La medida del ph

La medida de pH, un poco de teoría
El pH es la medida del grado de acidez o alcalinidad de una disolución acuosa
y se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones H+.
Teoría de Arrhenius
En la teoría electrolítica de la disociación, desarrollada por Ostwald y Arrhenius
(1880-1890), los electrolitos se clasifican en ácidos, bases y sales.
Ácido = cede iones H+;
Base = cedeiones OH-.
Las sales son sustancias que dan a la disolución cationes distintos del H+ y
aniones distintos del OH- - sales neutras-
Hay casos en que las sales dan a la solución iones H+ y otros cationes: sales
ácidas, o bien iones OH- y otros aniones: sales básicas.
Teoría de JohannesBrönsted Lowry (1923)
Basándose en las ideas de Svante Arrhenius, JohannesBrönsted y Thomas
Lowrypropusieeron la teoría de que un ácido es una especie química que tiene
tendencia a ceder un protón, y una base es una especie química que tiene
tendencia a captar un protón.
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Curs 2009-10
Según esta teoría, cuando un ácido AH cede un protón, se transforma en una
bas A- porque queda en deisposición de aceptar un protón en la reacción
inversa.
AH → A- + H+
En lareacción inversa:
A- + H+ → AH
Lo mismo podemos predecir para las bases: cuando una base acepta un
protón, se transforma en un ´ñacido, pues es capaz de cederlo en la reacción
inversa.
Las parejas de ácido y base, AH y A-, se llaman ácido-base conjugados.
Así, la base A- es la base conjugada del ácido AH; o el ácido AH es el ácido
conjugado de la base A-.
Ejemplos de conjugados:
HCl → Cl- +H+
ácido base
HNO3 → NO3
- + H+
ácido base
NH3 + H+ → NH4
+
base ácido
Las reacciones entre ácidos y bases que originan sus correspondientes bases
o ácidos conjugados se llaman reacciones protolíticas.
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En la teoría de Brönsted –Lowry se tiene en cuenta también que el protón
cedido (o el aceptado) ha de ser aceptado (o cedido) por otrasustancia; por
ejemplo, por el disolvente (D):
AH + D → A- DH+
Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2
Ejemplo: D = agua
HCl + H2O → Cl- H3O +
Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2
NH3 + H2O → NH4
+ OHBase
1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2
Ácidos polipróticos
Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2
H3PO4 + H2O →
← H2PO4
- H3O +
H2PO4
- + H2O → HPO4
2- H3O +
HPO4
2- + H2O → PO4
3- H3O +
Las especies H2PO4
- y HPO42- en estos ejemplos pueden actuar en el sentido
de ceder protones, o sea como ácidos, o en el de aceptarlos, o sea, como
bases. Estas especies químicas son anfitrópicas (en la teoría de Arrhenius,
anfóteras).
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Autoprotólisis del agua
El agua pura se comporta como ácido y como base, y se ioniza de la siguiente
manera:
Ácido 1 Base 2 Base 1Ácido 2
H2O + H2O →
← H3O + OHReacción
de autoprotólisis
Esta reacción tiene lugar en muy pequeña extensión y la posición de equilibrio
viene dad por la constante de equilibrio, K:
[H3O +][OH-]
K =-----------------------
[H2O]2
donde [H2O] es constante, pues la gran mayoría de las moléculas de agua
se encuentran sin disociar y en 1 L de agua (1.000 g) habrá 1000/18; es decir
[H2O] = 55,56moles/L
Por tanto, podemos escribir que
KH2O = [H3O +][OH-]
KH2O se conoce como la constante del producto iónico del agua y su valor a
25ºC es de 1,01 x 10-14.
Esto implica que, a 25 ºC:
o En agua pura
[H3O+] = [OH-] = 10-7 disolución neutra
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o En agua a la que se ha adicionado un ácido (H+) :
[H3O+] > [OH-] = 10-7 disolución ácida
[H3O+] >10-7
[OH-] < 10-7
o En agua a la que se ha adicionado una base (OH-) :
[H3O+] < [OH-] = 10-7 disolución básica
[H3O+] < 10-7
[OH-] > 10-7
Se define el pH como el logaritmo decimal cambiado de signo, de la
concentración de iones hidrógeno:
pH = - log[H+]
En consecuencia:
Disoluciones pH
Neutras = 7
Ácidas < 7
Básicas > 7
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Cálculo:...