ÁCIDOS Y BASES FUERTES

CÁLCULO pH

 
 

Los ácidos y bases fuertes son sustancias de interés en la vida cotidiana y en la industria. Por ejemplo, el ácido sulfúrico es esencial en la industria de fertilizantes, en la producción de acero o en el sector petroquímico. Por su parte el hidroxido de sodio (sosa caústica) se usa en la producción de jabón o papel, en el acondicionamiento de fibras textiles o en los sectores de explosivos y petróleo.

La principal característica de los ácidos y bases fuertes es que en agua están completamente (o casi) disociados. En consecuencia, para ácidos monopróticos, la concentración inicial de ácido será igual a la concentración de equilibrio de su base conjugada y la de iones hidronio.

En las disoluciones acuosas de bases fuertes ocurre algo similar. La concentración inicial de base coincide con la concentración de iones hidroxilo en el equilibrio.

En ambos casos despreciamos las concentraciones de iones hidronio e hidroxilo procedentes de la autoionización del agua porque sus cantidades son despreciables frente a las cantidades de ambos iones que aportan los ácidos y las bases fuertes. Sin embargo, lo que nunca se puede obviar es que el equilibrio ácido-base se produce en agua y que, por tanto, se debe seguir cumpliendo su producto iónico, es decir,

Kw = [H3O+] [OH-]

 

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EJEMPLOS

Calcular el pH de una disolución acuosa 0,02 M de HCl

Como se trata de un ácido fuerte, está completamente disociado. Por tanto, la concentración de iones hidronio una vez alcanzado el equilibrio coincidirá con la concentración inicial de ácido. A continuación solo hay que calcular su logaritmo.

Calcular el pH de una disolución acuosa 0,02 M de H2SO4 (asumir la aproximación de que las dos ionizaciones del ácido sulfúrico son completas)

En este caso no se trata de un ácido monoprótico. Sin embargo, como se asume que las dos ionizaciones son completas, se cumplirá que la concentración de iones hidronio en el equilibrio será el doble que la concentración inicial de ácido.

Se comprueba que, a pesar de tener las mismas concentraciones, la acidez de esta disolución no es la misma que la de HCl. La razón es que el ácido sulfúrico produce una mayor cantidad de iones hidronio por mol de ácido.

Calcular el pH del ácido clorhídrico comercial de 37 % (en peso) de riqueza y 1,180 g/mL de densidad

La estrategia de resolución tiene dos pasos:

1.- Calcular la concentración molar del ácido clorhídrico comercial ACC

2.- Calcular el pH de una disolución acuosa de HCl (completamente disociado)

El pH es negativo. Eso ocurre siempre que la concentración de iones hidronio es mayor que 1M.

Calcular el pH de una disolución extremadamente diluida de HCl de concentración 2·10-7 M

En los ejemplos anteriores no hemos tenido en cuenta los iones hidronio que proceden de la autoionización del agua. Esto fue posible porque las concentraciones de iones hidronio que aportaban los ácidos eran mucho mayores que las que aportaba el agua (10-7 M). En este caso, sin embargo, esas cantidades son comparables, por tanto, habrá que tener en cuenta el producto iónico del agua.

Estrategia de resolución será la siguiente:

1.- Suponemos que el equilibrio ácido-base del agua pura ha sido alterado al añadir HCl . Hay un exceso de 2·10-7 M de iones hidronio procedentes de la disociación del HCl.

2.- El sistema debe recuperar el equilibrio. Para ello, según el principio de Le Chatelier, se combinarán iones hidronio e iones hidroxilo formando agua. Llamaremos x a la cantidad de ambos iones que se combine.

3.- Calcularemos x mediante el producto iónico del agua

El disolución resulta débilmente ácida

 

EJEMPLOS

Calcular el pH de una disolución acuosa 0,02 M de NaOH

Como se trata de una base fuerte, está completamente disociada. Por tanto, la concentración de iones hidroxilo una vez alcanzado el equilibrio coincidirá con la concentración inicial de base. A continuación solo hay que calcular la concentración de iones hidronio y su logaritmo.

Un pH muy elevado, como corresponde a una base muy fuerte.

Calcular el pH de una disolución acuosa 0,02 M de Ca(OH)2

En este caso, si suponemos que se produce una disociación total de hidróxido, la concentración de iones hidroxilo en el equilibrio será el doble de la concentración inicial de base.

El pH, a igual concentración que la de NaOH, tiene un pH algo mayor. Cada mol de hidróxido de calcio produce dos moles de iones hidroxilo.

 

ORIGEN DE LA FUERZA ÁCIDA

Ya hemos indicado que una especie química es más fuerte como ácido cuanto más tendencia tenga a ceder un protón. Ese proceso ocurrirá con más facilidad cuanto más estable sea el el ion negativo formado (base conjugada). Si la base conjugada fuera muy inestable tendría tendencia a desaparecer uniéndose al protón y regenerando el ácido.

Una carga negativa inestabiliza siempre, por ello, cuanta más facilidad tenga la especie A- para portarla más estable será. En el caso de los ácidos fuertes, las bases conjugadas son de dos tipos: iones halogenuros e iones negativos con muchas formas resonantes en las que el átomo (no metálico) central tiene un estado de oxidación muy elevado.

En el caso de los halógenos sabemos que tienen elevadas electronegatividades, por tanto, no debe extrañar que sus iones con una carga negativa puedan ser especialmente estables, sobre todo, si su tamaño es grande (caso del ion I-). En el resto de casos, por jemplo los ácidos nítrico o sulfúrico, el ion formado al perder un protones es especialmente estable porque es capaz de repartir la carga negativa entre varias formas resonantes.

 

Chemistry Libre Texts

Capítulo 1

Physical vs. Chemical Change

Classification of Matter

Mixtures and Compounds

Paper Chromatography of Ink

Phases of Water

Capítulo 2

Alpha, Beta, and Gamma Rays

Rutherford Experiment

Atomic Notation

Isotopes

Mass Spectrometer

Trabajando con CURSO DE INTRODUCCION EN QUIMICA GENERAL (Universidad Valladolid)

Nomenclatura

Estructura atómica

Propiedades periódicas

Estequiometría

Test

Trabajando con Alonsofórmula Formulación Química Inorgánica

Trabajando con Alonsofórmula Formulación Química Orgánica

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