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Unidad 8: Ácidos y bases

Química AP · Unidad 8: Ácidos y bases

8.2 pH y pOH de ácidos y bases fuertes

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Pregunta esencial

¿Cómo encontramos el pH de un ácido fuerte?

Al terminar esta lección, deberías poder reconocer los seis ácidos fuertes y las bases fuertes, y calcular el pH y el pOH de sus soluciones a partir de la concentración (y también hacer el camino inverso a partir del pH). Esta lección se apoya directamente en el pH, el pOH y Kw del Tema 8.1.

El video de la lección llegará pronto. Mientras tanto, lee la lección de abajo.

Los ácidos fuertes se ionizan por completo

  • Todo el HCl le da su H+ al agua
  • No queda ninguna molécula de HCl en la solución

HCl + H2O → H3O+ + Cl−

Un vaso de precipitados con la etiqueta HCl(aq): solo iones. Contiene iones H3O+ rosas e iones Cl- verdes en números iguales, sin moléculas de HCl intactas.

Un ácido fuerte es un ácido que se ioniza por completo en agua. En el ácido clorhídrico, cada molécula de HCl le da su H+ a una molécula de agua y forma H3O+ y Cl−. Fíjate en la flecha sencilla: la reacción llega casi por completo hacia la derecha, así que no se trata como un equilibrio. La vista de partículas muestra iones H3O+ y Cl− en una razón de 1:1, sin ninguna molécula de HCl. En el examen de AP, si te piden dibujar una solución de un ácido fuerte, no dibujes ninguna molécula de ácido intacta; es una forma muy común de perder un punto.

Los seis ácidos fuertes

  • Memoriza estos seis
  • Supón que todos los demás ácidos son débiles
Seis tarjetas con los ácidos fuertes: HCl, ácido clorhídrico; HBr, ácido bromhídrico; HI, ácido yodhídrico; HNO3, ácido nítrico; HClO4, ácido perclórico; H2SO4, ácido sulfúrico.

Para AP Chemistry solo hay seis ácidos fuertes que debes conocer: clorhídrico, bromhídrico, yodhídrico, nítrico, perclórico y sulfúrico. Se espera que los reconozcas a simple vista, así que haz tarjetas de estudio si te ayuda. El HCl, el HBr y el HI son halogenuros de hidrógeno, pero falta el HF: el ácido fluorhídrico es un ácido débil aunque sea de la misma familia, y es un truco clásico de AP. Si un ácido no es uno de estos seis, supón que es débil; el ácido acético, el HF y el ácido carbónico son débiles. Una nota más: en el ácido sulfúrico, solo el primer H+ se desprende por completo.

Hidronio = concentración del ácido

  • Un HNO3 → un H3O+
  • Por lo tanto, [H3O+] = [ácido]
La ecuación HNO3 + H2O da H3O+ + NO3-, con una tabla de antes y después. Antes: el HNO3 es 0.010 M, el H3O+ y el NO3- son 0 M. Después: el HNO3 es 0 M, el H3O+ es 0.010 M (resaltado) y el NO3- es 0.010 M.

[H3O+] = [HA]0   por lo tanto   pH = −log[HA]0

Como un ácido fuerte se ioniza por completo, las matemáticas son sencillas. Cada molécula de HNO3 forma exactamente un ion H3O+, así que si empiezas con ácido nítrico 0.010 M, obtienes H3O+ 0.010 M y nitrato 0.010 M. Después de la reacción, la concentración de HNO3 es esencialmente cero porque todo se convirtió en iones. El agua está en gran exceso, así que no hace falta llevar su cuenta. Para cualquiera de los seis ácidos fuertes, la concentración de H3O+ es igual a la concentración inicial del ácido; saca el logaritmo negativo para obtener el pH. No se necesita tabla ICE.

Bases fuertes

  • Hidróxidos del grupo 1 y del grupo 2
  • Se disocian por completo en iones
  • Ejemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2

NaOH(s) → Na+(aq) + OH−(aq)

Un vaso de precipitados con la etiqueta NaOH(aq): solo iones. Contiene iones Na+ morados e iones OH- rosas en números iguales, sin unidades de NaOH intactas.

Las bases fuertes que debes conocer son los hidróxidos de los metales del grupo 1 y del grupo 2, como el hidróxido de sodio, el hidróxido de potasio, el hidróxido de calcio y el hidróxido de bario. Son compuestos iónicos, así que cuando se disuelven, se disocian por completo en sus iones. El hidróxido de sodio se separa en Na+ y OH−, y el OH− es la parte que hace básica a la solución. El vaso muestra solo iones sodio e iones hidróxido, 1:1, sin unidades de NaOH intactas. Así que, para un hidróxido del grupo 1, la concentración de OH− es igual a la concentración de la base.

Grupo 2: dos hidróxidos por cada unidad

  • Cada Ba(OH)2 libera dos iones OH−
  • [OH−] = 2 × [Ba(OH)2]
La ecuación Ba(OH)2 da Ba2+ + 2 OH-. Dibujos de partículas muestran una unidad de Ba(OH)2 que se separa en un ion Ba2+ y dos iones OH- separados. Abajo: Ba(OH)2 0.010 M da Ba2+ 0.010 M y OH- 0.020 M (resaltado).

Los hidróxidos del grupo 2 necesitan un paso extra. Cuando una unidad fórmula de Ba(OH)2 se disocia, libera un ion Ba2+ y dos iones hidróxido. Así que la concentración de hidróxido es el doble de la concentración de la base: una solución de Ba(OH)2 0.010 M tiene OH− 0.020 M. Este doble es el error número uno en los problemas de bases fuertes. Antes de sacar cualquier logaritmo, pregúntate: ¿es un hidróxido del grupo 1 o del grupo 2? Revisa el subíndice que está después del paréntesis.

Del camino de la concentración al pH

  • Ácido fuerte: [ácido] = [H3O+], y luego el −log da el pH
  • Base fuerte: [base] × 1 o × 2 da [OH−], luego el −log da el pOH, y luego 14.00 − pOH da el pH
  • Hidróxido del grupo 1: ×1; hidróxido del grupo 2: ×2
Dos diagramas de flujo. Ácido fuerte: [ácido] pasa a [H3O+] (igual), y luego a pH (-log). Base fuerte: [base] pasa a [OH-] (por 1 o por 2), luego a pOH (-log) y luego a pH (14.00 menos).

Este mapa funciona para todos los problemas de este tema. Para un ácido fuerte, sigue la fila de arriba: la concentración de H3O+ es igual a la concentración del ácido, y luego sacas el logaritmo negativo para obtener el pH. Son solo dos pasos. Para una base fuerte, sigue la fila de abajo: encuentra la concentración de OH− (multiplica por 1 para un hidróxido del grupo 1 o por 2 para un hidróxido del grupo 2), saca el logaritmo negativo para obtener el pOH y luego restáselo a 14.00 para obtener el pH a 25 °C. Otra ruta para las bases es dividir Kw entre [OH−] para obtener [H3O+] y luego sacar el logaritmo negativo; los dos caminos dan la misma respuesta. Un error común es detenerse en el pOH cuando la pregunta pide el pH, así que revisa siempre qué te preguntan.

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Ejemplos resueltos

Primero intenta resolver cada problema por tu cuenta y luego abre la solución para revisar tu trabajo.

Ejemplo 1: pH del ácido nítrico

Calcula el pH de una solución de HNO3 0.0040 M.

Mostrar la solución
  1. Datos: El HNO3 es uno de los seis ácidos fuertes, así que se ioniza al 100%: HNO3 + H2O → H3O+ + NO3−
  2. Ecuación: [H3O+] = [HNO3] = 0.0040 M = 4.0 × 10−3 M
  3. Sustituye: pH = −log(4.0 × 10−3)
  4. Calcula: pH = 2.398
  5. Revisa: Dos cifras significativas en la concentración significan dos decimales en el pH. Un pH entre 2 y 3 tiene sentido, ya que 4.0 × 10−3 M está entre 10−2 M y 10−3 M.
  6. Respuesta: pH = 2.40

Trampa común: No quites el cero final de 2.40; muestra tu precisión.

Ejemplo 2: pH del NaOH

Calcula el pH de una solución de NaOH 0.025 M a 25 °C.

Mostrar la solución
  1. Datos: El NaOH es un hidróxido del grupo 1: NaOH → Na+ + OH−, así que [OH−] = 0.025 M
  2. Ecuación: pOH = −log[OH−], y luego pH = 14.00 − pOH
  3. Sustituye: pOH = −log(0.025) = 1.602 → 1.60 (2 cifras significativas, así que 2 decimales)
  4. Calcula: pH = 14.00 − 1.60 = 12.40
  5. Revisa: El pH está muy por encima de 7, lo cual tiene sentido para una base fuerte.
  6. Respuesta: pH = 12.40

Trampa común: Detenerte en 1.60. Un pH de 1.60 indicaría un ácido fuerte, así que si obtienes un pH bajo para una base, regresa y revisa.

Ejemplo 3: pH del hidróxido de bario

Calcula el pH de una solución de Ba(OH)2 0.0015 M a 25 °C.

Mostrar la solución
  1. Datos: El Ba(OH)2 es un hidróxido del grupo 2: Ba(OH)2 → Ba2+ + 2 OH−
  2. Ecuación: [OH−] = 2 × [Ba(OH)2]
  3. Sustituye: [OH−] = 2 × 0.0015 M = 0.0030 M (el 2 es exacto, así que siguen siendo 2 cifras significativas)
  4. Calcula: pOH = −log(0.0030) = 2.523 → 2.52
  5. Calcula: pH = 14.00 − 2.52 = 11.48
  6. Respuesta: pH = 11.48

Trampa común: Olvidar duplicar da un pOH de 2.82 y un pH de 11.18, que es incorrecto. Revisa siempre si hay un metal del grupo 2.

Ejemplo 4: HCl a partir del pH

Una solución de HCl tiene un pH de 2.70. ¿Cuál es la concentración molar del HCl en la solución?

Mostrar la solución
  1. Datos: pH = 2.70; el HCl es un ácido fuerte
  2. Ecuación: [H3O+] = 10−pH
  3. Sustituye: [H3O+] = 10−2.70
  4. Calcula: [H3O+] = 1.995 × 10−3 M
  5. Revisa: El pH de 2.70 tiene dos decimales, así que la concentración lleva dos cifras significativas: 2.0 × 10−3 M. El HCl se ionizó por completo, así que [HCl] = [H3O+].
  6. Respuesta: [HCl] = 2.0 × 10−3 M

Trampa común: Escribir −2.70 sin la potencia de diez. Usa la tecla 10x de tu calculadora.

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Práctica

La hoja de práctica llegará pronto.

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Diapositivas de la lección

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Ideas clave

  • Ácidos fuertes (HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4): [H3O+] = [ácido]
  • Hidróxidos del grupo 1: [OH−] = [base]
  • Hidróxidos del grupo 2: [OH−] = 2 × [base]
  • Para una base fuerte, encuentra primero el pOH y luego pH = 14.00 − pOH a 25 °C

Consejo para el examen: Antes de sacar cualquier logaritmo, escribe la ecuación de disociación. Te dice si la sustancia es fuerte, y el coeficiente del OH− te dice si debes multiplicar por 1 o por 2.

De vuelta a la pregunta esencial: como un ácido fuerte se ioniza por completo, la [H3O+] es igual a la concentración del ácido, así que el pH es simplemente el logaritmo negativo de esa concentración. Para una base fuerte, encuentra la [OH−], saca el logaritmo negativo para obtener el pOH y réstalo de 14.00. A continuación, el Tema 8.3 muestra qué pasa con los ácidos y las bases débiles, que solo se ionizan un poco.

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Alineación con AP

Esta lección cubre el Tema 8.2, pH y pOH de ácidos y bases fuertes, de la Unidad 8 (Ácidos y bases) de la Descripción del curso y del examen (CED, por sus siglas en inglés) de AP Chemistry del College Board. Objetivo de aprendizaje:

  • 8.2.A: Calcular el pH y el pOH con base en las concentraciones de todas las especies en una solución de un ácido fuerte o de una base fuerte.

Conocimiento esencial: 8.2.A.1, 8.2.A.2

Habilidad sugerida: 5.B Rutinas matemáticas. Identificar una teoría, una definición o una relación matemática adecuada para resolver un problema.

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