Calcular el pH de un ácido débil, una base débil o un tampón

Elige el caso y escribe la constante (Ka o Kb; admite 1,8e-5) y las concentraciones. Para un tampón, la concentración del ácido y la de su sal (base conjugada).

En resumen

Un ácido débil solo se disocia en parte: Ka = x² / (C − x), y si se disocia poco, [H₃O⁺] ≈ √(Ka · C). El ácido acético 0,1 M (Ka = 1,8 · 10⁻⁵) tiene [H₃O⁺] ≈ √(1,8 · 10⁻⁶) ≈ 1,34 · 10⁻³ M, así que su pH ≈ 2,87, no 1 como un ácido fuerte.

pH de un ácido débil

Ka = x² / (C − x) pH = −log x Aproximación (x ≪ C): x ≈ √(Ka · C)
  • Ka: constante de acidez (Kb en las bases). Cuanto menor, más débil.
  • C: concentración inicial del ácido, en mol/L.
  • x: concentración de H₃O⁺ en el equilibrio, en mol/L.
  • pKa = −log Ka, y en el tampón, [A⁻] y [HA]: concentraciones de la sal y del ácido.

Un ácido débil solo cede parte de sus H⁺, así que no basta con pH = −log C. Hay que usar la constante de acidez. El ácido acético 0,1 M (Ka = 1,8 · 10⁻⁵) tiene pH 2,88, no 1.

Bases débiles

Igual, pero con Kb y OH⁻: se calcula el pOH y luego pH = 14 − pOH. El amoniaco 0,1 M (Kb = 1,8 · 10⁻⁵) tiene pH 11,12.

Disoluciones tampón

pH = pKa + log([A⁻] / [HA])

Un ácido débil mezclado con su sal resiste los cambios de pH al añadir ácidos o bases. Funciona mejor cuando las dos concentraciones son parecidas, con el pH cerca del pKa.

Ejemplos resueltos

pH de un ácido acético 0,1 M (Ka = 1,8 · 10⁻⁵)

x ≈ √(1,8 · 10⁻⁵ · 0,1) ≈ 1,34 · 10⁻³ M, así que pH ≈ 2,88 (no 1, como sería con un ácido fuerte).

Probar este ejemplo

pH de un amoniaco 0,1 M (Kb = 1,8 · 10⁻⁵)

[OH⁻] ≈ 1,34 · 10⁻³ M, pOH ≈ 2,88 y pH = 14 − 2,88 ≈ 11,12.

Probar este ejemplo

Tampón de ácido acético 0,1 M y acetato de sodio 0,15 M

pH = pKa + log(0,15 / 0,1) = 4,74 + 0,18 ≈ 4,92.

Probar este ejemplo

Constantes de acidez a 25 °C

Ácido acético (CH₃COOH)1,8 · 10⁻⁵pKa 4,74
Ácido fórmico (HCOOH)1,8 · 10⁻⁴pKa 3,74
Ácido fluorhídrico (HF)6,8 · 10⁻⁴pKa 3,17
Ácido carbónico (H₂CO₃ (1.ª))4,3 · 10⁻⁷pKa 6,37
Ácido hipocloroso (HClO)3 · 10⁻⁸pKa 7,52
Ion amonio (NH₄⁺)5,6 · 10⁻¹⁰pKa 9,25

Un poco de historia

Svante Arrhenius definió en 1884 los ácidos como sustancias que liberan iones H⁺ en el agua, y en 1923 Johannes Brønsted y Thomas Lowry, por separado, los redefinieron como sustancias que ceden protones. La ecuación de las disoluciones amortiguadoras lleva el nombre de Lawrence Henderson (1908) y Karl Hasselbalch (1916).

Preguntas frecuentes

¿Cómo se calcula el pH de un ácido débil?

Con su Ka: se plantea Ka = x² / (C − x), se despeja x = [H₃O⁺] y pH = −log x. Si el ácido se disocia poco, vale x ≈ √(Ka · C).

¿Cuál es el pH del ácido acético 0,1 M?

Unos 2,88. Con Ka = 1,8 · 10⁻⁵, [H₃O⁺] = 1,33 · 10⁻³ mol/L y solo se disocia el 1,3 % del ácido.

¿Cómo se calcula el pH de una disolución amortiguadora?

Con la ecuación de Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log([sal] / [ácido]). Con las dos concentraciones iguales, pH = pKa.

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