Calculo Del Ph

Cálculo de pH

El pH de una disolución es el logaritmo negativo de una expresión numérica de la concentración molar de iones [H3O^+]. Así, una disolución acuosa vale:

pH = log 1/ [H3O^+] = -log [H3O^+]

El resultado del cálculo del pH, es una cantidad adimensional y sin unidades

En los laboratorios, la medición del pH de las disoluciones, se lleva a cabo a través de aparatos conocidos con el nombre de “pehachímetros”. Estos funcionan mediante unos electrodos que se introducen en la disolución a tratar, pudiendo leer rápidamente la escala de valor del pH, en dicha maquina.

Ejemplos:

* Si tenemos que calcular el pH de una disolución cuya concentración de [H3O^+], es de 2.95 x 10^-4 M:

[H3O^+] = 2.95 x 10^-4 M → pH = -log (2.95 . 10^-4 ) = 3.53

* Si la concentración [OH^-] es de 2.73 x 10^-3 M, el pH se será:

[OH^-] = 2.73 x 10^-3 M → pOH = -log [OH^-] = -log (2.73 x 10^-3 ) = 2.56

* Sabemos que pH + POH = 14, por lo cual:

pH= 14 – pOH = 14 – 2.56 = 11.44

Cálculo de pOH

El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido. Esto es, la concentración de iones OH-:OH = − log10.[OH − ]

En soluciones acuosas, los iones OH- de provienen de la disociación del agua:

H2O ↔ H+ + OH-

o también,

2H2O ↔ H3O+ + OH-

Por ejemplo, una concentración de [OH-] = 1×10-7 M (0,0000001 M) es simplemente un pOH de 7 ya que : pOH = -log[10-7] = 7

Al igual que el pH, típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7.

Por lo tanto-- -pH + pOH = 14

Ejemplo:

En un experimento con una bebida energetizante, se obtuvo que presenta una concentración de iones oxidrilos [OH] de 2X10^-6, obtener su pOH correspondiente:

pH = - log [H3O]

[OH] [H3O] = 1X10^-14

[H3O] = 1X10^-14 / [OH]

[H3O] = 1X10^-14 / 2X10^-6

[H3O] = 5X10^-9

pOH = - log [H3O]

pOH = -log [5X10^-9]

pOH = 8.3

El efecto del ion común se basa en el producto de solubilidad (Kps) según el cual, para disminuir la solubilidad de una sal se agrega uno de los iones. Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir para que el Kps permanezca constante, a una temperatura determinada. Este efecto es el que permite reducir la solubilidad de muchos precipitados, o para precipitar cuantitativamente un ion, usando exceso de agente precipitante.

[editar]Ejemplos

 Si el acetato de sodio y el ácido acético se disuelven en la misma solución, ambos se disocian y se ionizan para producir iones acetato. El acetato de sodio es un electrolito fuerte que se disocia completamente. El ácido acético es un ácido débil por lo que sólo se ioniza ligeramente. De acuerdo con el Principio de Le Châtelier, la adición de iones acetato de acetato de sodio suprime la ionización del ácido acético y el cambio de su equilibrio a la izquierda. Así, el porcentaje de disociación del ácido acético disminuye y el pH de la solución disminuye. La ionización de un ácido o de una base está limitada por la presencia de su ácido.

NaC2H3O2 (s) → Na (aq) C2H3O2-(aq)

HC2H3O2 (l) ↔ H (aq) C2H3O2-(aq)

La ecuación de Henderson-Hasselbalch es una fórmula química que se utiliza para calcular el pH, de una solución buffer, o tapon, a partir del pKa (la constante de disociación del ácido) y de las concentraciones de equilibrio del ácido o base, del ácido o la base conjugada.

donde:

 S es la sal o especie básica, y

 A es el ácido o especie ácida

En la última ecuación x puede ser a o b indistintamente.

Supóngase un ácido AH con disociación parcial. El equilibrio es:

y la constante de disociación asociada será:

Despejando de la constante de disociación:

Tomando logaritmos a ambos lados y aplicando la propiedad de los logaritmos para un producto se llega a:

E invirtiendo el cociente:

Una reacción de neutralización entre un ácido y un hidróxido metálico produce agua y una sal.

HCl (aq) + Na OH (aq)  H2O (l) + Na Cl (aq)

Ecuación iónica neta:

H+(aq) + OH-(aq)  H2O (l))

Se denomina titulación al procedimiento para determinar la concentración de un ácido o una base en solución, por medio de la adición de una base o un ácido de concentración conocida.

Durante la titulación, el punto en que se neutraliza

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