ÁCIDOS Y BASES DÉBILES

CÁLCULO pH

 
 

La principal característica de los ácidos y bases débiles es que en agua están parcialmente disociados. Se establece un equilibrio entre los procesos directo e inverso, alcanzándose un estado estacionario en el que el grado de disociación depende de la fuerza del ácido o la base.

En este caso el cálculo de las concentraciones de todas las especies en el estado de equilibrio se puede realizar de dos maneras diferentes.

Una vez calculado el cambio de concentración x, se pueden calcular las concentraciones de todas las especies en el equilibrio. Una vez conocida la concentración de iones hidronio se determina el pH de la disolución. El grado de disociación resulta del cociente entre las concentraciones de la base conjugada y la inicial del ácido.

Otra manera de enfrentar el cálculo es plantearlo en base al grado de disociación

En este caso, las concentraciones de todas especies en el equilibrio se ponen en función del gardo de disociación, que es calculado a partir de la constante de acidez.

En las disoluciones acuosas de bases débiles ocurre algo similar. Se establece un equilibrio entre la base y el ácido conjugado. En la disolución en equilibrio está presente la base B.

Salvo que el ácido o la base sean extremadamente débiles, 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. 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-]

En la siguiente tabla se recogen datos de una serie de ácidos débiles:

En la siguiente tabla se recogen datos de una serie de bases débiles:

Puede comprobarse que en todos los casos pKa+pKb = 14

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EJEMPLOS

Calcular el pH de una disolución acuosa 0,02 M de CH3COOH. La constante de acidez del ácido acético a 25 ºC es Ka = 1,8x10-5

Un primer dato llama la atención: para calcular el pH de una disolución de ácido débil hay que conocer la constante de acidez. Este dato, junto a la concentración inicial, es necesario para calcular las concentraciones en equilibrio y, por tanto el pH de la disolución.

Si hubiéramos hecho la aproximación de despreciar x frente a la concentración inicial Co, habríamos obtenido un valor muy similar de x. La experiencia indica que si el grado de ionización es menor del 5 % esta aproximación puede hacerse.

Es importante señalar que una disolución acuosa de HCl de la misma concentración (0,02 M) tiene un pH=1,7, mucho menor. Esto ocurre porque el ácido fuerte HCl está completamente disociado y el ácido acético (a esa concentración) sólo está disociado el 2,96 %, es decir, de cada 100 moléculas iniciales, sólo se han ionizado 3 y restan 97 sin ionizar.

Este mismo ejercicio se podría haber hecho de una forma diferente, planteándolo a partir del grado de disociación:

Si hubiéramos hecho la aproximación de despreciar el grado de disociación frente a 1, habríamos obtenido un valor similar al anterior.

Determinar el pH de un vinagre (disolución de ácido acético) que contiene 6% (peso/volumen) de ácido acético.

El cálculo es similar al anterior. Solo hay que incluir una fase inicial en la que se calcule la concentración molar del vinagre

Se aprecia que cuando aumenta la concentración del ácido débil disminuye su grado de disociación. Al pasar de 0,02 M a 1M el grado de disociación ha pasado de 2,96 % a 0,42 %. Sin embargo, a pesar de ello, la acidez de la disolución ha aumentado desde pH = 3,23 a pH = 2,38

Calcular el pH de una disolución acuosa de ácido cianhídrico de concentración 0,02 M. La constante de acidez de este ácido es Ka = 6,2·10-10

Para resolver este cálculo vamos a seguir suponiendo que, a pesar de ser un ácido tan débil, no debemos tener en cuenta la autoionización del agua. Al final veremos si ha sido una decisión acertada.

Se puede comprobar que la concentración de iones hidronio que produce el HCN es aproximadamente 35 veces mayor que la que produce la autoionización del agua, por tanto, podemos aceptar la aproximación inicial realizada. El pH calculado es relativamente alto para un ácido, pero se trata de un ácido muy débil. De cada 1000000 de moléculas HCN solo 176 están ionizadas.

EJEMPLOS

Calcular el pH de una disolución acuosa 0,02 M de NH3. La constante de basicidad del amoniaco Kb = 1,8x10-5

Como se trata de una base débil, estará poco disociada.

Efectivamente, la disolución de amoniaco está poco disociada (aproximadamente el 3 %). Su pH es claramente alcalino pero mucho menor que el de una disolución de la misma concentración de NaOH. La razón está en el grado de disociación.

El cálculo anterior se podría haber hecho de una forma diferente:

La solubilidad de la anilina en agua a 25 ºC es 3,6g/100mL. Sabiendo que la constante de basicidad de la anilina es Kb = 7,4x10-10, calcular el pH de una disolución saturada de anilina.

El pH de esta disolución es menor que el de la anterior de amoniaco a pesar de tener una concentración mucho mayor. Este resultado es la consecuencia de una constante de basicidad de la anilina muy pequeña. La anilina tiene poca tendencia a captar un protón del agua para formar el ion anilinio. Otra manera de expresarlo es que el ion anilinio tiene poca estabilidad. Este hecho es consecuencia de que no pueda existir resonancia entre el nitrógeno y el anillo aromático. Por tanto, la carga positiva que reside en el nitrógeno no puede repartirse por otros lugares de la molécula y estabilizarse.

¿Qué ocurriría con el grado de disociación y el pH si diluyéramos la disolución anterior de anilina en 390 veces, es decir, si consiguiéramos que tuviera una concentración 0,001 M?

Si se disminuye la concentración de anilina en agua hasta un valor de 0,001 M (dilución 390 veces), el grado de disociación aumenta hasta 0,00086 (cuanto menos concentrada sea la disolución mayor es el grado de disociación). En estas condiciones la concentración de iones hidroxilo alcanza el valor de 8,6·10-7 M, comparable a 10-7 M que es la concentración de iones hidroxilo que aporta la autoionización del agua. Por tanto, habría que tener en cuenta este último proceso. Si realiza el cálculo podrá comprobar que la disolución resultante tiene pH = 7,93, valor mucho menor que el anterior y cercano a la neutralidad.

 

EJEMPLOS

El pH de una disolución acuosa de ácido nitroso 0,0516 M es 2,34. Determinar la Ka del ácido nitroso y la Kb de su base conjugada, el ion nitrito.

En los ejercicios anteriores hemos calculado las concentraciones de equilibrio a partir de las concentraciones iniciales y la constante de acidez. Conocidos dos elementos de este trío, se puede calcular el otro. Esta misma idea la aplicaremos en este ejercicio donde son conocidas las concentraciones inicial y de equilibrio, y se solicita la constante de acidez.

 

 

 

 

 

 

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