10a Teoria De Bronsted Y Lowry

TEORÍA DE BRØNSTED Y LOWRY Lic. Lidia Iñigo

Comenzaremos por definir qué es un ácido y qué es una base. Ya debés conocer los ácidos porque se nombran con la palabra ácido delante de su nombre. En el tema Electrolitos y Disociación Iónica, dentro de Soluciones Acuosas de Compuestos Iónicos; se mencionó que los ácidos son electrolitos porque en solución acuosa se ionizan perdiendo sus hidrógenos como protones. Precisamente esa es la definición más antigua de ácido, que corresponde a la teoría de Svante Arrhenius (1859 – 1927). Según la teoría de Arrhenius un ácido es toda sustancia que posee por lo menos un átomo de hidrógeno en su molécula y que en solución acuosa se ioniza formando protones (H +) y una base es toda sustancia que posee por lo menos un ión hidróxido (OH −) en su fórmula empírica y que en solución acuosa se disocia, de manera que los iones hidróxido quedan en solución.

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¿Qué sustancias iónicas se estudiaron en nomenclatura que corresponden a la definición de base según la teoría de Arrhenius?

La teoría de Arrhenius tenía ciertas limitaciones: 1. Se restringía a soluciones acuosas, y se sabe que existen reacciones ácido – base en medios no acuosos. 2. Si bien en solución acuosa todos los iones se encuentran hidratados (rodeados por moléculas de agua), el protón no se encuentra “libre” en solución acuosa, sino que está íntimamente asociado a una molécula de agua formando el ión hidronio u oxonio (H 3O+) y además hidratado con más moléculas de agua. 3. No explicaba el carácter básico de sustancias que no tenían iones hidróxido, como el amoníaco. En 1923, en forma independiente Jhoannes Brønsted y Thomas Lowry desarrollaron una teoría más general, que no tenía las limitaciones de la teoría de Arrhenius que acabamos de mencionar.

Según la teoría de Brønsted y Lowry un ácido es toda especie (molécula o ión) capaz de ceder un proton y una base es toda especie capaz de aceptar un protón. De acuerdo con la teoría de Brønsted y Lowry, los considerados ácidos no cambian con respecto a la teoría de Arrhenius, porque para ceder un protón es necesario que la sustancia posea por lo menos un átomo de hidrógeno. Pero en el caso de las bases; ahora no solamente serán los hidróxidos, porque para aceptar un protón no es necesario que la sustancia tenga iones hidróxido. El amoníaco, que no puede considerase como base según la teoría de Arrhenius, sí lo es según la teoría de Brønsted y Lowry.

En solución acuosa ocurre la siguiente reacción:

NH3 + H2O

NH4+ + OH −

Podemos apreciar en esta reacción que el amoníaco acepta un protón del agua y se transforma en ión amonio, por lo tanto, está actuando como base. Al ocurrir la reacción se producen los iones hidróxido. A su vez el agua cede un protón al amoníaco y está actuando como ácido. Según la teoría de Brønsted y Lowry en una reacción ácido – base ocurre la transferencia de un protón. El ácido cede un protón y al hacerlo se transforma en una base, ya que ésta puede volver a aceptar un protón. Se dice que esa base es la base conjugada de dicho ácido. La base acepta un protón y se transforma en su ácido conjugado. En una reacción existen entonces dos pares ácido – base conjugados, que en nuestro ejemplo son:

NH3 + H2O base 1

NH4+ + OH − ácido 1

ácido 2

base 2

Se dice entonces que el ión amonio es el ácido conjugado de la base amoníaco o el amoníaco es la base conjugada del ácido amonio. De igual manera el ión hidróxido es la base conjugada del ácido agua, o el agua es el ácido conjugado de la base hidróxido. En solución acuosa los ácidos se ionizan porque ceden su protón al agua, y precisamente por eso están actuando como ácidos. Por ejemplo para el ácido fluorhídrico la reacción es:

HF + H2O

F − + H3O +

En este caso el agua se comporta como base, ya que acepta un protón del ácido fluorhídrico. El ión hidronio es el ácido conjugado de la base agua. En el caso de ácidos con más de un hidrógeno en su molécula, la pérdida de los protones se produce en forma secuencial y quedan iones intermedios que pueden actuar frente al agua como ácidos o como bases. Por ejemplo el ión sulfuro ácido (HS −): si actúa como base acepta un protón y su ácido conjugado es el ácido sulfhídrico (H2S); si actúa como ácido cede un protón y su base conjugada es el ión sulfuro (S2−).

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¿Cuáles son el ácido conjugado y la base conjugada del ión H2 PO4−?

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¿En qué se diferencia la fórmula de un ácido de la de su base conjugada?

Notá que frente a una base el agua se comporta como ácido y frente a un ácido el agua se comporta como una base. Esto es porque se tomó el agua cono el punto de neutralidad con respecto a acidez o basicidad. El agua “es el cero” para medir ácidos o bases y por lo tanto el agua es neutra. A toda especie que sea más básica que el agua, que acepte un protón del agua, la llamamos base y a toda especie que sea más ácida que el agua, que ceda un protón al agua la llamamos ácido. Además de los ácidos inorgánicos existen los ácidos orgánicos o ácidos carboxílicos (si no conocés los compuestos orgánicos podés verlo en el tema Compuestos de Carbono Nomenclatura e Isomería Estructural. Las bases orgánicas son las aminas, que actúan de la misma forma que el amoníaco. En los ejercicios de la guía de ejercitación aparecen varios ejemplos de ácidos y bases orgánicos. Debido a que el agua puede actuar como ácido o como base podríamos suponer que en el agua pura una molécula actúe como ácido y otra como base y se produzca la siguiente reacción:

H2O + H2O

H3O + + OH −

De hecho, en el agua pura esta reacción ocurre y es una reacción reversible, por eso la doble flecha que lo indica. Es la denominada reacción de autoionización o autoprotólisis del agua. Como en toda reacción reversible podemos escribir la expresión de su constante de equilibrio: KC =

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[H3O+] . [OH−] [H2O]2

En el agua pura el estado de equilibrio está muy desplazado hacia el agua sin ionizar. ¿Cómo será el valor de KC para la reacción de autoionización del agua, muy grande o muy chico?

En el agua pura, la concentración molar del agua en sí misma, es decir, la cantidad de moles de agua que hay en un litro de agua no cambia (es constante). Ese valor es 55,55 M, Como es un número muy grande, la cantidad que pueda haber reaccionado para formar los iones es despreciable. Al ser constante se puede pasar de término multiplicando a K C y se forma una nueva constante denominada constante del producto iónico del agua (KW). KW = KC . [H2O]2 = [H3O+] . [OH−] KW = [H3O+] . [OH−] Como toda constante de equilibrio, KW depende de la temperatura. El valor de K W a 25 ºC es 1 . 10−14.

En agua pura la única fuente de formación de iones hidronio y de iones hidróxido es la reacción de autoionización del agua. Si tenemos en cuenta la estequiometría de la reacción, cuando se forma un mol de iones hidronio también se forma un mol de iones hidróxido, por lo tanto las concentraciones molares de los mismos son iguales. Al ser iguales se puede reemplazar una por otra en la expresión de KW, de la siguiente forma: KW = [H3O+] . [OH−] = [H3O+]2 = [OH−]2 = 10−14 (a 25 ºC) [H3O+] = [OH−] =

KW =

10−14 = 10−7 M

En el agua pura, a 25 ºC, habrá entonces 10−7 moles por litro de iones hidronio y 10−7 moles por litro de iones hidróxido.

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Escribí las ecuaciones que representan la reacción de un ácido (en forma genérica HA) y de una base (en forma genérica B) con el agua.

Observá que cuando un ácido reacciona con el agua se producen iones hidronio, y cuando una base reacciona con el agua se producen iones hidróxido. Pero el equilibrio de autoionización del agua sigue existiendo, sigue siendo válido que K W = [H3O+] . [OH−]. Como KW es constante, si aumenta la concentración de iones hidronio eso significa que la concentración de iones hidróxido disminuye y viceversa. KW = [H3O+] . [OH−] al agregar ácido al agregar base Como el agua es neutra, y en ella las concentraciones molares de iones hidronio y de iones hidróxido son iguales, definimos una solución neutra como una solución en la cual las concentraciones molares de iones hidronio y de iones hidróxido son iguales. En una solución ácida la concentración molar de iones hidronio es mayor que la de iones hidróxido y en una solución básica o alcalina la concentración molar de iones hidróxido es mayor que la de iones hidronio.

La concentración molar de iones hidronio es una medida de la acidez, cuanto mayor es la misma, más ácida será la solución. La concentración molar de iones hidróxido es una medida de la basicidad, cuanto mayor es la misma, más básica será la solución. Generalmente se trabaja con soluciones diluidas, y las concentraciones molares expresadas en notación científica quedan como potencias negativas de 10. Para utilizar números más fáciles de manejar se creo una escala logarítmica para medir acidez o basicidad. Esa escala es la escala

de pH. Se define pH como menos el logaritmo decimal de la concentración molar de H3O+ y pOH como menos el logaritmo decimal de la concentración molar de OH−. pH = −log [H3O+]

pOH = −log [OH −]

y

En realidad p es lo que se denomina un operador matemático que está indicando “Calculá el logaritmo decimal y cambía su signo”.

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¿Qué es el logaritmo decimal?

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¿Cuál es la definición de pKW? ¿Qué valor tiene pKW a 25 ºC?

Como en el agua pura a 25 ºC [H3O+] = [OH−] = 10−7 M eso implica que pH = pOH = 7. Entonces una solución neutra tendrá pH = pOH y específicamente si está a 25 ºC su valor es 7.

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¿Cómo será pH respecto a pOH en una solución ácida, mayor o menor? ¿Y en una solución básica?

Podemos resumir lo expresado hasta ahora en un cuadro:

a cualquier temperatura

a 25ºC

Sc. neutra

[H3O+] = [OH−]

pH = pOH

pH = pOH = 7

Sc. ácida

[H3O+] > [OH−]

pH < pOH

pH < 7 pOH > 7

Sc. básica

[H3O+] < [OH−]

pH > pOH

pH > 7 pOH < 7

Si en la expresión de KW calculamos menos el logaritmo decimal en ambos términos, dado que el logaritmo decimal de un producto es igual a la suma de los logaritmos de los factores de dicho producto ( log a . b = log a + log b ) queda: KW =

[H3O+]

.

[OH−]

− log KW = − log [H3O+] + (− log [OH−] ) p KW = pH + pOH

Esta es otra forma en la que se puede utilizar la expresión del producto iónico del agua. A través de la expresión de KW quedan vinculadas las concentraciones molares de H3O+ y − de OH ; y a través de su expresión logarítmica quedan vinculados pH y pOH. Esto se utiliza para calcular uno conociendo el otro en forma indistinta. Si a partir del dato de pH se debe calcular la [H3O+], o a partir de pOH la [OH−], o KW a partir de pKW; como la función inversa del logaritmo decimal es 10x: [H3O+] = 10−pH

[OH−] = 10−pOH

y

KW = 10−pKw

Debés asegurarte de saber manejar correctamente la calculadora para hacer los cálculos necesarios.

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Si en una solución la [OH −] = 6,28 10 −8 ¿Cuál es el pH de dicha solución?

Si en lugar de estar a 25 ºC, la solución acuosa se encuentra a otra temperatura, variará el valor de KW. Resolveremos un problema en el cual se puede ver el efecto que produce el cambio de temperatura: Calcular las concentraciones molares de H3O+ y de OH− en agua a 50 ºC. Definir una solución neutra desde el punto de vista ácido – base a esa temperatura. Calcular el pH de neutralidad a 50 ºC y compararlo con el correspondiente a 25 ºC. Datos: KW (25 ºC) = 10−14 KW (50 ºC) = 5,46 10−14. A cualquier temperatura sigue existiendo el equilibrio de autoionización del agua y siguen siendo válidas las expresiones que usamos a 25 ºC, sólo cambia el valor de KW.

KW = [H3O+] . [OH −] = [H3O+] 2 = [OH −] 2 = 5,46 10 −14 (a 50 ºC) [H3O+] = [OH −] =

KW =

5,46 10 −14 = 2,34 10 −7 M

Una solución neutra se define como una solución en la cual las concentraciones molares de iones hidronio y de iones hidróxido son iguales. Esto es válido a cualquier temperatura. En una solución neutra a 50 ºC [H3O+] = 2,34 10−7 M, por lo tanto:

pH = −log [H3O+] = −log 2,34 10 −7

pH = pOH = 6,63

Se puede apreciar que a 50 ºC el pH de neutralidad cambió porque el valor de KW aumentó y como consecuencia el agua se ionizó más. Al aumentar la concentración de iones hidronio

disminuye el valor del pH y lo mismo sucede con la concentración de iones hidróxido y el valor de pOH.

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¿Cómo es una solución acuosa que se encuentra a 50 ºC y tiene pH = 7; ácida, básica o neutra?

Sabiendo que KW (25 ºC) = 10−14 y KW (50 ºC) = 5,46 10−14, ¿cómo es la reacción de autoinización del agua, endotérmica o exotérmica? Justificalo en base al principio de Le Chatelier.

En el problema anterior se puede observar el cambio de pH con la temperatura, pero el efecto no es muy grande. Se tuvo que elevar la temperatura de 25 ºC hasta 50 ºC y el valor del pH de neutralidad sólo cambió en 0,37 unidades de pH. Por eso a temperatura ambiente no existe un error apreciable al suponer que KW = 10−14 y que el pH de una solución neutra es 7. Incluso en las reacciones que se producen en nuestro organismo, a 37 ºC, el error no es muy grande. Por esta razón en la guía de ejercitación dice que salvo que se indique lo contrario, se supone que el sistema se encuentra a temperatura ambiente y KW = 10−14.

Los ácidos y las bases fuertes se disocian totalmente, es decir, la reacción que ocurre con el agua es una reacción completa. Los ácidos y las bases débiles se disocian parcialmente; la reacción con el agua es una reacción reversible, y el sistema llega a un estado de equilibrio. En dicho estado quedará ácido o base sin disociar. Todos los ácidos orgánicos (ácidos carboxílicos) son ácidos débiles, salvo algún caso en el que haya sustituyentes que aumenten mucho la acidez, pero no se verán en este curso. Dentro de los ácidos inorgánicos hay fuertes y hay débiles. Todos los hidróxidos de metales alcalinos o alcalino – térreos son bases fuertes. Las bases débiles son el amoníaco y las aminas.

Ácidos y Bases Fuertes Debés tener en cuenta que en el caso de los hidróxidos, no puede interpretarse la reacción según la teoría de Brønsted y Lowry, ya que no existe la transferencia de un protón. Debe interpretarse según la teoría de Arrhenius. Es la disociación del hidróxido y el agua no interviene en la reacción sino que simplemente queda hidratando los iones.

NaOH (s) + H2O

Na+ (aq) + OH − (aq)

En el caso de un ácido fuerte, por ejemplo el ácido clorhídrico, como la reacción es completa, se puede plantear de acuerdo con su estequiometría:

HCl + H2O Ci (M) Ci exc. Cf (M) 0

Cl − + H3O + 0 ≈0 Ci Ci

Como en este curso se verán solamente ácidos monopróticos (con un solo hidrógeno), la ecuación siempre quedará igual, y la concentración molar de iones hidronio será igual a la concentración molar del ácido. Debe recordarse que el equilibrio de autoionización del agua sigue existiendo, y que esto es válido en los casos en los que se pueda despreciar la concentración de iones hidronio proveniente del equilibrio del agua. Por eso se puso el signo de aproximadamente (≈ 0). Consideramos una cantidad despreciable frente a otra cuando es por lo menos 100 veces menor. En todos los problemas que se vean en este curso, tanto en el caso de ácidos o bases fuertes, como en el caso de ácidos o bases débiles, las concentraciones de iones hidronio o de iones hidróxido provenientes del equilibrio del agua serán despreciables con respecto a las concentraciones de los mismos provenientes del ácido o de la base.

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Calcular el pH de una solución de un ácido fuerte 10 −8 M, a temperatura ambiente.

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Calcular el pOH de una solución de hidróxido de calcio 10 −3 M, A 25 ºC.

Como el cálculo de pH o POH de ácidos o bases fuertes en las condiciones en las que se puede despreciar la concentración de iones hidronio o hidróxido provenientes del equilibrio del agua es muy sencillo, usualmente los ejercicios se integran con el tema soluciones. Por ejemplo un problema de dilución donde el soluto es un ácido o una base fuerte. Este es el caso de los últimos ejercicios de ácidos y bases fuertes que aparecen en la guía de ejercitación.

Si te olvidaste o no estás muy seguro en el tema Soluciones, te recomendamos que lo repases.

Ácidos y bases débiles Cuando el ácido o la base son débiles, la reacción con el agua es reversible y la resolución del ejercicio debe ser hecha como en cualquier sistema que llegue a un estado de equilibrio.

A − + H3O + 0 ≈0 x x

HA + H2O Ci (M) Ci exc. Ceq (M) Ci − x

Donde la x es la concentración molar de iones hidronio en el equilibrio, y también la concentración de A− en el equilibrio. Si necesitamos calcular el pH de la solución de ese ácido débil debemos calcular el valor de x. Podemos plantear la constante de equilibrio de la reacción: Kc =

[A−] . [H3O+] [HA] . [H2O]

Donde como siempre las concentraciones son en el equilibrio. Al igual que en el caso de KW, como se trata de soluciones diluidas, la concentración molar del agua es muy grande y la cantidad de agua que reacciona con el ácido es despreciable. La concentración molar del agua es constante y puede pasarse de término multiplicando a Kc y formando una nueva constante. Ka = Kc . [H2O] Esa constante, en el caso de un ácido, es la constante de acidez o constante de ionización del ácido (Ka). [A−] . [H3O+] Ka = [HA]

Si reemplazamos en la expresión de Ka las concentraciones en el equilibrio por las expresiones que quedan en el planteo teórico hecho anteriormente queda: x2 Ka = Ci − x

Teniendo como datos Ka y Ci, esta es una ecuación cuadrática en x y para hallar su valor se utiliza la fórmula para resolver una ecuación cuadrática de la forma a x2 + b x + c = 0

−b ±

b2 − 4 a . c

x = 2a Pasando de término: Ka Ci – Ka x = x2 se llega a una ecuación de la forma indicada donde:

0 = x2 + Ka x – Ka Ci a=1

b = Ka

y

c = − Ka Ci.

Matemáticamente x puede tomar dos valores (que vienen de sumar o restar la raíz cuadrada), pero aplicado al problema en concreto uno de esos dos valores es absurdo. Un valor negativo de x es absurdo porque no existen concentraciones negativas. Si x es positivo pero mayor que Ci también es absurdo porque sería negativa la concentración del ácido sin disociar en el equilibrio (Ci − x), estaría diciendo que se ionizó más de lo que había inicialmente. De la forma en que se despejó la ecuación, como a y b son positivos, solamente tiene valor lógico la suma de la raíz cuadrada, porque la resta da un número negativo. El cálculo se puede simplificar en el caso en que x sea despreciable con respecto a C i, en ese caso Ka = x2 / Ci y por lo tanto x = Ka . Ci .

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¿En qué caso x será despreciable con respecto a Ci ?

Aunque uno no se de cuenta si va a poder despreciar la x con respecto a C i, puede en principio considerarla despreciable y luego verificar si el desprecio era correcto. Si consideramos despreciable la x, hacemos la cuenta x = Ka . Ci , y luego comparamos el valor obtenido para x con el valor de Ci. Si Ci / x > 100, indica que el desprecio es correcto y el valor x es correcto. En este caso se puede evitar hacer todas las cuentas de la cuadrática, perdiendo menos tiempo y teniendo menos riesgo de equivocarse en el cálculo. Si Ci / x < 100, indica que x no era despreciable, entonces hay que hacer todos los cálculos de la cuadrática. Si en un problema en el cual se plantea una solución de un ácido débil se da como datos el pH y Ci y se pide averiguar Ka, la resolución es mucho más sencilla. Teniendo el dato de pH inmediatamente se puede conocer la [H3O+], ya que [H3O+] = 10−pH. La concentración de iones hidronio es la x en el planteo del equilibrio y simplemente se debe reemplazar por los valores en la ecuación: Ka = x2 / Ci − x y hacer el cálculo. Lo mismo sucede si se dieran como datos pH y K a y se pidiera averiguar la concentración del ácido (Ci), simplemente debe despejarse Ci de la ecuación anterior y hacer el cálculo. También en el caso que se pida la concentración del ácido sin disociar en el equilibrio (Ci – x).

En el caso de una base débil queda el planteo:

Ci (M) Ceq (M)

BH + + OH − 0 ≈0 x x

B + H2O Ci exc. Ci − x

y en este caso la x corresponde a la concentración de iones hidróxido y a la concentración del ácido conjugado de la base débil, ambas en el equilibrio. Tendremos Kb (constante de basicidad o constante de ionización de la base) en lugar de Ka. [BH+] . [OH−] Kb =

[B]

pero el planteo queda igual: x2 Kb =

Ci − x

las ecuaciones son similares y se trabaja de igual manera que en el caso de un ácido.

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¿Qué son pKa y pKb? ¿cómo se calculan Ka y Kb a partir de los mismos?

Teniendo en cuenta que Ka y Kb son constantes de equilibrio: ¿Qué es lo que están midiendo las mismas?

Es importante que cuando en el parcial se pregunten magnitudes logarítmicas (pH, pOH, pKa ó pKb) el resultado esté expresado con dos decimales, ya que el error que se toma en la corrección es de dos centésimas. Esas dos centésimas, por ejemplo en el pH, corresponden a más del 3 % en la concentración molar de iones hidronio. Si el resultado correcto de un pH es 10,26 y por expresarlo con un solo decimal ponen 10,3 el resultado debe tomarse como incorrecto. Como en todo sistema que llega a un estado de equilibrio se puede analizar, teniendo en cuenta el principio de Le Chatelier, hacia dónde evolucionará el sistema cuando se lo saca de su estado de equilibrio por alguna perturbación externa. En este caso la evolución del sistema implicará un cambio en el pH de la solución. En los ejercicios propuestos en la guía de ejercitación aparecen preguntas de este tipo. El razonamiento y la justificación son similares a los vistos en el tema Equilibrio.

Respuestas

1 Las sustancias estudiadas que corresponden a la definición de base según la teoría de Arrhenius son los hidróxidos. Se trató su disociación en el tema Electrolitos y Disociación Iónica, dentro de Soluciones Acuosas de Compuestos Iónicos.

2 El ácido conjugado es H3PO4 y la base conjugada es el ión HPO42−

3 La fórmula del ácido tiene un protón más que la de su base conjugada.

4 Si el agua se ioniza muy poco, eso quiere decir que en el estado de equilibrio hay muy poco de los productos y como KC es una medida de cuánto se completa una reacción eso significa que el valor de KC debe ser muy chico.

5 HA + H2O

A− + H3O+

B + H2O

HB+ + OH−

6 El logaritmo decimal es la función inversa de 10 x. el logaritmo decimal de n es igual a x si n es igual a 10 elevado a la x. log n = x si n = 10x log 104 = 4 log 10−4 = −4

7 pKW es menos el logaritmo decimal de KW.

pKW = − log KW

A 25 ºC pKW = 14

8 En una solución ácida pH será menor que pOH y en una solución básica pH será mayor que pOH. Debido al signo negativo del logaritmo a mayor concentración de iones hidronio implica un pH menor. Si [H3O+] = 10−3 pH = 3 y si [H3O+] = 10−5 pH = 5 ( 10−3 > 10−5 )

9 Existen dos caminos para hacer este cálculo: 1) Calcular la [H3O+] a partir de KW = [H3O+] . [OH−] y luego pH a partir de su definición. +

[H3O ] =

KW −

[OH ]

10−14 =

= 1,59 10−7 6,28 10

−8

pH = −log [H3O+] = 6,80

2) Calcular primero pOH a partir de su definición y luego pH a partir de pKW = pH + pOH pOH = −log [OH−] = 7,20

pH = pKW − pOH = 14 − 7,20 = 6,80

10 Una solución acuosa que tiene pH = 7 a 50 ºC será levemente básica, ya que una solución neutra a esa temperatura tiene pH = 6,63

11 Al aumentar la temperatura aumentó el valor de KW, lo que significa que el sistema evolucionó hacia la formación de productos (el agua se ionizó más). Teniendo en cuenta el principio de Le Chatelier, el sistema evoluciona de manera de disminuir la perturbación que se le causó, por lo que al aumentar la temperatura evolucionará en el sentido de “consumir” calor para disminuirla. Como el sistema evolucionó hacia la formación de productos, al formar productos el sistema “consume” calor, la reacción es ENDOTÉRMICA.

12 Si tu respuesta fue pH = 8 es absurda. Un ácido no puede tener pH mayor que 7 a temperatura ambiente. Lo que sucede es que en este caso la concentración de iones hidronio que proviene del ácido es muy pequeña, alrededor de diez veces menor que la concentración de iones hidronio provenientes del equilibrio del agua. El cálculo sencillo que hacemos para ácidos o bases fuertes es válido solamente cuando la concentración de iones hidronio (o hidróxido) provenientes del equilibrio del agua es despreciable. Un cálculo aproximado sería sumar 1 . 10−8 (proveniente del ácido) + 1 . 10−7 (proveniente del equilibrio del agua, aunque se afecta el equilibrio y sería algo menor), lo que da como resultado 1,1 . 10−7, y si calculamos el pH = 6,96. Es prácticamente 7, pero nunca puede ser mayor. Como dijimos no se van a ver en este curso casos en los que no se pueda despreciar la concentración de iones hidronio provenientes del equilibrio del agua, pero es bueno que se den cuenta de dos cosas: 1) Siempre cuando se obtiene un resultado hay que fijarse si el mismo es algo lógico o es un absurdo. 2) Aunque no se vea en este curso no siempre el cálculo es tan sencillo.

13 Ci (M) Cf (M)

Ca2+ + 2 OH− 0 ≈0 −3 10 2 10−3

Ca(OH)2 10−3 0

Como por cada mol de Ca(OH)2 se producen dos moles de iones hidróxido, la concentración molar de OH− será el doble de la concentración inicial. Es un error muy común que los alumnos resuelvan este ejercicio sin tener en cuenta la fórmula del hidróxido de calcio y su disociación y den como respuesta pOH = 3, porque consideran que la concentración molar de OH− es 10−3 M. pOH = −log [OH−] = −log 2 10−3 = 2,7

14 X va a ser despreciable con respecto a Ci cuando el ácido se ionice poco, o sea cuando Ka sea chica. También en el caso en que Ci sea grande.

15 pKa = −log Ka y pKb = −log Kb

Ka = 10−pKa

Kb = 10−pKb

16 Ka y Kb son una medida de cuanto se ioniza ese ácido o base débil, y por lo tanto son una medida de su fuerza como ácido o base. Cuanto mayor sea Ka, más fuerte (dentro de lo débil) o menos débil será ese ácido, estará más cerca de ser fuerte. Lo mismo sucederá con una base débil.