Cómo Calcular el pH de un Ácido Débil

Calcular el pH de un ácido débil es un poco más complicado que determinar el pH de un ácido fuerte porque los ácidos débiles no se disocian completamente en el agua. Afortunadamente, la fórmula para calcular el pH es simple. Esto es lo que haces.

Conclusiones Clave: pH de un ácido Débil

  • Encontrar el pH de un ácido débil es un poco más complicado que encontrar el pH de un ácido fuerte porque el ácido no se disocia completamente en sus iones.
  • La ecuación de pH sigue siendo la misma (pH = - log[H+]), pero necesita usar la constante de disociación ácida (Ka) para encontrar [H+].
  • Existen dos métodos principales para resolver la concentración de iones hidrógeno. Uno involucra la ecuación cuadrática. El otro asume que el ácido débil apenas se disocia en el agua y se aproxima al pH. Cuál elija depende de cuán precisa necesite que sea la respuesta. Para la tarea, usa la ecuación cuadrática. Para una estimación rápida en el laboratorio, use la aproximación.

Índice temático
  1. Conclusiones Clave: pH de un ácido Débil
  • pH de un Problema de Ácido Débil
    1. Solución
    2. Respuesta
  • Solución: Método rápido y Sucio para Encontrar un pH Ácido Débil
  • Fuentes

    • pH de un Problema de Ácido Débil

    ¿Cuál es el pH de una solución de ácido benzoico 0,01 M?

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    Dado: ácido benzoico Ka= 6,5 x 10-5

    Solución

    El ácido benzoico se disocia en agua como:

    C6H5COOH → H+ + C6H5COO-

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    La fórmula para Ka es:

    Ka = [H+][B-]/[HB]

    dónde:
    [H+] = concentración de H+ iones
    [B-] = concentración de iones base conjugados
    [HB] = concentración de moléculas de ácido no disociadas
    para una reacción HB → H+ + B-

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    El ácido benzoico disocia una H+ ion para cada C6H5COO- ion, entonces [H+] = [C6H5COO-].

    Sea x la concentración de H+ que se disocia de la HB, entonces [HB] = C-x donde C es la concentración inicial.

    Ingrese estos valores en la Ka ecuación:

    Ka = x * x / (C-x )
    Ka = x2 / (C-x )
    (C - x)Ka = x2
    x2 = CKa - xKa
    x2 + Kax-CKa = 0

    Resuelve para x usando la ecuación cuadrática:

    x = [-b ± (b² - 4ac)½]/2 bis

    x = [-Ka + (Ka² + 4CKa)½]/2

    ** Nota * * Técnicamente, hay dos soluciones para x. Dado que x representa una concentración de iones en solución, el valor de x no puede ser negativo.

    Introduzca valores para Ka y C:

    Ka = 6,5 x 10-5
    C = 0,01 M

    x = {-6,5 x 10-5 + [(6.5 x 10-5)² + 4(0.01)(6.5 x 10-5)]½}/2
    x = (-6,5 x 10-5 + 1,6 x 10-3)/2
    x = (1,5 x 10-3)/2
    x = 7,7 x 10-4

    Encontrar pH:

    pH = - log[H+]

    pH = - log(x)
    pH = - log(7,7 x 10-4)
    pH = -(-3,11)
    pH = 3,11

    Respuesta

    El pH de una solución de ácido benzoico 0,01 M es 3,11.

    Solución: Método rápido y Sucio para Encontrar un pH Ácido Débil

    La mayoría de los ácidos débiles apenas se disocian en solución. En esta solución encontramos el ácido solo disociado por 7,7 x 10-4 La concentración original fue de 1 x 10.-2 o 770 veces más fuerte que la concentración de iones disociados.

    Los valores para CX, entonces, estarían muy cerca de C para parecer sin cambios. Si sustituimos C por (C-x) en la Ka ecuación,

    Ka = x2 / (C-x )
    Ka = x2 / C

    Con esto, no hay necesidad de usar la ecuación cuadrática para resolver x:

    x2 = Ka* C

    x2 = (6,5 x 10-5)(0.01)
    x2 = 6,5 x 10-7
    x = 8,06 x 10-4

    Encontrar pH

    pH = - log[H+]

    pH = - log(x)
    pH = - log(8,06 x 10-4)
    pH = -(-3,09)
    pH = 3,09

    Tenga en cuenta que las dos respuestas son casi idénticas con solo 0.02 de diferencia. También observe que la diferencia entre la x del primer método y la x del segundo método es de solo 0.000036 M. Para la mayoría de las situaciones de laboratorio, el segundo método es "lo suficientemente bueno" y mucho más simple.

    Revise su trabajo antes de informar un valor. El pH de un ácido débil debe ser inferior a 7 (no neutro) y, por lo general, es menor que el valor de un ácido fuerte. Tenga en cuenta que hay excepciones. Por ejemplo, el pH del ácido clorhídrico es de 3,01 para una solución de 1 mM, mientras que el pH del ácido fluorhídrico también es bajo, con un valor de 3,27 para una solución de 1 mM.

    Fuentes

    • Bates, Roger G. (1973). Determinación del pH: teoría y práctica. Wiley.
    • Covington, A. K.; Bates, R. G.; Durst, R. A. (1985). "Definiciones de escalas de pH, valores de referencia estándar, medición de pH y terminología relacionada". Aplicación Pura. Química. 57 (3): 531–542. doi: 10.1351 / pac198557030531
    • Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2004). Química Inorgánica (2ª ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0130399137.
    • Myers, Rollie J. (2010). "Cien años de pH". Revista de Educación Química. 87 (1): 30–32. doi: 10.1021 / ed800002c
    • Miessler G. L.; Tarr D .A. (1998). Química Inorgánica (2ª ed.). Prentice-Hall. ISBN 0-13-841891-8.

    Analista de Laboratorio

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