Acuícola F.C.A: Química

Ácido y base. Concepto de pH.

La Definición De bases Acidos Y ha ido modificándose estafa El Tiempo. Al Principio Arrhenius FUE Quien clasifico a los Ácidos COMO Aquellas sustancias Que Hijo CAPACES de Liberar Protones (H ⁺ ) del ya Las bases de Como Aquellas sustancias Que pueden Liberar Iones OH ^- . Esta teoría tenia limitaciones ALGUNAS ya Que ALGUNAS sustancias podian comportarse COMO fundamenta Tener Pecado es hacer Molécula el ion OH ^- . EJEMPLO Por el NH ₃ . Aparte Parr Arrhenius solo existia El Medio acuoso y Hoy es Sabido Que en Medios distintos también existencial ácido-base Reacciones.

Brönsted y Lowry posteriormente propusieron Otra Teoría En La Cual los Ácidos Y bases de de como actuan Parés conjugados. ACIDO ES Aquella Sustancia Capaz De Aportar Protones y Aquella base de de Sustancia Capaz de captarlos. No Tiene Presente en hacerlo definición al ion OH ^- .

Simbólicamente:

AH + H ₂ O -> A ^- + H ₃ O ⁺

El AH es el ácido (ácido 1) de hacer la base conjugada A ^- (base 1) y el agua (base 2) es la base de de de no ácido conjugado H ₃ O ⁺ (ácido 2).

El pH, la abreviatura de Potencial Hidrógeno, Es Un parametro MUY USADO EN Química Parr MEDIR EL Grado de acidez o alcalinidad de Las sustancias. ESTO Tiene Enorme importância en MUCHOS Procesos Químicos del del tanto de COMO Biológicos. Es Un Factor Clave Para Qué los de los muchas Reacciones Sí Hagan o no. Por EJEMPLO en Biología las Enzimas Responsables de Reacciones Bioquímicas Tienen Una Actividad Máxima Bajo Cierto Rango de pH. Fuera De ESE Rango DECAE Mucho hacer catalítica Actividad. Nuestra Tiene pecado sangre Empre pH 7,35 y 7,45. Apenas Fuera De ESE Rango estan comprometidas Nuestras Funciones vitales. En los Alimentos el pH Es Un marcador del buen o mal Estado de Este. Por lo Expuesto el pH Tiene Enormes aplicaciones.

La escala del pH va desde 0 Hasta 14 . Los Valores Menores Que 7 indicano el Rango de acidez y los Mayores Que el 7 de alcalinidad o basicidad. El valor 7 Sí neutro consideracion. Matemáticamente el pH es el logaritmo negativo de la Concentración molar de los Iones hidrogeno o Protones (H ⁺ o Iones hidronio (H) ₃ O).

pH =-log [H ⁺ ] o pH =-log [H ₃ O]

Electrolitos Fuertes y débiles:

Son las sustancias Que se descomponen en Iones. Los fuertes si o si disocian Separan En Un 100% Y Los Débiles En Un Pequeño PORCENTAJE Muy.

Al separarse en Iones de MUCHOS Ellos pueden Aportar Iones OH ^- o Iones H ⁺ o H ₃ O ⁺ afectando al pH es CIERTA Medida.

También Heno pecado Potencial oxhidrilo (pOH) Porción Haber Iones OH ^- .

pOH =-log [OH ^- ]

La Suma de Entre el pOH y el pH nos da 14

pOH + pH = 14

Otra Fórmula muy Importante Que Vincula a los Iones H ⁺ y OH ^- es la Constante del Producto ionico del agua.

Kw = [H ⁺ ]. [OH ^- ]

Kw = 1.10 ^-14

UNO Calcular Nos permite de los Iones CUANDO TENEMOS El Otro Que ya hacer del Producto del siempre da 1.10 ¹⁴ en Cualquier Situación.

A Veces nos PIDEN Calcular la Concentración de Iones OH ^- o H ⁺ a partir de los Valores de pH y pOH. En ESTOS CASOS resultan muy convenientes ESTAS Fórmulas Que Nessun Hijo ms Que el despeje matemático de la Fórmula de pH.

[H ⁺ ] = 10 ^-pH

[OH ^- ] = 10 ^-pOH

El pH y el pOH aparecen en Ambos Casos de DE como exponentes.

Ahora Que ya estan expuestas TODAS Fórmulas Las Primero Veremos ejemplos fuertes estafa ELECTROLITOS, Es Decir, Bases Acidos Y Fuertes.

Ácido clorhídrico (HCl) 0,04 M:

HCl -> H ⁺ + Cl ^-

En Este Caso, la Concentración molar de 0,04 M del ácido también Sera 0,04 M del ion H ⁺ y 0,04 M de Cl ^- . De Manera Que el SERA pH:

pH =-log [0,04]

pH = 1,4

Hidróxido de Bario 0,06 M (Ba (OH) ₂ )

Ba (OH) ₂ -> Ba ² + 2 OH ^-

La Concentración del ion OH ^- Es El doble de mí del Ba (OH) ₂ PORQUE UN moles del hidróxido géneros dos moles de OH ^- .

Calculamos Una continuacion el pOH:

pOH =-log [0.12]

pOH = 0,92

pH + pOH = 14

pH = 14 - pOH

pH = 14-0,92

pH = 13,08

Débiles ELECTROLITOS:

En el Caso de Los Electrolitos Débiles, Es Más Complicado Calcular el pH y debemos Recordar el Concepto de Equilibrio Químico.

El Equilibrio Químico Sí APLICA reversibles Hijo de la ONU las Reacciones Que, Es Decir, Qué pueden Ir en Ambás Direcciones. Aun Pero ASI Llega Un Momento en el de Me VELOCIDAD de Reacción Hacia la Derecha es Igual Que Hacia la Izquierda. En ESE punto Sí establecen Concentraciones De Las sustancias Que No Varian en El Tiempo, y SE Puede aplicar la constante de Equilibrio Químico.

A + B <---> C + D

K = [C] x [D] / [A] x [B]

Los Electrolitos Fuertes Sí caracterizan Porción ir en Una Sola Dirección. En los ejemplos anteriormente VISTOS las sustancias En Si descomponen en Iones y pecado heno reversa. En los Electrolitos Débiles Veremos de mí disociación iónica Que va Hacia la Derecha Florerias Tomar el camino Opuesto y Generar NuevaMente la Sustancia no ionizada.

Ejemplo:

Ácido acético (CH ₃ COOH).

CH ₃ COOH + H ₂ O <---> CH ₃ COO ^- + H ₃ O ⁺

Ka = [CH3COO-] x [H3O +] / [CH3COOH]

Calcula el pH De Una Solución 0,6 M de ácido acético. Ka = 1,8.10 ^-5

Sable Para el pH de de Tenemos Que Saber la Concentración de [H ₃ O ⁺ ].

Al Principio del heno en solitario Moléculas del ácido disociar Pecado. A ESTO SE lo inical llama Estado.

CH ₃ COOH + H ₂ O <---> CH ₃ COO ^- + H ₃ O ⁺

Inicio 0,6 M <---> 0 0

Al correr EL TIEMPO SE Llega un un Nuevo Estado de Equilibrio. De Se formaran en Una CANTIDAD x De Moles de CADA UNO de Los Iones. Y ESA Misma CANTIDAD de lunares Sí consumirán del ácido.

CH ₃ COOH + H ₂ O <----> CH ₃ COO ^- + H ₃ O ⁺

0,6 M Equilibrio - x <-> x + x

Ahora utilizaremos NuevaMente la constante de Equilibrio Pero Entrar usando las Expresiones del Equilibrio. Obtenemos asi la constante del ácido debil.

Ka = [X]. [X] / [0,6 M - X]

Ka = [X] ^ 2 / [0,6 M - X]

1,8.10 ^ -5 = [X] ^ 2 / [0,6 M - X]

Estamos en cuadrática Presencia De Una Ecuación. Habra Que USAR La Fórmula de Baskara. Pero si HACEMOS Una consideracion no Sera necesario.

Como la CANTIDAD de X Sera Bastante Pequeña en comparacion Con Los 0,6 M, PODEMOS ConSiderar Una X = 0 Pecado Pará Para entrar en Grandes Errores.

1,8.10 ^ -5 = [X] ^ 2 / 0,6 M

X = √ (1,8.10 ^ -5. 0,6 M)

X = 3,286.10 ^-3

pH =-log 3,286.10 ^-3

pH = 2,48

Efecto del ión Común:

A continuacion Veremos Que SUCEDE CUANDO TENEMOS Una Mezcla de acido Débil ácido sen y Una sal de su.

Antes debemos Recordar el Principio de Le Chatelier. Este Principio Sostiene Que CUANDO SE introducen Cambio ONU En Un Sistema en Equilibrio, Este Responde de Manera tal de contrarrestar la ONU de este Cambio.

Si el pecado TENEMOS sal Débil ácido (AH) y la uña de ácido presente Por EJEMPLO NaA, ESTOS SE disociaran en agua.

AH + H ₂ O <-> A ^- + H ₃ O ⁺

NaA -> Na ⁺ + A ^-

Como VEMOS Ambas generan al ion A ^- . Sabemos Que el pH De Una Sustancia Es El Índice de la Concentración de Iones H ₃ O ⁺ . MIENTRAS alcalde estropear este Concentración Menor Sera el pH. Segun Le Chatelier, Aumenta si el ion Común A ^- , la Reacción En Si desplazara Hacia la Izquierda. ESTO reducira la Concentración de H ₃ O ⁺ e impedirá Que disminuya el pH. A ESTAS Soluciones Que TIENEN ESTAS Propiedades En Si las llamas o Buffer Soluciones reguladoras o Soluciones tampón. Estan formadas acido debil Y Uña de Suspensiones Ventas o Una base de de Debil y los de Una Ventas de la ONU POR SUS DE.

Sistemas Tampón MUCHOS Hay, INCLUSO es nuestro de la de Organismo, Parrafo normales el pH de la sangre, Que No Soporta ni Pequeñas Fluctuaciones de pH.

Ahora Veremos de Como Calcular el pH en Uno de Estós Casos.

Recordemos la Ka del ácido:

Ka = [A-]. [H3O +] / [AH]

Despejando [H ₃ O] RESULTA:

[H3O +] = Ka. [AH] / [A-]

Aplicando logaritmo en Ambos Miembros RESULTA:

- Log = [H3O +] - (. Ka [AH] / [A-]) log

- Log [H3O +] = - log log Ka + ([A-] / [AH])

pH = pKa + log ([A-] / [AH])

La [A ^- ] proviene de la disociación del ácido Débil y de la sal. Pero la CANTIDAD Que Aporta el ácido es muy baja Comparada Con La Que Aporta la disociación de la sal.

De La Misma Manera el ácido (AH) al ionizarse, Algoritmos de hacer CANTIDAD es consumida. Pero es Bastante Comparada POCA Con La CANTIDAD inical de ácido.

Como Casi Todo el ion A ^- es proporcionado Porción la sal. La Concentración de A ^- Podemos reemplazarla Porción la sal en la fórmula. Tomando la siguiente Expresión:

pH = pKa + log ([Sal] / [Acido])

Ejemplo:

Calcular el pH De Una Solución Que Contiene Una Concentración de la ONU ácido Débil de 0,3 M y Una Concentración de hacer sal de 0,5 M. El Ka = 1,8.10 ^-5 . pKa = 4,744

pH = 4,744 + log (0,5 M / 0,3 M)

pH = 4744 + 0222

pH = 4,97

Podemos De que OS OS Observación Una HACER Mirando La Fórmula de Henderson Hasselbach es Que Si las Concentraciones de ácido Hijo Sal y Iguales el SERA pH Igual al pKa. Ya Que el logaritmo de de la ONU da Que cociente 1 es cero.

Otra Situación Que se nos Presentaciones en los Problemas con Las Ventas de Electrolitos Débiles es la Reacción del anión del ácido estafa el Agua. O el catión de la base de de Débil Con el Agua Si Se Trata de la ONU hidróxido Débil. Una llama hidrólisis ESTAS Reacciones Sí las, ya hacer constante de Equilibrio, K de hidrólisis (Kh).

Ejemplo.

Calcula la [H ₃ O] y el pH De Una Solución 1.10 ^-3 M de la sal NaX. Ka = 1,10 ^-8 .

La Reaccion De hidrólisis es:

X ^- + H ₂ O ---> HX + OH ^-

kH = Kw / Ka

Kh = ([H3O +]. [OH-]) / / ([H3O +]. [X-] / [HX])

Simplificando de Términos Queda la siguiente Expresión Que Responde a la Reacción Expuesta.

Kh = [HX]. [OH-] / [X-]

Podemos despejar de esta Expresión a la [OH ^- ].

Kh = 1.10 ^ -14 / 1,10 ^ -8

Kh = 1.10 ^-6

Como la [HX] es Igual a la [OH ^- ]. El Producto Del Numerador Podemos expresarlo de COMO X ² . Y al despejar esta incógnita ESTAMOS averiguando la [OH ^- ].

Kh = [X] ^ 2 / [X]

[OH-] = √ (Kh. [X])

[OH-] = √ (1. 10 ^ -6. 1.10 ^ -3)

[OH ^- ] = 3,16.10 ^-5

Con la Kw calculamos la [H ₃ O ⁺ ]:

[H3O +] = 1,10 ^ -14 / 3.16.10 ^ -5

[H ₃ O ⁺ ] = 3,16.10 ^-10

pH =-log 3,16.10 ^-10

pH = 9,5

Podemos tambien Calcular el pH a partir de la [OH ^- ] Que es 3,16.10 ^-5 .

De Aquí calculamos el pOH.

pOH = 4,5