Ensayo de Matematicas

Para otros usos de este término, véase PH (desambiguación).
El pH en fase acuosa en la vida cotidiana :
Sustancia
pH aproximativo

0
Drenaje minero ácido (DMA)
  H+ +  Cl-
En este caso la concentración molar de 0,04 M del ácido también será 0,04M del ion H+ y 0,4M de Cl-. De manera que el pH será:
pH = -log [0,04]
pH = 1,4
Hidróxido de Bario 0,06M (Ba(OH)2)
Ba(OH)2 ——>  Ba+2 +  2OH-
La concentración del ion OH- es el doble que la del Ba(OH)2 porque un mol del hidróxido genera dos moles de OH-.
Calculamos a continuación el pOH:
pOH = -log[0.12]
pOH = 0.92
pH + pOH = 14
pH = 14 – pOH
pH = 14 – 0.92
pH = 13.08
Electrolitos débiles:
En el caso de los electrolitos débiles, es más complicado calcular el pH y debemos recordar el concepto de equilibrio químico.
Elequilibrio químico se aplica a las reacciones que son reversibles, es decir, que pueden ir en ambas direcciones. Pero aun así llega un momento en el que la velocidad de reacción hacia la derecha es igual que hacia la izquierda. En ese punto se establecen concentraciones de las sustancias que no varían 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 se caracterizan por ir en una sola dirección. En los ejemplos vistos anteriormente las sustancias se descomponen en iones y no hay reversa. En los electrolitos débiles veremos que la disociación iónica que va hacia la derecha puede tomar el camino opuesto y generar nuevamente la sustancia no ionizada.
Ejemplo:
Ácido acético (CH3COOH).
CH3COOH  + H2O  <——- >  CH3COO- +  H3O+
Ka = [CH3COO-] x [H3O+]  /  [CH3COOH]
 
Calcula el pH de una solución 0.6M de ácido acético. Ka = 1,8.10-5
Para saber el pH tenemos que saber la concentración de [H3O+].
Al principio solo hay moléculas del ácido sin disociar. A esto se lo llama estado inicial.
 
CH3COOH  + H2O    CH3COO- +  H3O+
Inicio           0.6M         0                 0
Al correr el tiempo sellega a un nuevo estado de equilibrio. Se formaran una cantidad x de moles de cada uno de los iones. Y esa misma cantidad de moles se consumirán del ácido.
CH3COOH  + H2O  < ———- >  CH3COO- +  H3O+
Equilibrio    0.6M – x              x         +     x
Ahora utilizaremos nuevamente la constante de equilibrio pero usando las expresiones del equilibrio. Obtenemos asi la constante del ácido debil.Ka = [X] . [X]   /   [0,6M - X]
Ka =  [X]^2  /  [0,6M - X]
1,8.10 ^-5  =  [X]^2  /  [0,6M - X]
 
Estamos en presencia de una ecuación cuadrática. Habrá que usar la fórmula de Baskara. Pero si hacemos una consideración no será necesario.
Como la cantidad de X será bastante pequeña en comparación con los 0.6M, podemos considerar a X = 0 sin entrar en grandes errores.
1,8.10^-5  =  [X]^2  /  0,6M
X  =  √ (1,8.10^-5 . 0,6M)
X = 3,286.10-3
pH = -log 3,286.10-3
pH = 2,48
Efecto del ión Común:
A continuación veremos que sucede cuando tenemos una mezcla de un ácido débil y una sal de su acido.
Antes debemos recordar el Principio de Le Chatelier. Este principio sostiene que cuando se introduce un cambio en un sistema en equilibrio, este responde de manera tal de contrarrestar a estecambio.
Si tenemos un ácido débil (AH) y una sal de este ácido por ejemplo NaA, estos se disociaran en agua.
AH   +   H2O     A- +  H3O+
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 H3O+. Mientras mayor sea esta concentración menor será el pH. Según Le Chatelier, si aumenta el ion común A-, la reacción sedesplazara hacia la izquierda. Esto reducirá la concentración de H3O+ e impedirá que el pH disminuya. A estas soluciones que tienen estas propiedades se las llama Buffer o Soluciones reguladoras o Soluciones Tampón. Están formadas por un ácido débil y una de sus sales o una base y una de sus sales.
Hay muchos sistemas buffer, incluso en nuestro organismo, para regular el pH de la sangre,...