Punto Triple Del Benceno

CÁLCULO DEL pH
Este artículo tiene como objetivo ser una pequeña ampliación de Química de 2º de Bachillerato en lo que se refiere a cálculos más rigurosos (aunque trabajando con disoluciones diluidas para no introducir actividades) del pH en disoluciones acuosas. 1. DISOLUCIONES DE ÁCIDOS FUERTES Un ácido fuerte (como el ácido clorhídrico, HCl), simbolizado genéricamente por HA, estácompletamente disociado (indicándolo en la reacción mediante una sola flecha), disociación que en disolución acuosa y según la teoría de Brønsted-Lowry está representada por HA(aq) + H2O(l) → H3O (aq) + A (aq)
+ -

[1]

Suponiendo que partimos de una concentración inicial de ácido C0 M, tendremos el siguiente balance de concentraciones (omitiendo en adelante los sufijos (aq) y (l)): HA + H2O → H3O + A[Inicial] [Cambia] [Final] C0 -C0 – C0 C0 C0 C0
+ -

[2]

Obsérvese que realmente al final no se tienen moléculas de ácido, sino que todas están disociadas. Así, cuando decimos que tenemos o preparamos una disolución 0,5 M de ácido clorhídrico, debemos entender que dicha concentración se refiere al instante inicial. En el citado curso se procede a calcular directamente el pH de la disoluciónfinal por pH = -log[H3O ] = logC0, cálculos en los que estamos despreciando el aporte de hidrogeniones procedentes de la autoionización del agua porque sólo se consideran disoluciones de ácidos fuertes, que aunque diluidas, de concentración suficientemente elevada como para despreciar tal aporte. Podemos ver rápidamente que dicho procedimiento no es correcto cuando la disolución del ácido es muy -8diluida, por ejemplo C0 = 10 M. En este caso obtendríamos un pH = 8, es decir, un pH básico para una disolución ácida!, lo que lógicamente es incorrecto. Se deduce entonces que es necesario un tratamiento más riguroso del problema: hay que considerar también los hidrogeniones procedentes de la autoionización del agua, con el siguiente balance de concentraciones en el equilibrio (representado porla doble flecha) para el agua pura: H2O + H2O ⇔ H3O + OH [Equilibrio] x x
+ +

[3]

Al considerar la disociación del ácido y la autoionización del agua conjuntamente, la concentración de + hidrogeniones pasa a ser [H3O ] = C0 + x en ambos casos: HA + H2O → H3O [Final] y H2O + H2O H3O [Equilibrio]
+ + +

+

A

-

–

C0 + x +

C0 + x OH
-

[4]

C0 + x [6] [7] [8]

C0 + x[5]

cumpliéndose para este último equilibrio que Kw = [H3O ]·[OH ] es decir Kw = (C0 + x)·x que transformando se obtiene x + C0·x – Kw = 0 cuya solución es
2 − C 0 + C 0 + 4Kw
2

x=

2

[9]

Pedro L. Rodríguez Porca. v 1 (2010) - Página 1

en la que se considera únicamente la parte positiva del discriminante porque de lo contrario se obtendría una solución negativa para x. Así, laexpresión general de la concentración total de hidrogeniones en cualquier disolución ácida, a partir de la cual se calculará el pH, vendrá dada por C0 + x, es decir: [H3O ] = C 0 +
+

− C 0 + C 2 + 4Kw 0 2

[10]
-6

Cuando la concentración de ácido no es demasiado baja, digamos aproximadamente C0 ≥ 10 M, resulta 2 2 + que C0 + 4Kw ≈ C0 , anulándose x y quedando [H3O ] = C0,correspondiendo a los problemas que habitualmente se presentan en 2º de Bachillerato. Ejemplo 1 Calcular el pH de una disolución acuosas de ácido clorhídrico 1,0·10 M cuando está a 25 ºC. a. Cálculo sin tener en cuenta la autoionización del agua Por el balance [2] tenemos que [H3O ] = 1,0·10 M, de donde pH = 7,00 (recuérdese por las reglas de cifras significativas que el pH debe tener tantos decimales comocifras significativas tienen los datos de concentración y constante de acidez). Es un resultado incorrecto porque ese pH corresponde a una disolución neutra cuando debería ser ácida, es decir, pH < 7. b. Cálculo teniendo en cuenta la autoionización del agua La contribución del agua a los hidrogeniones está dada por [9]: x = 6,180·10 M. Luego [H3O ] = C0 -7 + x = 1,618·10 M, de donde pH = 6,79. 2....