Calculadora en línea: El pH de una calculadora de soluciones

A continuación encontrará dos calculadoras que puede usar para comprobar las respuestas a los problemas de química. La primera calcula el pH de una solución de ácido fuerte o base fuerte, y la segunda calcula el pH de una solución de ácido débil o base débil. Se puede encontrar una teoría y una explicación de los cálculos con fórmulas debajo de las calculadoras.

El pH de una solución de ácido/base fuerte

Soluto

Molaridad, M

Cálculo preciso

Dígitos después del punto decimal: 3

El pH de una solución de ácido/base débil

Soluto

Ácido

Base

Constante de disociación

Molaridad, M

Cálculo preciso

Dígitos después del punto decimal: 3

pH de una solución

pH significa "potencial de hidrógeno" o "potencia de hidrógeno". El pH es el negativo del logaritmo base 10 de la actividad del ion hidrógeno.
$\ce {pH} = -\log_{10}(a_{\ce {H^+}})=\log _{10}\left({\frac {1}{a_{{\ce {H^+}}}}}\right)$

Sin embargo, en la mayoría de los problemas químicos no utilizamos la actividad de los iones de hidrógeno, sino la concentración molar o molaridad. ¿Cómo se relacionan estos dos? Por supuesto, la actividad de los iones depende de la concentración de iones y esto se describe en la ecuación
$a_{H^+}=f \cdot [H^+]$
donde,
$a_{H^+}$ – actividad del ion hidrógeno
$f$ – coeficiente de actividad del ion hidrógeno
$[H^+]$ – concentración del ion hidrógeno

El coeficiente de actividad es una función de la concentración de iones y se aproxima a 1 a medida que la solución se diluye cada vez más. Para las soluciones diluidas (ideales), el estado estándar del soluto es 1,00 M, por lo que su molaridad es igual a su actividad. Por eso, para la mayoría de los problemas que asumen soluciones ideales podemos utilizar el logaritmo de base 10 de la concentración molar, no la actividad.

¿Por qué necesitamos el pH? El pH es una medida utilizada para especificar la acidez o la basicidad de una solución acuosa. Que una solución acuosa reaccione como un ácido o una base depende de su contenido de iones de hidrógeno (H+).

Sin embargo, incluso el agua químicamente pura y neutra contiene algunos iones de hidrógeno¹ debido a la autodisociación del agua.

$H_2O \longleftrightarrow H^+ + OH^-$

Se sabe que en equilibrio bajo condiciones estándar (750 mmHg y 25°C), 1 L de agua pura contiene $10^{-7}$ mol $H^+$ y $10^{-7}$ mol $OH^-$ iones, por lo tanto, el agua a temperatura y presión estándar (STP) tiene un pH de 7. Los ácidos liberan iones de hidrógeno, por lo que sus soluciones acuosas contienen más iones de hidrógeno que el agua neutra y se consideran ácidas con un pH inferior a 7. Las bases aceptan iones de hidrógeno (se unen a algunos de los iones de hidrógeno formados por la disociación del agua), por lo que sus soluciones acuosas contienen menos iones de hidrógeno que el agua neutra y se consideran básicas con un pH superior a 7. Obsérvese que la escala de pH es logarítmica (diferencia por uno significa diferencia por orden de magnitud, o diez veces) e indica inversamente la concentración de iones de hidrógeno en la solución. Un pH más bajo indica una mayor concentración de iones de hidrógeno y viceversa.

El cálculo del pH utilizando la concentración molar es diferente en el caso de un ácido/base fuerte y un ácido/base débil. Más sobre esto a continuación.

Ácido/base fuerte

Los ácidos y las bases fuertes son compuestos que, a efectos prácticos, se disocian completamente en sus iones en el agua. De ahí que la concentración de iones de hidrógeno en tales soluciones pueda considerarse igual a la concentración del ácido. El cálculo del pH se vuelve sencillo
$pH=-log_{10}[H^+]$

Para las soluciones básicas, usted tiene la concentración de la base, por lo tanto, la concentración de los iones de hidróxido OH-. Puede calcular el pOH.
$pOH=-log_{10}[OH^-]$

Basándose en las concentraciones de equilibrio de H+ y OH- en el agua (arriba), el pH y el pOH están relacionados por la siguiente ecuación
$pH + pOH=14$ , lo cual es cierto para cualquier solución acuosa.

Por lo tanto, en el caso de una solución básica
$pH=14 - pOH=14 + log_{10}[OH^-]$

Solo hay siete ácidos fuertes comunes:

– ácido clorhídrico HCl
– ácido nítrico HNO3
– ácido sulfúrico H2SO4
– ácido bromhídrico HBr
– ácido yodhídrico HI
– ácido perclórico HClO4
– ácido clórico HClO3

Tampoco hay muchas bases fuertes, y algunas de ellas no son muy solubles en agua. Las que son solubles son

– hidróxido de sodio NaOH
– hidróxido de potasio KOH
– hidróxido de litio LiOH
– hidróxido de rubidio RbOH
– hidróxido de cesio CsOH

Una solución de un ácido fuerte a una concentración de 1 M (1 mol/L) tiene un pH de 0. Una solución de un álcali fuerte a una concentración de 1 M (1 mol/L) tiene un pH de 14. Por lo tanto, la mayoría de los problemas donde surgen los valores de pH se encuentran principalmente en el rango de 0 a 14, aunque los valores de pH negativos y los valores por encima de 14 son totalmente posibles.

Ácido/base débil

Los ácidos/bases débiles solo se disocian parcialmente en el agua. Encontrar el pH de un ácido débil es un poco más complicado. La ecuación del pH sigue siendo la misma: $pH = -log[H^+]$ , pero hay que usar la constante de disociación del ácido (Ka) para encontrar [H+].

La fórmula para Ka es:

$K_a =\frac{[H^+][B^-]}{[HB]}$

donde:
$[H^+]$ – concentración de iones H+
$[B^-]$ – concentración de iones base conjugados
$[HB]$ – concentración de moléculas de ácido no disociadas
para una reacción $HB \leftrightarrow H^+ + B^-$

Esta fórmula describe el equilibrio. Para deducir la fórmula para H+ de la fórmula anterior, podemos utilizar una tabla ICE (inicial - cambio - equilibrio). Dejemos que x represente la concentración de H+ que se disocia de HB, entonces podemos llenar la tabla así:

	HB	H+	B-
Concentración inicial	C M	0 M	0 M
Cambio en la concentración	-x M	+x M	+x M
Concentración de equilibrio	(C-x) M	x M	x M

Ahora, introduzca esto a la fórmula Ka:

$K_a =\frac{x \cdot x}{(C - x)}$

Después del reordenamiento, obtenemos una ecuación cuadrática:

$x^2 - K_a(C - x) = 0 \\ x^2 + K_ax - K_aC = 0$

Para encontrar x necesitamos resolver la ecuación cuadrática y escoger la raíz positiva.

Finalmente, introduzca x en la fórmula del pH para encontrar el valor del pH.

Lo mismo se aplica a las bases, donde se utiliza la constante de disociación de la base Kb. Ka y Kb se dan normalmente, o se pueden encontrar en tablas.

Puede notar que las tablas enumeran algunos ácidos con múltiples valores de Ka. Esto significa que el ácido es poliprótico, lo que significa que puede dar más de un protón. Sin embargo, debido a las fuerzas moleculares, el valor de la constante de cada protón siguiente se reduce en varios órdenes de magnitud. Por ejemplo, para el ácido fosfórico

$K_1 = 7.2 \cdot 10^{-3} \\ K_2 = 6.3 \cdot 10^{-8} \\ K_3 = 4.6 \cdot 10^{-13}$

Así que, normalmente solo se considera un protón, y se usa un coeficiente estequiométrico igual a uno para todos los cálculos.

El ion hidrógeno no permanece como un protón libre por mucho tiempo, ya que es rápidamente hidratado por una molécula de agua circundante. El resultado es el ion hidrógeno $H_2O + H^+ \longleftrightarrow H_3O^+$ ↩

PLANETCALC Calculadoras en línea

El pH de una calculadora de soluciones