![ESCALA DE pH
El pH de una solución se define como el
negativo del logaritmo de la concentración de
iones hidrógeno, [H+]. El logaritmo (log) de un
número es el exponente (o potencia) al que es
preciso elevar 10 para dar el número que se
especifica. En forma matemática, el pH se
define como sigue:
pH =−log H + [ ]
Neutro
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Más ácido Más básico](https://image.slidesharecdn.com/equilibrioionico-121211121258-phpapp02/85/Equilibrio-ionico-12-320.jpg)
![¿Cuál es el pH de la muestra de bilis del ejemplo
16.9, que tiene una [H+] de 1.0 x 10-8 M? ¿Es
ácida o básica la solución?
Solución:
Se sustituye la [H+] conocida en la expresión
matemática del pH.
pH = -log [H+] !Advertencia!
= -log(1.0 x 10-8) Hay que asegurarse de
emplear el valor de [H+], no
de [OH-]
Cuando el coeficiente de 10-n es exactamente 1, como
en este caso, no se necesita una calculadora. El pH
es igual al número, n, del exponente.
pH = 8.0
El pH de la muestra de bilis es 8.0. Como es pH es
mayor de 7, la solución es básica.](https://image.slidesharecdn.com/equilibrioionico-121211121258-phpapp02/85/Equilibrio-ionico-14-320.jpg)
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Equilibrio ionico
- 2. ÁCIDOS Y BASES Los ácidos en forma general son sustancias que, en solución acuosa, 1) Tienen un sabor agrio si se diluyen lo suficiente para poderse probar. 2) Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo 3) Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2(g) Las bases (también llamadas álcalis)álcalis son sustancias que, en solución acuosa,
- 3. 1) Tienen un sabor amargo. (Nunca se deben probar las bases que se emplean en el laboratorio) 2) Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto 3) Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul. 4) Reaccionan con los ácidos formando agua y sales. Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad propiedades del ion álcalis hidróxido, OH-. Propuso que las bases son compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas. Ácidos y bases de Arrhenius Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua. Las bases liberan iones hidróxido en agua.
- 4. ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES Los ácidos fuertes son los que se ionizan por completo (o casi) en agua. En solución diluida, una molécula de un ácido fuerte dona su protón o protones ácidos al agua para formar iones hidronio. Es necesario memorizar los nombres y fórmulas de estos ácidos fuertes. HCl, ácido clorhídrico H2SO4, ácido sulfúrico HBr, ácido bromhídrico HNO3, ácido nítrico Hl, ácido yodhídrico HClO4, ácido perclórico + − HCl ( g ) + H 2O(l ) H 3O (ac) + Cl (ac)
- 5. Los ácidos fuertes, cuando están concentrados, fuertes pueden producir graves daños a la piel o los músculos, pues causan quemaduras químicas similares a las que origina el calor y que a menudo se tratan en la misma forma. Los ácidos débiles son los que se ionizan en baja proporción en solución diluida. El ácido acético, CH3COOH, es un ácido débil representativo. La ecuación de equilibrio que representa la ionización de este ácido se escribe con una flecha más larga que apunta hacia los reactivos, para indicar que un porcentaje mayor de moléculas de ácido acético permanecen sin ionizar. CH 3 COOH (ac) + H 2O(l ) CH 3COO − (ac) + H 3O + (ac)
- 6. El vinagre comercial es una solución de ácido acético aproximadamente al 5%. Otro ácido débil común es el ácido carbórico, H2CO3, que se forma cuando se disuelve CO2 en agua. Todas bebidas carbonatadas contienen H2CO3. Ácidos fuertes Ácidos débiles Nombre Fórmulas Nombre Fórmulas Ácido clorhídrico HCl Ácido fosfórico H3PO4 Ácido bromhídrico HBr Ácido acético CH3COOH Ácido yodhídrico Hl Ácido carbónico H2CO3 Ácido sulfúrico H2SO4 Ácido cítrico C3H5 (COOH)3 Ácido nítrico HNO3 Ácido láctico CH3CHOHCOOH Ácido perclórico NClO4 Ácido bórico H3BO3 Ácido cianhídrico HCN
- 7. BASES FUERTES Y DÉBILES Las bases fuertes se ionizan por completo (o casi) en agua; no así las bases débiles. El hidróxido de débiles sodio, NaOH (también llamado lejía), es tal vez la base fuerte que resulta más familiar. Incluso en forma sólida, el hidróxido de sodio es completamente iónico, y existe como iones sodio e iones hidróxido. En solución, los iones hidróxido participan en las reacciones características de las soluciones básicas o alcalinas. El álcali destruye los tejidos con rapidez, causando quemaduras graves. El hidróxido de magnesio, Mg(OH)2, es una base débil, su solubilidad en agua es tan baja que se puede ingerir sin peligro en forma de un antiácido llamado leche de magnesia.
- 8. Los hidróxidos de los metales de transición son todos bases débiles y su solubilidad en agua es baja. En la tabla aparecen algunas bases importantes. El amoniaco, otra base débil importante, es un gas a temperatura ambiente y se disuelve con facilidad en agua produciendo una solución alcalina. El amoniaco reacciona con el agua en baja proporción, formando iones amonio e iones hidróxido. + − NH 3 (ac) + H 2O NH 4 (ac) + OH (ac)
- 9. Algunas bases importantes Nombre Fórmula BASES FUERTES Hidróxido de sodio NaOH Hdiróxido de potasio KOH Hidróxido de calcio Ca(OH)2 BASES DÉBILES Hidróxido de magnesio Mg(OH)2 Amoniaco acuoso NH3(ac) Hidróxidos de metales de transición
- 10. DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES DE BRONSTED - LOWRY Un ácido de Bronsted – Lowry es un donador de protones, pues dona un ión hidrógeno H+. Una base de Bronsted – Lowry es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H+.
- 11. LA AUTORIZACIÓN DEL AGUA Cuando se piensa en el agua, se piensa en moléculas de H2O. Pero incluso el agua más pura no es por ejemplos H2O. Alrededor de 1 molécula en cada 500 millones transfiere un protón a otra, produciendo un ion hidronio y un ion hidróxido. + − H 2O + H 2O H 3O + OH Ácido Base Ácido Base
- 12. ESCALA DE pH El pH de una solución se define como el negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógeno, [H+]. El logaritmo (log) de un número es el exponente (o potencia) al que es preciso elevar 10 para dar el número que se especifica. En forma matemática, el pH se define como sigue: pH =−log H + [ ] Neutro 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Más ácido Más básico
- 13. pH aproximado de algunas soluciones Solución pH HCl 0.10 M 1.0 Jugos gástricos 1.6 – 1.8 Jugo de limón 2.3 Vinagre 2.4 – 3.4 Bebidas gaseosas 2.0 – 4.0 Ácido Leche 6.3 – 6.6 Orina 5.5 – 7.5 Agua de lluvia (no contaminada) 5.6 Saliva 6.2 – 7.4 Agua pura 7.00 Neutro Sangre 7.35 – 7.45 Clara de huevo (fresca) 7.6 – 8.0 Bilis 7.8 – 8.6 Leche de magnesia 10.5 Básico Amoniaco casero 11 NaOH 0.1 M (lejía) 13
- 14. ¿Cuál es el pH de la muestra de bilis del ejemplo 16.9, que tiene una [H+] de 1.0 x 10-8 M? ¿Es ácida o básica la solución? Solución: Se sustituye la [H+] conocida en la expresión matemática del pH. pH = -log [H+] !Advertencia! = -log(1.0 x 10-8) Hay que asegurarse de emplear el valor de [H+], no de [OH-] Cuando el coeficiente de 10-n es exactamente 1, como en este caso, no se necesita una calculadora. El pH es igual al número, n, del exponente. pH = 8.0 El pH de la muestra de bilis es 8.0. Como es pH es mayor de 7, la solución es básica.