Ejercicios de calcular ph en soluciones

Los ácidos y bases fuertes en solución, como el HCl y el NaOH, están completamente disociados en iones.

Como 1 mol/L de HCl origina en su disociación 1 mol/L de H(+) [o H3O(+)], la concentración de este ion será la misma del ácido; en este caso 0,1 M. La concentración de HCl sin disociar es nula (está disociado al 100%).

Lo mismo cabe decir del NaOH: la concentración de OH(-) es la del NaOH, 0,1 M, quedando la concentración de esta última especie = 0.

Por tanto, el pH de la solución de HCl es

pH = - log [H3O(+)] = - log 0,1 = 1

El pOH de la solución de NaOH es

pOH = - log [OH(-)] = - log 0,1 = 1

y el pH

pH = 14 - pOH = 14 - 1 = 13

En el caso del acético (lo escribiré HA) es diferente porque se trata de un ácido débil y, por tanto, no está disociado completamente. Al revés, está muy poco disociado, estableciéndose un equilibrio entre el ácido sin disociar HA y los iones procedentes de su disociación, A(-) y H3O(+)

..................... HA  +  H2O   <---->   A(-)  +  H3O(+)

Inicial .........  0,1 ........................... 0 ........... 0

Reacción ....  -x ............................ +x .......... +x

Equilibrio ... 0,1-x .......................... x ............ x

Ka = x · x / (0,1 - x)

Al estar poco disociado, el valor de x es mucho menor que la concentración inicial 0,1, por lo que puede hacerse la aproximación 0,1-x = 0,1:

1,8·10^(-5) = x^2 / 0,1

x = [H3O(+)] = 1,34·10^(-3)

pH = - log 1,34·10^(-3) = 2,87

En el caso del NH4OH (lo escribiré NH3, porque NH4OH solo es una forma de escribir NH3 disuelto en agua), por tratarse de una base débil, procederemos de la misma forma:

.................... NH3 + H2O   <--->   NH4(+) + OH(-)

Equilibrio.... 0,1-x .......................... x ............ x

Kb = 1,75·10^(-5) = x^2 / 0,1 (con la misma aproximación de antes)

x = [OH(-)] = 1,32·10^(-3)

pOH = - log 1,32·10^(-3) = 2,87

pH = 14 - 2,87 = 11,13