}}$$
Clasificación de disoluciones
- Ácida: $[\mathrm{H^+}] > [\mathrm{OH^-}]$, $\mathrm{pH} < 7$.
- Neutra: $[\mathrm{H^+}] = [\mathrm{OH^-}]$, $\mathrm{pH} = 7$.
- Básica: $[\mathrm{H^+}] < [\mathrm{OH^-}]$, $\mathrm{pH} > 7$.
Cálculos con ácidos y bases fuertes
Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente en agua. Para estos casos, la concentración inicial del reactivo determina directamente la concentración iónica final.
Ejemplo 1: Ácido nítrico $\ce{HNO3}$
Reacción de disociación:
$$\ce{HNO3(aq) -> H^+(aq) + NO3^-(aq)}$$
Si la concentración inicial es $0{,}07;\mathrm{M}$, entonces:
- $[\mathrm{H^+}] = 0{,}07;\mathrm{M}$
- $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H^+}] = -\log 0{,}07 = 1{,}15$
- $\mathrm{pOH} = 14 - \mathrm{pH} = 12{,}85$
- $[\mathrm{OH^-}] = 10^{-\mathrm{pOH}} = 10^{-12{,}85} = 1{,}41 \times 10^{-13};\mathrm{M}$
Tip: Para ácidos fuertes la concentración de $[\mathrm{H^+}]$ iguala la concentración del ácido inicial si la disolución es diluida y no hay reacción secundaria.
Ejemplo 2: Hidróxido de bario $\ce{Ba(OH)2}$
Reacción de disociación:
$$\ce{Ba(OH)2(aq) -> Ba^{2+}(aq) + 2 OH^-(aq)}$$
Si la concentración inicial es $0{,}01;\mathrm{M}$, entonces:
- $[\mathrm{OH^-}] = 2\times 0{,}01 = 0{,}02;\mathrm{M}$
- $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}] = -\log 0{,}02 = 1{,}70$
- $\mathrm{pH} = 14 - 1{,}70 = 12{,}30$
- $[\mathrm{H^+}] = 10^{-\mathrm{pH}} = 10^{-12{,}30} = 5{,}01 \times 10^{-13};\mathrm{M}$
Tabla comparativa: ácidos y bases fuertes (disolución acuosa)
| Propiedad | Ácido fuerte | Base fuerte |
|---|---|---|
| Ejemplo típico | $\ce{HNO3}$ | $\ce{Ba(OH)2}$ |
| Disociación en agua | Completa | Completa |
| Relación [ión] | $[\mathrm{H^+}] = c_{ácido}$ | $[\mathrm{OH^-}] = n\times c_{base}$ (n = número de OH por fórmula) |
| Cálculo pH/pOH | $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H^+}]$ | $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$ |
Ejercicios prácticos resueltos (aplicaciones reales)
- Jugo de naranja
- Dado $[\mathrm{H^+}] = 3{,}16 \times 10^{-4};\mathrm{M}$
- $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H^+}] = -\log\left(3{,}16 \times 10^{-4}\right) = 3{,}50$
- Si el estándar exige $3{,}3 \leq \mathrm{pH} \leq 3{,}8$, entonces el lote cumple.
- Efluente industrial con $[\mathrm{OH^-}] = 5{,}0 \times 10^{-5};\mathrm{M}$
- $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}] = -\log\left(5{,}0 \times 10^{-5}\right) = 4{,}30$
- $\mathrm{pH} = 14 - 4{,}30 = 9{,}70$
- Normativa: $6{,}5 \leq \mathrm{pH} \leq 8{,}5$; el efluente no cumple y es demasiado básico para descarga directa.
- Comparación de acidez gástrica
- Normal: $\mathrm{pH} = 1{,}5 \Rightarr
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Ácidos y bases acuosas
Klíčové pojmy: El agua se autoioniza: $\ce{H2O <=> H+ + OH^-}$ y $K_w=1.0\times10^{-14}$ a 25°C, pH se define como $\mathrm{pH}=-\log[\mathrm{H^+}]$ y pOH como $\mathrm{pOH}=-\log[\mathrm{OH^-}]$, Relación: $\mathrm{pH}+\mathrm{pOH}=14$ a 25°C, Ácido fuerte: $[\mathrm{H^+}]=$ concentración inicial del ácido (disociación completa), Base fuerte: $[\mathrm{OH^-}]=n\times$ concentración inicial si libera $n$ hidroxilos, Calcular pH desde $[\mathrm{H^+}]$ y $[\mathrm{OH^-}]$ usando logaritmos y conversiones, Ejemplo: $\ce{HNO3}$ 0,07 M da $\mathrm{pH}=1{,}15$ y $[\mathrm{OH^-}]=1{,}41\times10^{-13}\;\mathrm{M}$, Ejemplo: $\ce{Ba(OH)2}$ 0,01 M da $\mathrm{pH}=12{,}30$ y $[\mathrm{H^+}]=5{,}01\times10^{-13}\;\mathrm{M}$, Para suelos, pequeños cambios de pH implican cambios significativos en $[\mathrm{H^+}]$, Siempre verificar normas y rangos (alimentos, descargas, cultivo) al evaluar pH