Ácidos

y

Bases

2

Sra. Anlinés Sánchez Otero

Tema: Constante del producto iónico del H2O

Continuación

Constante del producto iónico del agua: Es el valor de la expresión de la constante de equilibrio de la ionización del agua.

Continuación

Ejemplo #1: A 298 K, la concentración de H+ de una solución acuosa es 1.0 x 10-5 M. ¿Cuál es la [OH-] de la solución? ¿Es la solución ácida, básica o neutral?

Datos: [H+]= 1.0 x 10-5 M Kw= 1.0 x 10 -14 M [OH-]=?

Como la [H+] es mayor que [OH-] la solución es ácida.

Ejemplo #2 A 298 K, la solución tiene [OH-] 1.0 x 10-7 M. Determina [H+] y si la reacción es ácida, básica o neutral.

Datos: [OH-]= 1.0 x 10-7 M Kw= 1.0 x 10 -14 M [H+]=?

Como la [H+] es igual que [OH-] la solución es neutral.

Práctica #1

Se da la [OH-] o [H+] en las siguientes soluciones acuosa a 298 K. Determina si la solución es ácida básica o neutral.

a) [H+] = 1.0 x 10-13 M

b) [OH-] = 1.0 x 10-3 M

Tema: El pH – Las [H+] suelen expresarse en números pequeños en notación exponencial.

– Los químicos utilizan una manera más fácil de expresar las [H+], usando una escala de pH basada en logaritmos comunes.

– El pH de una solución es el logaritmo negativo de la concentración iónica de hidrógeno.

pH= - log [H+]

– A 298 K, los pH van de 014 o pH = 0 ácido fuerte

o pH = 14 base fuerte

o pH = 7 neutra

Escala de pH

¿Cómo calcular el pH a partir de la concentración del ion H?

Ejemplo #1 ¿Cuál es el pH de una solución neutral a 298 K?

Datos:

Si es neutral

[H+]=1.0 x 10-7

pH= ?

pH= - log [H+] pH= - log (1.0 x 10 -7 M) pH= 7

Continuación Ejemplo #2 Calcula el pH de una solución con [OH-] = 8.2 x 10 -6 M.

Datos:

[OH-] = 8.2 x 10-6 M

pH? Kw= [H+] [OH-] [H+] = Kw__ [OH-] [H+] = 1.0 x 10-14

8.2 x 10 -6 M [H+] = 1.22 x 10-9 M

pH= - log [H+] pH= - log (1.22 x 10-9 M) pH= 8.91

Práctica #2

Calcula el pH de las soluciones con las siguientes concentraciones:

a) [H+] = 1.0 x 10-2 M

b) [H+] = 3.0 x 10-6 M

c) [OH-] = 1.0 x 10-11 M

Práctica #3 Calcula el pH y el pOH de las soluciones acuosas con las siguientes concentraciones iónicas.

a) [OH-] = 1.0 x 10-6 M

b) [OH-] = 6.5 x 10-4 M

c) [H+] = 3.6 x 10 -9 M

d) [H+] = 0.025 M

Tema: Calculo de concentraciones iónicas a partir del pH Pasos:

1) Se utiliza la ecuación pH= - log [H+]

2) Multiplicar en ambos lados por -1 para eliminar el negativo del logaritmo.

-pH = log [H+]

3) Tomar el antilogaritmo en ambos lados de la ecuación

antilog (-pH) = [H+]

4) Para calcular [H+] sustituye el valor de pH y ya!

Ejemplo #1 ¿Cuáles son los valores de [H+] y [OH-] en la sangre de una persona saludable que tiene un pH de 7.40? Supón que la temperatura es 298 K.

Datos:

pH= 7.40

[H+] =?

[OH-] =?

pH= - log [H+] -pH = log [H+] antilog (-pH) = [H+] antilog (-7.40) = [H+] [H+] = 4.0 x 10-8 M

pH + pOH = 14 pOH= 14- pH pOH= 14 – 7.40 pOH= 6.60

pOH= - log [OH-] -pOH= log [OH-] antilog (-pOH)= [OH-] antilog (-6.60) = [OH-] [OH-] = 2.5 x 10-7 M

Práctica #4 Se tiene el pH de tres soluciones. Calcula [H+] y [OH-] en cada solución.

a) pH = 2.37

b) pH = 11.05

c) pH = 6.50

Cálculo de pH de soluciones de ácidos y bases fuertes

En todos los ácidos monopróticos fuertes la concentración de ácido es igual a la concentración de H+.

Por lo tanto, puedes usar la [ ] de ácido par a calcular el pH.

Ejemplo #1 Calcula el pH de una solución HI 1.0 M

Si la [HI]= 1.0 M, la [H+] también es 1.0 M.

pH= -log [H+]

pH= - log(1.0)

pH = 0

Ejemplo #2 Calcula el pH de una solución KOH 1.0 M [KOH] = [OH-]= 1.0 M pOH = - log [OH-] = -log (1.0 M) pOH = 0 pH + pOH = 14 pH= 14- pOH = 14-0 = 14

Práctica #5

Calcula el pH de las siguientes soluciones.:

a) HNO3 0.050 M

a) Mg(OH)2 2.4 x 10 -5 M

Uso del pH para calcular Ka

Ejemplo #1 El pH de una solución de ácidos fórmico 0.100 M es 2.38. ¿Cuál es el valor de KA para el HCOOH?

Datos:

pH=2.38

[solución]=0.100M

Ka=?

Ecuación de la reacción HCOOH H+ + HCOO-

Expresión de la cte. ionización Ka = [H+] [OH-]__ [HCOOH]

Utilizar pH para calcular [H+]

pH= - log [H+]

[H+] = antilog (-pH) = antilog (-2.38)

[H+] = 4.17 x 10-3 M

Según la formula se observa que por cada ion H+ hay un ion HCOO-. Por lo tanto sus [ ] son iguales.

[HCOO-] = 4.17 x 10 -3 M

Para calcular- [HCOOH]

[HCOOH]= concentración inicial – [H+]

[HCOOH]=0.100 M – (4.17 x 10-3 M)

[HCOOH] = 9.58 x 10-2 M

Sustituir los valores en Ka:

Ka = (4.17 x 10-3 M) (4.17 x 10-3 M)_ (9.58 x 10-2 M) Ka = 1.82 x 10 -4

Práctica #6 Calcula Ka de los siguientes ácidos usando la información a continuación.

a) Solución de H3AsO4 0.20 M pH=1.50

b) Solución de HClO2 0.0400 M pH 1.80

Tema: Neutralización Reacciones entre ácidos y bases: La reacción de neutralización es cuando un ácido y una base reaccionan produciendo sal y agua. Sal compuesto iónico formado por un catión procedente de una base y un catión de un ácido. La neutralización es una rx de doble desplazamiento: Mg(OH)2 (ac) + 2HCl (ac) MgCl2 + H2O

base ácido sal agua

Práctica#7

Escribe las ecuaciones balanceadas de las siguientes reacciones.

1. ácido nítrico e hidróxido de cesio

2. Ácido bromhídrico e hidróxido de calcio

3. Ácido sulfúrico e hidróxido de potasio

4. Ácido acético e hidróxido de amonio