TEORIA ACIDO-BASE - pH y calculos

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Química Universidad de San Carlos de Guatemala 
Ing. Qco. Byron Yat Peláez Facultad de Ciencias de la Salud 
 
 
 
 
pH 
 
 
 
 
El pH es una medida de la acidez o de la alcalinidad de una sustancia. No es suficiente decir que el jugo de limón 
es ácido, al saber que su pH es 2.3 nos dice el grado exacto de acidez. 
 
Las sustancias alcalinas son las conocidas como bases, también se les dice básicas, las sustancias ácidas son 
los ácidos (valga la redundancia). 
 
 
Tabla I. Acidez de algunas sustancias comunes 
 
 
Los medidores de pH miden la cantidad de iones H3O+ presentes en una sustancia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Formas de medir el pH 
 
1. Disoluciones pH: Se utiliza un reactivo que brinda cambio de color en la muestra, dicho cambio de color 
se compara con una escala. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. Tiras de pH o tornasol: Es una tira de papel tratada que cambia de color de acuerdo al pH de la sustancia. 
A este tipo de medición se le conoce como colorimétrico. 
 
 
 
 
 
3. Potenciómetro: Llamado también pHmetro, pero esta expresión es incorrecta. Existen de diferentes formas y 
tamaños, también unos son más sofisticados que otros de acuerdo al tipo de industria o trabajo que se 
requiera. 
 
 
 
 
 
 
Los potenciómetros cuentan con dos dispositivos medidores, uno que registra la temperatura de la sustancia, 
y el otro es un electrodo, el cual siempre debe estar sumergido en una disolución con pH conocido, las cuales 
son llamadas Buffer o amortiguadoras. 
 
 
 
 
 
 
EJEMPLOS 
 
Cálculo de concentración de H3O+ a partir de pH: 
 
1. 
Cuál será la concentración de iones H3O+, de una disolución de ácido nítrico, con pH 3.2: 
 
[𝐻3𝑂+] = 10−𝑝𝐻 
 
[𝐻3𝑂+] = 10−3.2 
 
[𝐻3𝑂+] = 𝟔. 𝟑 ∗ 𝟏𝟎−𝟒 
 
 
2. 
¿Cuál es el pH de una disolución de amoniaco con [OH] = 3.7*10-3 ? 
 
Se pude resolver por dos formas: 
 
FORMA 1: 
 
𝐾𝑤 = [𝐻3𝑂+][𝑂𝐻−] 
 
[𝐻3𝑂+] = 𝐾𝑤
[𝑂𝐻−]⁄ 
 
[𝐻3𝑂+] = 1 ∗ 10−14
3.7 ∗ 10−3⁄ 
 
[𝐻3𝑂+] = 2.70 ∗ 10 − 12 
 
Ahora calculamos el pH 
 
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 [𝐻3𝑂+] 
 
𝑝𝐻 = − log [2.70 ∗ 10 − 12] 
 
𝑝𝐻 = 𝟏𝟏. 𝟓𝟕 
 
 
FORMA 2: 
 
Como se la concentración de OH- 
 
[𝑂𝐻] = 3.7 ∗ 10−3 
 
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻] 
 
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[3.7 ∗ 10−3] 
 
𝑝𝑂𝐻 = 2.43 
 
Como se que pH + pOH = 14 
 
𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 2.43 = 𝟏𝟏. 𝟓𝟕 
 
Porcentaje de IONIZACIÖN: 𝜶 
 
Además de la Ka, podemos brindar el porcentaje de ionización de una sustancia para determinar su fuerza. 
 
% 𝐼𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = ([Á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜]/[𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑑𝑒𝑙 á𝑐𝑖𝑑𝑜]) ∗ 100 
 
 
Ejemplo 1: 
Una solución de ácido nítrico al 0.036 M tiene una concentración de H3O+ en equilibrio de 3.80*10-3 M 
 
% 𝐼𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = (
[3.80 ∗ 10−3]
[0.036]⁄ ) ∗ 100 
 
% 𝐼𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = 10.56 
 
 
Ejemplo 2: 
A 25 °C el Ka para el ácido láctico es 8,4 x 10–4. Si tenemos 500 mL de una solución de leche agria que 
contiene 0,050 moles de éste ácido, cuál es su grado de disociación y su pH: 
 
Lo primero es determinar la concentración de este ácido, esta será nuestra concentración inicial: 
 
[𝐻𝐶3𝐻5𝑂3] =
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜
=
0.050 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
0.5 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
= 0.10 𝑀 
 
 
Reacción de equilibrio, como nuestra Ka es bajo esta condición: 
 
𝐻𝐶3𝐻5𝑂3 + 𝐻20 ↔ 𝐻3𝑂+ + 𝐶3𝐻5𝑂3
−
 
 
 𝐻𝐶3𝐻5𝑂3 𝐻3𝑂+ 𝐶3𝐻5𝑂3
−
 
Inicio 0.10 𝑀 0 𝑀 0 𝑀 
Reacción −𝑋 𝑋 𝑋 
Equilibrio 0.10 𝑀 − 𝑋 𝑋 𝑋 
 
Relación en el equilibrio: 
𝐾𝑎 = 
[𝐻3𝑂+] [𝐶3𝐻5𝑂3
−]
[𝐻𝐶3𝐻5𝑂3]
 
 
Sustituimos los datos tomados de la tabla: 
 
𝐾𝑎 = 
[𝑋] [𝑋]
[0.10 𝑀 − 𝑋]
 
 
Despejamos la incógnita X 
 
𝐾𝑎 = 
[𝑋] [𝑋]
[0.10 𝑀 − 𝑋]
 
 
(0.10 𝑀 − 𝑋) ∗ 𝐾𝑎 = (𝑋) ∗ (𝑋) 
 
0.10 𝐾𝑎 − 𝑋𝐾𝑎 = 𝑋2 
 
0 = 𝑋2 + 𝑋𝐾𝑎 − 0.10 𝐾𝑎 
 
Resolvemos la ecuación cuadrática por calculadora o método conocido: 
 
 
 
0 = 𝑋2 + 𝑋𝐾𝑎 − 0.10 𝐾𝑎 
 
En mi caso usaré la fórmula general: 
 
𝑋 =
−𝑏 ± √𝑏2 − 4𝑎𝑐
2𝑎
 
 
Al sustituir valores obtengo: 
 
𝑋1 = 𝟖. 𝟕𝟓 𝒙𝟏𝟎−𝟑 
 
𝑋2 = – 𝟗. 𝟓𝟗 𝒙𝟏𝟎−𝟑 
 
Debemos elegir una de las dos soluciones, en este caso, no podemos tener concentración negativa, por lo 
tanto, el valor positivo es con el que trabajaremos. 
 
 
Ahora tenemos la concentración de todas las especies en el equilibrio: 
 
[𝐻𝐶3𝐻5𝑂3] = 0.10 𝑀 − 𝑋 = 0.10 𝑀 − 8.75 𝑥10−3 = 0.09 𝑀 
 
[𝐻3𝑂+] = 8.75 𝑥10−3 
 
[𝐶3𝐻5𝑂3
−] = 8.75 𝑥10−3 
 
Calculamos su porcentaje de disociación: 
 
% ∝ = 
8.75 𝑥10−3
0.10
∗ 100 = 𝟖. 𝟕𝟓% 
 
 Ahora calculamos el pH 
 
𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = − log[8.75 𝑥10−3] 
 
𝑝𝐻 = 𝟐. 𝟎𝟔 
 
 
Otro ejemplo de ionización: 
 
Una disolución acuosa de HCN con [0.2 M], se ioniza un 0.16%. Calcule: 
a. constante de acidez, Ka b. pH 
 
 
 
𝐻𝐶𝑁 + 𝐻20 ↔ 𝐻3𝑂+ + 𝐶𝑁− 
 
 𝐻𝐶𝑁 𝐻3𝑂+ 𝐶𝑁− 
Inicio 0.20 𝑀 0 𝑀 0 𝑀 
Reacción −𝑋 𝑋 𝑋 
Equilibrio 0.20 𝑀 − 𝑋 𝑋 𝑋 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
a. Partiendo de la relación del porcentaje de ionización, podemos calcular la concentración de 𝐻3𝑂+ 
 
 
% ∝ = 
[𝐻3𝑂+]
[𝐻𝐶𝑁]
 
 
[𝐻3𝑂+] = % ∝ ∗ [𝐻𝐶𝑁] 
 
[𝐻3𝑂+] = 0.16 ∗ 0.2𝑀 = 3.2 ∗ 10−4 
 
Sabemos según nuestra tabla de equilibrio, que la concentración de [𝐻3𝑂+] es igual a la concentración de 
[𝐶𝑁−], ahora solo debemos calcular la concentración al equilibrio de [𝐻𝐶𝑁]. 
 
 
[𝐻𝐶𝑁] = 0.20 − 𝑋 = 0.20 − 3.2 ∗ 10−4 = 0.199 
 
Ahora calculamos Ka, teniendo ya la concentración de todos los compuestos, tanto reactivos como productos: 
 
𝐾𝑎 =
[𝐻3𝑂+] [𝐶𝑁−]
[𝐻𝐶𝑁]
 
 
𝐾𝑎 =
( 3.2 ∗ 10−4) ∗ (3.2 ∗ 10−4)
(0.199)
= 𝟓. 𝟏𝟒 ∗ 𝟏𝟎−𝟕 
 
b. Ahora calculamos el pH 
 
 
𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] = − log[3.2 ∗ 10−4] 
 
𝑝𝐻 = 𝟑. 𝟒𝟗 
 
 
 
 
 
 
 
TITULACIÓN ÁCIDO – BASE 
 
Procedimiento realizado para determinar la concentración de un ácido o una base desconocida, a partir de la 
neutralización con otra sustancia, de concentración conocida. Se utiliza un indicador para hacer evidente la 
neutralización, ya que nos brinda cambio de color, conocido técnicamente como colorimetría; el más usual es 
la fenolftaleína. 
 
Fenolftaleina: Cambio a rosa tenue en ácidos, en su punto de viraje o punto de equivalencia. 
 
Ejemplo: 
Una muestra de 25 ml de disolución de HCl se coloca en un matraz con unas gotas de fenolftaleína. Si se 
necesitan 32.6 ml de NaOH de concentración: 0.185 M para alcanzar la equivalencia, ¿Cuál es la 
concentración del ácido? 
 
A través de la reacción, realizamos la relación estequiométrica para determinar los moles de ácido 
neutralizados: 
 
𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 
 
32.6 𝑚𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 ∗
0.185 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻
1000 𝑚𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻
∗
1 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻
= 0.00603 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙 
 
Ahora lo dividimos dentro del volumen de muestra que titulamos, según la definición de molaridad: 
 
𝑀 =
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑙𝑛
=
0.00603 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙
0.025 𝑙 𝑠𝑙𝑛
= 𝟎. 𝟐𝟒𝟏 𝑴 
 
 
Ejercicio propuesto: 
¿Cuál es la molaridad de un ácido?, si se necesitan 28.6 ml de una disolución 0.175 M de NaOH para 
neutralizarlo, sabiendo que la muestra tomada del ácido es de 25 ml. 
 
 
TAREA: 
 
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