variados

. OBJETIVOS
1.1 Diferenciar disoluciones ácidas, básicas y neutras, determinando su pH.
1.2 Utilizar disoluciones indicadoras comunes y papel tornasol para determinar el rango de pH más preciso de diferentes disoluciones, y el pH exacto utilizando el pH-meter.
1.3 Explicar el principio general de una titulación ácido-base.
1.4 Calcular el pH, la concentración de los iones H+ y OH en unadisolución ácida o básica.

2. FASE TEÓRICA
2.1. LA DISOCIACIÓN DEL AGUA
El agua pura muestra una definida, aunque baja, conductividad eléctrica, una consecuencia de la habilidad para sufrir una disociación por sí misma, una autodisociación.
2.1.1 Producto Iónico del Agua
La disociación del agua puede escribirse como:
H2O  H+ + OH
o también:
2 H2O  H3O+ + OH
Para esta disociación lacondición de equilibrio puede escribirse como:

En cualquier caso, sin embargo, la concentración de las moléculas de H2O es esencialmente constante y entonces dicha constante puede expresarse así:
[H+] [OH] = K'[H2O] = Kw
[H3O+] [OH] = K"[H2O]2 = Kw
La constante Kw, constante de disociación del agua, tiene el valor de 1.0×1014 a 25 °C (Kw se llama también producto iónico del agua).Entonces en el agua, aunque sea la más pura, el producto de las concentraciones del ion hidrógeno, H+, por el ion hidroxilo, OH, es una constante que expresaremos como:
KW: [H+] [OH] = [H3O+] [OH]
Kw = 1.0×1014, a 25 °C.

2.2. DISOLUCIONES ÁCIDAS, BÁSICAS Y NEUTRAS
Se define una disolución ácida como aquella en la cual la concentración del ion hidrógeno, H+ es mayor que la del ion hidroxilo,OH y una disolución básica es aquella en la cual la concentración de iones hidroxilo excede a la de iones hidrógeno. Finalmente, una disolución neutra es aquella en la cual estas dos concentraciones son iguales.
[ ] = Concentración molar = M = moles/litro de disolución
Puesto que el producto [H+] [OH] es constante, estas dos concentraciones pueden considerarse "balanceadas" una con otra:cuando una aumenta, la otra debe disminuir. No son independientes, están unidas por la relación [H+] [OH] = Kw, que nos permite calcular una a partir de la otra así:
1.0×1014 = [H+] [OH]
1.0×1014 = x2
x = (1.0×1014)½
x = 1.0×107
Para una disolución neutra
[H+] = [OH] = 1.0×107.

2.3 CÁLCULO DEL pH Y DEL pOH
La concentración del ion hidrógeno en una disolución puede variar desdemás de 10 M hasta menos de 1.0×1015 M. La escala de pH fue ideada para expresar la amplia variación de acidez de una manera más conveniente.
El pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno.

Ejemplo 2.1
¿Cuál es el pH de una disolución de HCl de concentración 4.6×103 M?
Solución.
Como el HCl es un ácido fuerte y la contribución de H+ por parte del H2O es muypequeña, podemos expresar lo siguiente:
HCl  H+ + Cl
4.6×103 4.6×103 4.6×103
Es decir que la concentración molar de iones hidrógeno [H+] es 4.6×103, por tal razón,
pH =  log (4.6×103) =  ( 2.34) = 2.34
El símbolo p se ha extendido para cubrir otras cantidades. Por ejemplo,
pOH =  log [OH ]
El pOH es útil debido a la siguiente relación:
Kw = [H+] [OH]
Tomando logaritmoen ambos lados tenemos:
log [H+] + log [OH] = log Kw
 log [H+]  log [OH] =  log Kw y así,
pH + pOH = pKw
A 25 °C Kw = 1.0×1014 y por lo tanto, pKw = 14.00 por consiguiente,
pH + pOH = 14.00 a 25 °C
Ejemplo 2.2
¿Cuál es el pOH de la disolución del ejemplo 2.1?
Solución.
Como pH + pOH = 14.00 y sabemos, por el resultado del ejemplo 2.1, que el pH es 2.34 podemos despejar elpOH con facilidad: pOH = 14  pH = 14  2.34 = 11.66
TABLA No 1. ESCALA DE pH PARA EXPRESAR LA ACIDEZ

[H+] (mol/L) pH
1×1014
14



Aumenta la
Basicidad

1×1013 13
1×1012 12
1×1011 11
1×1010 10
1×109 9
1×108 8
1×107 7 Neutral
1×106 6
Aumenta la
acidez
1×105 5
1×104
4
1×103 3
1×102 2
1×101 1
1×10 0 0

2.4. TITULACIÓN...