no entiendo la pista numero 2 del ejercicio final. no entiendo por qué se coloca el factor de 5

Es para obtener la molaridad=n/v (básicamente cuánto soluto tienes en un litro de solvente), lo que quiere decir que si tenias 0.050 M en 200 ml al agregar agua tendrías 0.010 M debido a que es la misma cantidad de soluto en un litro de solución. O sea, 5/1 (200*5/1000*1)de solvente o 0.050/5=0.1.

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Curso: Química - Preparación Educación Superior > Unidad 6

Lección 4: Neutralización ácido-base

El pH, pOH y la escala de pH

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Definiciones de pH, pOH y la escala de pH. Cálculo del pH de una solución de un ácido o base fuerte. La relación entre la fuerza de un ácido y el pH de una solución.

Puntos más importantes

Podemos hacer la conversión entre $[H^{+}]$ ‍ y $pH$ ‍ mediante las siguientes ecuaciones:

$\begin{aligned} pH & = - \log [H^{+}] \\ [H^{+}] & = 10^{- pH} \end{aligned}$ ‍

Podemos hacer la conversión entre $[{OH}^{-}]$ ‍ y $pOH$ ‍ mediante las siguientes ecuaciones:

$\begin{aligned} pOH & = - \log [{OH}^{-}] \\ [{OH}^{-}] & = 10^{- pOH} \end{aligned}$ ‍

Para cualquier solución acuosa a $25^{\circ} C$ ‍:

$pH + pOH = 14$ ‍.

Para cada aumento por un factor de $10$ ‍ en la concentración de $[H^{+}]$ ‍, el $pH$ ‍ disminuirá por $1$ ‍ unidad y viceversa.
Tanto la fuerza del ácido como su concentración determinan $[H^{+}]$ ‍ y el $pH$ ‍.

Introducción

En solución acuosa, un ácido se define como cualquier especie que aumenta la concentración de

H^{+} (a c)

, mientras que una base aumenta la concentración de

{OH}^{-} (a c)

. Las concentraciones típicas de estos iones en solución pueden ser muy pequeñas y también abarcan un intervalo amplio.

Por ejemplo, una muestra de agua pura a

25^{\circ} C

contiene

1.0 \times 10^{- 7} M

H^{+}

{OH}^{-}

. En comparación, la concentración de

H^{+}

en el ácido del estómago puede ser de hasta ~

1.0 \times 10^{- 1} M

. ¡Es decir que

[H^{+}]

para el ácido del estómago es aproximadamente

6

órdenes de magnitud mayor que en el agua pura!

Con el fin de evitar tratar con números tan grandes, los científicos convierten estas concentraciones a valores de

pH

pOH

. Echemos un vistazo a las definiciones de

pH

pOH

Definiciones de $pH$ ‍ y $pOH$ ‍

Relación entre $[H^{+}]$ ‍ y $pH$ ‍

pH

para una solución acuosa se calcula a partir de

[H^{+}]

utilizando la siguiente ecuación:

$pH = - \log [H^{+}] (Ec. 1a)$ ‍

p

minúscula representa

‘ ‘ - {log}_{10} "

. A menudo se deja fuera la parte de la base

10

para abreviar.

Por ejemplo, si tenemos una solución con

[H^{+}] = 1 \times 10^{- 5} M

, entonces podemos calcular

pH

mediante la Ec 1a:

$pH = - \log (1 \times 10^{- 5}) = 5.0$ ‍

Dado el

pH

de una solución, también podemos obtener

[H^{+}]

$[H^{+}] = 10^{- pH} (Ec. 1b)$ ‍

Relación entre $[{OH}^{-}]$ ‍ y $pOH$ ‍

De la misma manera, el

pOH

para una solución acuosa se define a partir de

[{OH}^{-}]

$pOH = - \log [{OH}^{-}] (Ec. 2a)$ ‍

Por ejemplo, si tenemos una solución con

[{OH}^{-}] = 1 \times 10^{- 12} M

, entonces podemos calcular

pOH

mediante la Ec. 2a:

$pOH = - \log (1 \times 10^{- 12}) = 12.0$ ‍

Dado el

pOH

de una solución, también podemos obtener

[{OH}^{-}]

$10^{- pOH} = [{OH}^{-}] (Ec. 2b)$ ‍

Relación entre $pH$ ‍ y $pOH$ ‍

De acuerdo con las concentraciones de equilibrio de

H^{+}

y de

{OH}^{-}

en agua, la siguiente relación es verdadera para cualquier solución acuosa a

25^{\circ} C

pH + pOH = 14 (Ec. 3)

Esta relación puede utilizarse para convertir entre

pH

pOH

. En combinación con las Ec. 1a/b y Ec. 2a/b, siempre podemos relacionar

pOH

y/o

pH

con

[{OH}^{-}]

[H^{+}]

. Para una derivación de esta ecuación, consulte el artículo sobre la autoionización del agua.

Ejemplo 1: calcular el $pH$ ‍ de la solución de una base fuerte

Si usamos $1.0 mmol$ ‍ de $NaOH$ ‍ para hacer $1.0 l$ ‍ de una solución acuosa a $25^{\circ} C$ ‍ ¿cuál es el $pH$ ‍ de esta solución?

Podemos calcular el

pH

de nuestra solución de

NaOH

mediante la relación que existe entre

[{OH}^{-}]

pH

pOH

. Veamos el cálculo paso a paso.

Paso 1: calcular la concentración molar del $NaOH$ ‍

La concentración molar es igual a moles de soluto por litro de solución:

$Concentración molar = \frac{mol soluto}{l solución}$ ‍

Para calcular la concentración molar de

NaOH

, podemos usar los valores conocidos para los moles de

NaOH

y el volumen de la solución:

$\begin{aligned} [NaOH] & = \frac{1.0 mmol NaOH}{1.0 l} \\ = \frac{1.0 \times 10^{- 3} mol NaOH}{1.0 l} \\ = 1.0 \times 10^{- 3} M NaOH \end{aligned}$ ‍

La concentración de

NaOH

en solución es

1.0 \times 10^{- 3} M

Paso 2: calcular $[{OH}^{-}]$ ‍ can base en la disociación del $NaOH$ ‍

Dado que

NaOH

es una base fuerte, se disocia completamente en sus iones constituyentes en solución acuosa:

$NaOH (a c) \to {Na}^{+} (a c) + {OH}^{-} (a c)$ ‍

Esta ecuación balanceada nos dice que cada mol de

NaOH

produce un mol de

{OH}^{-}

en solución acuosa. Por lo tanto, tenemos la siguiente relación entre

[NaOH]

[{OH}^{-}]

$[NaOH] = [{OH}^{-}] = 1.0 \times 10^{- 3} M$ ‍

Paso 3: calcular $pOH$ ‍ a partir de $[{OH}^{-}]$ ‍ mediante la Ec. 2a

Ya que conocemos la concentración de

{OH}^{-}

, podemos entonces calcular el

pOH

a partir de la Ec.2a:

$\begin{aligned} pOH & = - \log [{OH}^{-}] \\ = - \log (1.0 \times 10^{- 3}) \\ = 3.00 \end{aligned}$ ‍

pOH

de nuestra solución es

3.00

Paso 4: calcular $pH$ ‍ a partir de $pOH$ ‍ con la Ec. 3.

Podemos calcular

pH

a partir de

pOH

mediante la Ec. 3. Despejamos para solucionar nuestra incógnita,

pH

pH = 14 - pOH

Sustituimos el valor de

pOH

que encontramos en el Paso 3 para calcular el

pH

pH = 14 - 3.00 = 11.00

Por lo tanto, el

pH

de nuestra solución de

NaOH

11.00

La escala de $pH$ ‍: soluciones ácidas, básicas y neutras

La conversión de

[H^{+}]

pH

es una manera conveniente de medir la relativa acidez o basicidad de una solución. La escala de

pH

nos permite fácilmente clasificar distintas sustancias por su valor de

pH

La escala de

pH

es una escala logarítmica negativa. La parte logarítmica significa que el

pH

cambia 1 unidad por cada factor de

10

en el cambio de la concentración de

H^{+}

. El signo negativo delante del log nos dice que hay una relación inversa entre el

pH

[H^{+}]

: cuando aumenta el

pH

[H^{+}]

disminuye, y viceversa.

La siguiente imagen muestra una escala con valores de

pH

para algunas sustancias comunes del hogar. Estos valores de

pH

son para soluciones a

25^{\circ} C

. Ten en cuenta que es posible tener valores de

pH

negativos.

Algunos conceptos importantes que recordar para soluciones acuosas a

25^{\circ} C

Para una solución neutra, $pH = 7$ ‍.
Las soluciones ácidas tienen $pH < 7$ ‍.
Las soluciones básicas tienen $pH > 7$ ‍.

Mientras más bajo sea el valor del

pH

, más ácida será la solución y mayor será la concentración de

H^{+}

. Cuanto mayor sea el valor de

pH

, más básica es la solución y menor será la concentración de

H^{+}

. También podríamos describir la acidez o basicidad de una solución en términos del

pOH

, pero es más común el uso de

pH

. Por suerte, podemos convertir fácilmente entre valores

pH

pOH

Verificación de conceptos: según la escala de $pH$ ‍ que se mencionó anteriormente, ¿qué solución es más ácida, el jugo de naranja o el vinagre?

Ejemplo: determinar el $pH$ ‍ de una solución diluida de un ácido fuerte

Tenemos

100 ml

de una solución de ácido nítrico con un

pH

4.0

.Diluimos la solución agregando agua hasta obtener un volumen total de

1.0 l

¿Cuál es el $pH$ ‍ de la solución diluida?

Hay varias formas de resolver este problema. Estudiaremos dos métodos diferentes.

Método 1. Usar las propiedades de la escala logarítmica

Hay que recordar que la escala

pH

es una escala logarítmica negativa. Por lo tanto, si la concentración de

H^{+}

disminuye por un factor de

10

, entonces el

pH

aumenta

1

unidad.

Como el volumen original,

100 ml

, es una décima parte del volumen total después de dilución, la concentración de

H^{+}

en solución se ha reducido por un factor de

10

. Por lo tanto, el

pH

de la solución aumentará

1

unidad:

$\begin{aligned} pH & = pH original + 1.0 \\ = 4.0 + 1.0 \\ = 5.0 \end{aligned}$ ‍

Por lo tanto, el

pH

de la solución diluida es de

5.0

Método 2. Usar el número de moles de $H^{+}$ ‍ para calcular el $pH$ ‍

Paso 1: calcular el número de moles de $H^{+}$ ‍

Podemos utilizar el

pH

y el volumen de la solución original para calcular los moles de

H^{+}

en la solución.

$\begin{aligned} {moles H}^{+} & = [H^{+}]_{i n i c i a l} \times volumen \\ = 10^{- pH} M \times volumen \\ = 10^{- 4.0} M \times 0.100 l \\ = 1.0 \times 10^{- 5} {mol H}^{+} \end{aligned}$ ‍

Paso 2: calcular la molaridad de $H^{+}$ ‍ después de la dilución

La molaridad de la solución diluida se puede calcular mediante el uso del número de moles de

H^{+}

de la solución original y el volumen total después de la dilución.

\begin{aligned} [H^{+}]_{f i n a l} & = \frac{{mol H}^{+}}{l solución} \\ = \frac{1.0 \times 10^{- 5} {mol H}^{+}}{1.0 l} \\ = 1.0 \times 10^{- 5} M \end{aligned}

Paso 3: calcular el $pH$ ‍ a partir de $[H^{+}]$ ‍

Por último, podemos utilizar la Ec. 1a para calcular el

pH

\begin{aligned} pH & = - \log [H^{+}] \\ = - log (1.0 \times 10^{- 5}) \\ = 5.0 \end{aligned}

El Método 2 nos da la misma respuesta que el Método 1. ¡Hurra!

En general, el Método 2 implica pasos adicionales, pero siempre sirve para encontrar cambios en el

pH

. El Método 1 es un atajo útil cuando los cambios en la concentración se producen en múltiplos de

10

. El Método 1 también puede usarse como una forma rápida de estimar cambios en el

pH

Relación entre el $pH$ ‍ y la fuerza de un ácido

De acuerdo con la ecuación del

pH

, sabemos que este se relaciona con

[H^{+}]

. Sin embargo, es importante recordar que el

pH

no siempre está directamente relacionado con la fuerza de un ácido.

La fuerza de un ácido depende de la cantidad de ácido que se disocia en solución: entre más fuerte el ácido, más alto es el

[H^{+}]

a una concentración determinada de ácido. Por ejemplo, una solución

1.0 M

HCl

, un ácido fuerte, tendrá una concentración mayor de

H^{+}

que una solución

1.0 M

HF

, un ácido débil. Así, para dos soluciones de ácidos monopróticos a la misma concentración, el

pH

será proporcional a la fuerza del ácido.

Sin embargo, de manera más general, la fuerza y la concentración de un ácido determinan los valores de

[H^{+}]

. Por lo tanto, no podemos siempre asumir que el

pH

de una solución de ácido fuerte será inferior al

pH

de una solución de ácido débil. ¡La concentración del ácido es importante también!

Resumen

Podemos hacer la conversión entre $[H^{+}]$ ‍ y $pH$ ‍ mediante las siguientes ecuaciones:

$\begin{aligned} pH & = - \log [H^{+}] \\ [H^{+}] & = 10^{- pH} \end{aligned}$ ‍

Podemos hacer la conversión entre $[{OH}^{-}]$ ‍ y $pOH$ ‍ mediante las siguientes ecuaciones:

$\begin{aligned} pOH & = - \log [{OH}^{-}] \\ [{OH}^{-}] & = 10^{- pOH} \end{aligned}$ ‍

Para cada aumento por un factor de $10$ ‍ en la concentración de $[H^{+}]$ ‍, el $pH$ ‍ disminuirá por $1$ ‍ unidad y viceversa.
Para cualquier solución acuosa a $25^{\circ} C$ ‍:

$pH + pOH = 14$ ‍.

Tanto la fuerza del ácido como su concentración determinan $[H^{+}]$ ‍ y el $pH$ ‍.

Créditos

Este artículo fue adaptado de los siguiente artículos:

“The pH Scale” (La escala del pH) UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0

El artículo modificado está autorizado bajo una licencia CC-BY-NC-SA 4.0.

Referencias complementarias

Zumdahl, S.S., y Zumdahl S.A. (2003). Atomic Structure and Periodicity (Estructura atómica y periodicidad). En Chemistry (Química) (6th ed., pp. 290-94), Boston, MA: Houghton Mifflin Company.

Problema $1$ ‍: cálculo del $pH$ ‍ de la solución de una base fuerte a $25^{\circ} C$ ‍

Preparamos

200 ml

de una solución de

{Ca(OH)}_{2}

con una concentración de

0.025 M

. Luego se diluye la solución a

1.00 l

al agregar agua.

¿Cuál es el $pH$ ‍ de la solución diluida?

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catpet2404
Publicado hace hace 7 años. Enlace directo a la publicación “me encantas las plantas,t...” de catpet2404
me encantas las plantas,tengo hortensias pero no sabia como se daba su color es sorprendente <3 "El color de las flores de la hortensia puede variar según el pH del suelo. Flores de color azul generalmente provienen de suelos ácidos con un pH menor a 6 y las flores rosadas de suelos con un pH superior a 6. ":)
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brendacatalinabarahona
Publicado hace hace 6 años. Enlace directo a la publicación “no entiendo la pista nume...” de brendacatalinabarahona
no entiendo la pista numero 2 del ejercicio final. no entiendo por qué se coloca el factor de 5
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- rabesa33
  Publicado hace hace 6 años. Enlace directo a la publicación “Es para obtener la molari...” de rabesa33
  Es para obtener la molaridad=n/v (básicamente cuánto soluto tienes en un litro de solvente), lo que quiere decir que si tenias 0.050 M en 200 ml al agregar agua tendrías 0.010 M debido a que es la misma cantidad de soluto en un litro de solución. O sea, 5/1 (200*5/1000*1)de solvente o 0.050/5=0.1.
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David Damián
Publicado hace hace 6 años. Enlace directo a la publicación “¿Cómo se calcula el pH de...” de David Damián
¿Cómo se calcula el pH de una sal?
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Dayarel Pascual
Publicado hace hace 6 años. Enlace directo a la publicación “por que los separar ...” de Dayarel Pascual
por que los separar los elementos quimicos
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Respuesta
pri95gal
Publicado hace hace 5 años. Enlace directo a la publicación “¿Determine cómo cambia el...” de pri95gal
¿Determine cómo cambia el pH del sistema de tampón alcalino con un aumento en la concentración de sal de 100 veces?
Como determino eso?
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lizbethrondonil
Publicado hace hace 7 años. Enlace directo a la publicación “existIra pH O pOH negativ...” de lizbethrondonil
existIra pH O pOH negativos?
Botón que navega a la página de registroComentar en la publicación “existIra pH O pOH negativ...” de lizbethrondonil
(1 voto)
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Química - Preparación Educación Superior

Curso: Química - Preparación Educación Superior > Unidad 6

Puntos más importantes

Introducción

Definiciones de pH‍ y pOH‍

Relación entre [H+]‍ y pH‍

Relación entre [OH−]‍ y pOH‍

Relación entre pH‍ y pOH‍

Ejemplo 1: calcular el pH‍ de la solución de una base fuerte

Paso 1: calcular la concentración molar del NaOH‍

Paso 2: calcular [OH−]‍ can base en la disociación del NaOH‍

Paso 3: calcular pOH‍ a partir de [OH−]‍ mediante la Ec. 2a

Paso 4: calcular pH‍ a partir de pOH‍ con la Ec. 3.

La escala de pH‍ : soluciones ácidas, básicas y neutras

Ejemplo: determinar el pH‍ de una solución diluida de un ácido fuerte