Equilibrio Acido-base 15 53l50

EQUILIBRIO ACIDO-BASE

SUSTANCIAS QUIMICAS Se caracteriza porque

Conducen la Corriente eléctrica

No conducen la corriente eléctrica

se llaman

se llaman

Electrolitos

No Electrolitos no se ionizan

se ionizan

De acuerdo con su potencia pueden ser Fuertes

Débiles químicamente son se neutralizan

Acidos

Bases

Sales

y forman

Arrhenius Su potencia se determina por el valor de pH

Se los define de acuerdo con

Brönsted Lewis

¿POR QUE LOS METALES CONDUCEN LA CORRIENTE ELECTRICA? Los metales están formados por átomos, un alambre de cobre tiene átomos de cobre, su núcleo y nube electrónica. Cuando se produce una diferencia de potencial, los electrones del cobre se mueven de un punto a otro, es decir, los electrones corren y esto se llama corriente eléctrica. Hay que recordar que el número total de electrones del alambre de cobre no se reduce.

¿POR QUE LOS ELECTROLITOS CONDUCEN LA CORRIENTE ELECTRICA? Porque se encuentran ionizados en el agua; son los iones los que transportan a los electrones de un punto a otro, produciéndose un cambio químico, lo que no ocurre con los metales.

¿QUE ES UN ION? Ion significa viajero. Es el átomo que ha perdido o ganado electrones a fin de obtener la configuración electrónica de los gases nobles. Si el átomo pierde electrones se transforma en ion positivo, monovalente, divalente, trivalente si ha perdido uno, dos o tres electrones respectivamente, caso del sodio, calcio, aluminio. Contrariamente, si el átomo ha ganado electrones se transforma en ion negativo monovalente, divalente, trivalente, si ha ganado uno, dos o tres electrones respectivamente caso del cloro, azufre, nitrógeno

¿QUE ES UN CATIÓN? El ion positivo que al paso de la corriente migra al cátodo o electrodo negativo de un circuito eléctrico

¿QUE ES UN ANIÓN? Es el ion negativo que migra al ánodo o polo positivo de un circuito eléctrico.

ELECTROLITOS Son sustancias que tienen función ácida, básica o sal que al disolverse en agua se ionizan, lo cual les permite que sean conductores de la electricidad. De acuerdo con el grado de ionización, los electrolitos se clasifican en dos grupos 1. Electrolitos fuertes 2. Electrolitos débiles

ELECTROLITOS FUERTES. 

Son aquellos que se ionizan totalmente(100%, 99%) por lo cual conduce la corriente con mucha fortaleza. Entre estos se citan: ACIDOS

BASES

SALES

HCl

NaOH

NaCl

HBr

KOH

KCl

HNO3

Ca(OH)2

KClO3

H2SO4

MgCl2

ELECTROLITOS DÉBILES. 

Son aquellas sustancias que se ionizan en escasa proporción (4%). Si conducen la corriente eléctrica pero en forma tenue; entre estos se tiene: ACIDOS

BASES

SALES

CH3COOH

NH3

CH3 COONa

HCOOH

C5H5 – NH2

K2SO4

HClO HCN

EJEMPLO DE LA POTENCIA DE UN ELECTROLITO.

EJEMPLO DE LA POTENCIA DE UN ELECTROLITO. En el primer recipiente que contiene agua se introduce el alambre, el foco no se prende porque la molécula de agua no se ioniza, no existe la parte positiva y negativa, que lo que se concluye que el agua no es un electrolito, no conduce la corriente eléctrica.  En el segundo recipiente contiene ácido acético, se introduce el alambre y apenas se pone incandescente el filamento, por lo que el foco ligeramente se ilumina, es un electrolito débil.  El tercer recipiente contiene disuelto cloruro de sodio, se introduce el alambre y se observa que el foco se ilumina intensamente, significa que la sal lleva electrones de un lado del alambre al otro. Esto es un electrolito fuerte. 

DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS, BASES Y SALES Soluciones iónicas  Son aquellas que contienen partículas cargadas eléctricamente, vale decir, iones positivos y negativos simultáneamente, lo cual les permiten que sean conductores de la corriente eléctrica. Una solución iónica puede producirse por rompimiento o ionización de ácidos, base o sales.

DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS, BASES Y SALES 

Los ácidos, bases y sales inorgánicas y algunas de naturaleza orgánica cuando se encuentran en estado completamente anhidras no son electrolitos, esto es, no se ha dividido la molécula, por lo cual no conducen la corriente eléctrica; en cambio cuando se han disuelto en agua se produce el fraccionamiento de la molécula, la separación de los enlaces entre los átomos; vale decir, la molécula apolar se ha ionizado y ahora si la solución se ha transformado en un electrolito, en consecuencia, el agua es el agente ionizante Por lo tanto, veamos la forma como se ionizan los ácidos, bases y sales.

ÁCIDOS Cuando un ácido químicamente puro se disuelve en agua se producen dos iones: el positivo llamado catión (emigrara al cátodo o polo negativo) y negativo llamado anión (que emigrara al ánodo o polo positivo).  Cuando el ácido es fuerte como el caso del cloruro de hidrógeno que prácticamente se ioniza el 100% producirá el ion hidrógeno o hidronio de carga positiva y el ion cloro de carga negativa: 

H – Cl

[H] + + [Cl]-

o también:

H – Cl + H2O

[H3O]+ + [Cl]-

ÁCIDOS Hay que tomar en cuenta que el ion hidrógeno (H)+ es equivalente al ion hidronio (H3O)+.  El ejemplo anterior demuestra ser un ácido monoprótido ya que solo suministra un hidrógeno, pues existen ácidos que originan dos o tres hidrógenos y se llaman diprótidos o poliprótidos, así: 

H2SO4

2(H) + + (SO4)-2 (Diprótido)

H3PO4

3(H)+ + (PO4)-3 (Triprótido)

BASES O HIDRÓXIDOS Cuando una base se disuelve en agua se ioniza proporcionando un metal o radical positivo y el ion oxidrilo negativo.  Por ejemplo una base fuerte que se ioniza al 100% es el hidróxido de sodio. 

Na - OH

(Na) + + (OH)-

NH4 . OH

(NH4)+ + (OH)-

Ca(OH)2

(Ca) ++ + 2(OH) -

SALES 

Las sales halógenas u oxisales se ionizan proporcionando el metal y un radical negativo. Na - Cl

(Na) + + (Cl)-

K2SO4

2(K)+ + (SO4)-2

CO3HK

(K) + + (CO3H) -

TEORIA DE

SVANTE ARRHENIUS (1859

– 1927).  Según

la teoría de Arrhenius un ácido es toda sustancia que posee por lo menos un átomo de hidrogeno en su molécula y que en solución acuosa se ioniza formando protones (H+) y una base es toda sustancia que posee por lo menos un ion hidróxido (OH−) en su formula empírica y que en solución acuosa se disocia, de manera que los iones hidróxido quedan en solución.

TEORIA DE

SVANTE ARRHENIUS

La teoría de Arrhenius tenia ciertas limitaciones:  1. Se restringía a soluciones acuosas, y se sabe que existen reacciones acido – base en medios no acuosos.  2. Si bien en solución acuosa todos los iones se encuentran hidratados (rodeados por moléculas de agua), el protón no se encuentra “libre” en solución acuosa, sino que esta íntimamente asociado a una molécula de agua formando el ion hidronio u oxonio (H3O+) y además hidratado con mas moléculas de agua.  3. No explicaba el carácter básico de sustancias que no tenían iones hidróxido, como el amoniaco. 

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY.  En

1923, en forma independiente Jhoannes Bronsted y Thomas Lowry desarrollaron una teoría mas general, que no tenia las limitaciones de la teoría de Arrhenius que acabamos de mencionar.

 Según

la teoría de Bronsted y Lowry un ácido es toda especie (molécula o ion) capaz de ceder un protón y una base es toda especie capaz de aceptar un protón.

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY.  De

acuerdo con la teoría de Bronsted y Lowry, los considerados ácidos es igual que en la teoría de Arrhenius, porque para ceder un protón es necesario que la sustancia posea por lo menos un átomo de hidrogeno. Pero en el caso de las bases; ahora no solamente serán los hidróxidos, porque para aceptar un protón no es necesario que la sustancia tenga iones hidróxido, ejemplo de ello es el amoniaco, que no puede considerase como base según la teoría de Arrhenius, si lo es según Bronsted y Lowry

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY.  En

solución acuosa ocurre la siguiente reacción: NH3 + H2O ---- NH4+ + OH −  Podemos apreciar en esta reacción que el amoniaco acepta un protón del agua y se transforma en ion amonio, por lo tanto, esta actuando como base. Al ocurrir la reacción se producen los iones hidróxido. A su vez el agua cede un protón al amoniaco y esta actuando como ácido.

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY.  Según

la teoría de Bronsted y Lowry en una reacción ácido – base ocurre la transferencia de un protón. El ácido cede un protón y al hacerlo se transforma en una base, ya que esta puede volver a aceptar un protón. Se dice que esa base es la base conjugada de dicho ácido. La base acepta un protón y se transforma en su ácido conjugado.

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY •

En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2) es: Ácido Base Ácido Base + ↔ + (1) (2) (2) (1)

•

En el siguiente ejemplo se observa la reacción de los dos pares ácido – base conjugados: extracción de H+

HNO2(ac) + H2O(l) Ácido 1

Base 2

NO2- (ac) + H3O+ (ac) Base 1 Conjugada adición de H+

Ácido 2 conjugado

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY. Se dice entonces que el ion amonio es el ácido conjugado de la base amoniaco o el amoniaco es la base conjugada del ácido amonio. De igual manera el ion hidróxido es la base conjugada del ácido agua, o el agua es el ácido conjugado de la base hidróxido.  En solución acuosa los ácidos se ionizan porque ceden su protón al agua, y precisamente por eso están actuando como ácidos. Por ejemplo para el ácido fluorhídrico la reacción es: HF + H2O F −+ H3O +  En este caso el agua se comporta como base, ya que acepta un protón del ácido fluorhídrico. El ion hidronio es el ácido conjugado de la base agua. 

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY. 



Debe existir por lo tanto una sustancia capaz de tomar los protones que otra libera, por lo que se habla de pares ácido – base conjugados. Si se trata de una disolución acuosa de la sustancia, es el agua (que tiene carácter anfótero) la que toma o libera los H+ pasando a OH- o H3O+ (hidronio). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. El HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio (H3O+): HCl Ácido (1) Ácido fuerte



+

H2O Base (2) Base débil

→

H3O+

Ácido (2) Acido Fuerte

+

Cl-

Base (1) Base débil

Vemos así que, cuanto más fuerte es el ácido frente a otra especie química, más débil es su base conjugada.

ACIDOS FUERTES Y DEBILES 

Propiedades: Los ácidos y las bases ó álcalis ó hidróxidos tienen propiedades contrarias entre sí como se ve en el siguiente cuadro comparativo:

ACIDOS

BASES

1. En solución acuosa dejan en libertad iones H+ : HCl H+ + Cl-

1. En solución acuosa dejan en libertad iones OH: NaOH Na+ + OH-

2. Poseen un valor de pH entre 0 a 6.9

2. Poseen un valor de pH entre 7.1 y 14

3. Reacciona con algunos metales con desprendimiento de hidrógeno. Mg + 2HCl MgCl2 + H2

3. La acción frente a los metales, prácticamente es nula. Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.

4. Cambia el papel azul de tornasol a color rojo

4. Cambia el papel rojo de tornasol a color azul.

5. Poseen sabor agrio: limón

5. Poseen sabor cáustico: amargo

ACIDOS FUERTES Y DEBILES A continuación una lista de ácidos fuertes por que son pocos son siete en total, un ácido que no figura en la lista es por que obviamente es un ácido débil. ÁCIDOS FUERTES ácido clorhídrico HCl ácido bromhídrico HBr ácido iodhídrico HI ácido sulfúrico H2SO4 ácido nítrico HNO3 ácido cloríco HClO3 ácido perclórico HClO4 ACIDOS DÉBILES: Acido Citrico, Acético, Propionico

BASES FUERTES Y DEBILES BASES FUERTES son ocho en total, todos los hidróxidos del grupo IA y los mas pesados del 2A comenzando con el calcio, son solubles. El berilio y el magnesio no forman hidróxidos fuertes.

HIDROXIDOS FUERTES DEL 1A hidróxido de litio LiOH hidróxido de sodio NaOH hidróxido de potasio KOH hidróxido de rubidio RbOH hidróxido de cesio CsOH

BASES FUERTES Y DEBILES HIDROXIDOS FUERTES DEL 2ª hidróxido de calcio CaOH hidróxido de estroncio SrOH hidróxido de bario BaOH

BASE DÉBIL: Carbonato de Calcio Hidróxido de Magnesio Amoniaco acuoso hidróxidos de metales de transición.

ACIDOS Y BASES CONJUGADAS Tabla con algunos pares conjugados ácido/base en orden decreciente de acidez (ka) Para determinar ka es necesaria una sustancia de referencia, que en este caso es el agua: Ácido + H2O H3O+ + Base conjugada



Ácido

Nombre

Base conjugada

ka

Nombre

kb ClO4-

Ácido perclórico

HClO4

Fuerte

Anión perclorato

Ácido sulfúrico

H2SO4

Fuerte

Anión hidrógenosulfato HSO4-

Ácido selénico

H2SeO4

Fuerte

Anión hidrógenoseleniato

HSeO4-

Muy débil

Ácido clorhídrico

HCl

Fuerte

Anión cloruro

Cl-

Muy débil

Ácido bromhídrico HBr

Fuerte

Anión bromuro

Br-

Muy débil

Ácido yodhídrico

Fuerte

Anión yoduro

I-

Muy débil

HI

Muy débil Muy débil

Ácido Nombre

Base conjugada ka

Nombre

kb

Ácido sulfhídrico

H2S

1x10-7

Anión hidrógeno sulfuro

HS-

1x10-7

Ióndihidrógenofosfato

H2PO4-

6.2x10-8

Anión hidrógenofosfato

HPO42-

1.6x10-7

Iónhidrógenosulfito

HSO3-

6.3x10-8

Anión sulfito

SO32-

1.6x10-7

Ióndihidrógenoarseniato

H2AsO4-

5.6x10-8

Anión hidrógenoarseniato

HAsO42-

1.8x10-7

Ácido hipocloroso

HOCl

3.5x10-8

Anión hipoclorito

OCl-

2.9x10-7

Ácido hipobromoso

HOBr

2.5x10-9

Anión hipobromito

OBr-

4.0x10-6

Ácido bórico

B(OH)3(H2O)

7.3x10-10

Anión tetrahidroxoborato

B(OH)4-

1.4x10-5

Ácido arsenioso

H3AsO3

6.0x10-10

Anión dihidrógenoarsenito

H2AsO3-

1.7x10-5

Ión amonio

NH4+

5.6x10-10

Amoníaco

NH3

1.8x10-5

Ácido cianhídrico

HCN

4.0x10-10

Anión cianuro

CN-

2.5x10-5

Iónhidrógenocarbonato

HCO3-

4.8x10-11

Anión carbonato

CO32-

2.1x10-4

Peróxido de hidrógeno

H2O2

2.4x10-12

Anión hidroperóxido

HO2-

4.2x10-3

Ión hidrógeno fosfato

HPO42-

3.6x10-13

Anión fosfato

PO43-

2.8x10-2

Iónhidrógenoarseniato

HAsO42-

3.0x10-13

Anión arseniato

AsO43-

3.3x10-2

Ióndihidrógenoarseniato

H2AsO3-

3.0x10-14

Anión hidrógenoarsenito

HAsO32-

3.3x10-1

Agua

H2O

1.0x10-14

Anión hidroxido (hidroxilo)

OH-

1.0

Iónhidrógenosulfuro

HS-

1x10-19

Anión sulfuro

S2-

1x105

Etanol

C2H5OH

Muy débil

Anión etóxido

C2H5O-

Fuerte

Amoníaco

NH3

Muy débil

Anión amida

NH2-

Fuerte

Hidrógeno

H2

Muy débil

Anión hidruro

H-

Fuerte

Metano

CH4

Muy débil

Anión metanuro

CH3-

Fuerte

Ácido

Base conjugada

Nombre

ka

Nombre

kb

Ácido nítrico

HNO3

~20

Anión nitrato

NO3-

~5x10-16

Ión hidronio (u oxonio)

H3O+

1.0

Agua

H2O

1.0x10-14

Ácido oxálico

H2C2O4

5.9x10-1

Iónhidrógenooxalato

HC2O4-

1.7x10-14

Ácido sulfuroso

H2SO3

1.2x10-2

Anión hidrógenosulfito

HSO3-

8.3x10-13

Iónhidrógenosulfato

HSO4-

1.2x10-2

Anión sulfato

SO42-

8.3x10-13

Ión hidrógeno seleniato

HSeO4-

1.2x10-2

Anión seleniato

SeO42-

8.3x10-13

Ácido fosforoso

H3PO3

1.6x10-2

Anión dihidrógenofosfito

H2PO3-

6.3x10-13

Ácido fosfórico

H3PO4

7.5x10-3

Anión dihidrógenofosfato

H2PO4-

1.3x10-12

Ácido cítrico

H3C6H5O7

7.4x10-3

Anión dihidrógenocitrato

H2C6H5O7-

1.4x10-12

Ácido selenioso

H2SeO3

2.7x10-3

Anión hidrógenoselenito

HSeO3-

3.7x10-12

Ácido teluroso

H2TeO3

2x10-3

Anión hidrógeno telurito

HTeO3-

5x10-12

Ácido fluorhídrico

HF

7.2x10-4

Anión fluoruro

F-

1.4x10-11

Ácido nitroso

HNO2

4.5x10-4

Anión nitrito

NO2-

2.2x10-11

Ácido ciánico

HOCN

3.5x10-4

Anión cianato

OCN-

2.9x10-11

Ácido acetilsalicílico

HC9H7O4

3.0X10-4

Anión acetilsalicilato

C9H7O4-

3.3x10-11

Ácido arsénico

H3AsO4

2.5x10-4

Anión dihidrógenoarseniato

H2AsO4-

4.0x10-11

Ácido fórmico

HCOOH

1.8x10-4

Anión formiato

HCOO-

5.6x10-11

Ácido láctico

HC3H5O3

1.4x10-4

Anión lactato

C3H5O3-

7.1X10-11

Iónhidrógenooxalato

HC2O4-

6.4x10-5

Anión oxalato

C2O42-

1.6x10-10

Ácido benzoico

C6H5COOH

6.3x10-5

Anión benzoato

C6H5COO-

1.6x10-10

Ácido acético

CH3COOH

1.8x10-5

Anión acetato

CH3COO-

5.6x10-10

Ácido propanoico

CH3CH2COOH

1.4x10-5

Anión propanoato

CH3CH2COO-

7.1x10-10

Ácido carbónico

H2CO3

4.2x10-7

Anión hidrógenocarbonato

HCO3-

2.4x10-8

EJERCICIOS 1

CONSTANTE DE IONIZACION O DISOCIACION  Se

ha indicado que los ácidos, bases y sales inorgánicas y orgánicas pueden ionizarse completamente, casi completamente o muy poco; por lo tanto, existen electrolitos fuertes y débiles.  La fuerza o potencia de un electrolito es representada por la letra K y específicamente Ka para los ácidos, Kb para las bases y Ks para las sales.

CONSTANTE DE IONIZACION O DISOCIACION La constante de equilibrio es igual al producto de la concentración de la parte ionizada sobre la concentración no ionizada, sea la ecuación literal: [AB] [A] + + [B] parte no ionizada parte ionizada [A] + + [B] -

K = [AB]

CONSTANTE DE IONIZACION O DISOCIACION 

Para un ácido es: [AH] 𝐾𝑎 =



𝐻 [𝐴]− [𝐴𝐻]

Para una base es: [MOH] 𝐾𝑏 =



+

Para una sal es: [AR]

𝐾𝑠 =

[H] + + [A] -

+

[M] + + [OH]–

𝑀 [𝑂𝐻]− [𝑀𝑂𝐻]

+

𝐴 [𝑅]− [𝐴𝑅]

[A] + + [R] –

CONSTANTE DE IONIZACION DEL AGUA 

El agua destilada se la considera como débil entre los electrolitos, puesto que su conductividad eléctrica es tan insignificante, de todas manera su forma de ionización es: H2O (H)+ + (OH)o también

HOH (H3O) + + (OH) )La constante de ionización del agua es: +

𝐾=

−

𝐻 𝑥 [𝑂𝐻] [𝐻2𝑂]

= 1 x 10-14

La siguiente igualdad se toma como base para calcular el carácter ácido y básico de los cuerpos: [H]+ [OH]- = 1 x 10-14

ALGUNAS CONSTANTES DE IONIZACION NOMBRE ACIDO ACETICO

CH3COOH

ACIDO SULFURICO

H2SO4

ACIDO FOSFORICO

H3PO4

ACIDO FOSFORICO

H2PO4

ACIDO FOSFORICO

HPO4 -

ACIDO CARBONICO

H2CO 3

ACIDO CARBONICO

HCO 3-

HIDROXIDO DE AMONIO

NH4OH

HIDROXIDO DE ALUMINIO

Al(OH)3

AGUA

H2O

REACCION CH3COO- + H+

⇆ ⇆ ⇆ ⇆ ⇆ ⇆ ⇆ ⇆ ⇆ ⇆

K 1.8 x 10-5

SO4H- + H+

1.2 x 10-2

PO4H2- + H+

7.5 x 10-3

PO4H- + 2H+

6.2 x 10-8

PO4-

1.7 x 10-13

+ 3H+

CO3H- + H+

4.2 x 10-7

CO3- + 2H+

4.8 x 10-11

OH- + NH4+

1.8 x 10-5

3OH- + Al+++

6.3 x 10-13

OH- + H+

1 x 10-14

¿CÓMO DETERMINAR LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN? 

Ej: ¿Cuál es la constante de ionización del ácido acético, en solución 0,10 Molar? El grado de ionización es 1,34%. Pasos a seguirse: 1. Escribir la ecuación y la constante K: CH3-COOH (CH3-COO) - + (H) + − 𝐶𝐻3 − (𝐶𝑂𝑂) [𝐻]+ 𝐾𝑎 = [𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂𝑂𝐻] 2. Si una solución está ionizada al 1,34% significa que, de cada 100 moléculas, solamente 1,34 están disociadas en H y acetato, luego: Si de 100 moles se disocian 1,34 moles en 1 mol X = 0,0134 mol

¿CÓMO DETERMINAR LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN? 3. La parte ionizada es únicamente 0,0134 lo que no se ioniza será: 0,1000 - 0,0134 = 0,09886 multiplicar la parte ionizada por la molaridad0,0134 x 0,1 = 0,00134

En consecuencia, existe 0,00134 de iones H y 0,00134 iones de acetato CH3-COO. Por lo tanto, la constante de equilibrio es: 0,00134 𝑥 (0,00134) 𝐾𝑎 = = 1,8 𝑥 10 − 5 (0,09886)

EJERCICIOS

POTENCIAL DE HIDROGENO (PH)

¿QUÉ ES EL PH? El pH es el grado de acidez de una sustancia, es decir la concentración de iones de H + en una solución acuosa, término (del francés pouvoirhydrogène, 'poder del hidrógeno') el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio. El agua y todas las soluciones acuosas contiene concentración de H + , si no iones de OH - .En el agua pura se cumple que la concentración de iones H+ es igual a la concentración de iones OH -, por eso se dice que el agua es neutra.+

¿COMO SE HALLA EL VALOR DE PH ? Como las concentraciones de iones H + de y OH - son muy pequeñas, en 1909, el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno ( pH ) como el logarítmo negativo de la concentración molar (mas exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno. Esto es: pH = - log [H + ] Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por la facilidad de su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas.

¿CÓMO SE HALLA EL VALOR DE PH? Por ejemplo, la concentración del ion hidrógeno: [H+] = 1x10-7 M = 0.0000001 pH = ? 1 pH = log + [𝐻 ]

+

pH = - log [H ] − pH = - log [1 x 10 7] pH = 7

INTERPRETACIÓN DE LA ESCALA DE PH La escala de pH se establece en una recta numérica que va desde el 0 hasta el 14.El número 7 corresponde a las soluciones neutras. El sector izquierdo de la recta numérica indica acidez, que va aumentando en intensidad cuando más lejos se está del 7.Por ejemplo una solución que tiene el pH 1 es más ácida o más fuerte que aquella que tiene un pH 6. De la misma manera, hacia la derecha del 7 las soluciones son básicas y son más fuertes o más básicas cuanto más se alejan del 7. Por ejemplo, una base que tenga pH 14 es más fuerte que una que tenga pH 8.

INTERPRETACIÓN DE LA ESCALA DE PH

EJERCICIOS