Concepto de pH 4.2. Neutralización 4.3 ácidos débiles 4.4. ácidos fuertes

1. 243© Santillana
Componente: Procesos físicos
2.2 Soluciones neutras,
ácidas y básicas
Todas las soluciones en las que las concentraciones de iones H3
O1
y OH2
sean iguales
a 1,0 ? 1027
, se consideran neutras, como el agua pura. Una solución con mayor con-
centración de iones H3
O1
que OH2
, se considera ácida. En cambio, si la concentra-
ción de los iones OH2
es mayor que la de H3
O1
, la solución será básica. En resumen:
Solución ácida: 3H3
O1
4 . 3OH2
4 3H3
O1
4 . 1027
M
Solución básica: 3H3
O1
4 , 3OH2
4 3H3
O1
4 , 1027
M
2.3 Concepto de pH
El sistema utilizado anteriormente para indicar si una solución es ácida o básica es
útil pero poco práctico, pues el uso de notación científica para expresar cantidades tan
pequeñas, del orden de 10214
o 1027
moles/L, puede resultar engorroso. Para evitar
este inconveniente, el químico danés Sörensen, ideó una escala de grado de acidez,
en la cual la concentración de iones H1
o H3
O1
se expresa como el logaritmo deci-
mal de la misma cambiado de signo, que equivale al exponente o potencia de dicha
concentración. Esta forma de expresar la concentración de hidrogeniones (H1
) de
una solución recibe el nombre de potencial de hidrógeno o pH, y se expresa mate-
máticamente de la siguiente manera:
pH 5 2Log 3H1
4
Pero, ¿qué significa esta expresión? Recordemos que toda potencia de diez es el loga-
ritmo decimal de ese número. Por ejemplo, en la expresión 103
, tres es el logaritmo
de la cantidad correspondiente que es 1.000, número que a su vez es el antilogaritmo
de 103
. Así mismo 1023
equivale a 1/103
, es decir, su inverso, en el cual la potencia o
exponente es positivo. Por lo tanto, el pH es el logaritmo decimal del inverso de la
concentración de H1
:
pH Log 1
H
ϭ ϩ
΄ ΅
Una concentración de H1
de 1,0 ? 1024
M, equivale entonces a un pH de:
pH Log 1
(1,0 10 )
44
ϭ ϭϪ
?
Este valor se interpreta, diciendo que la solución tiene un grado de acidez igual a 4.
Debido a que el logaritmo de 1 es igual a cero (figura 11).
Figura 11. El pH se mide con un
instrumento denominado pHmetro,
que utiliza un electrodo muy sensible
para medir el grado de acidez de una
disolución.
EJEMPLOS
Calcular la concentración de iones 3H1
4 de una
solución de NH4
OH, 0,010 M. La solución está di-
sociada en un 4,3%.
En este caso se trata de una solución básica, luego
debemos calcular en primer lugar la concentración de
OH2
, para después determinar la 3H1
4.
Sabemos que la solución está disociada en un 4,3%,
es decir, por cada 100 moles de soluto, 4,3 moles se
encuentran disociadas. En este caso, tenemos 0,010
moles de NH4
OH, de las cuales, el 4,3% se han diso-
ciado:
100 4,3
0,010 x
x 0,010 0,00043 moles 4,3 10 4
ϭ и ϭ ϭ Ϫ4 3
100
, ?
Ahora bien, según la expresión del producto iónico
del agua Kw
5 3H1
4 ? 3OH2
4; de donde remplazando
obtenemos:
1,0 ? 10214
5 3H1
4 ? (4,3 ? 1024
), por lo que,
3H1
4 5 2,3 ? 10211
EJERCICIO
Calcula la 3H1
4 de una solu-
ción cuya 3OH2
4 es 3 ? 1024
M y concluye si la solución es
ácida o básica.
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2. 244 © Santillana
Equilibrio iónico del agua
2.4 Concepto de pOH
De la misma manera que expresamos el grado de acidez de las soluciones, utilizando
la concentración de hidrogeniones (iones H1
o H3
O1
), podemos expresar el grado
de basicidad, a partir de la concentración de OH2
en una solución. Obtenemos así
otra escala, denominada pOH. Matemáticamente el pOH se representa como sigue:
pOH Log OH o pOH Log
OH
ϭ Ϫ ϭϪ
Ϫ
΄ ΅
΄ ΅
1
En el inicio de la unidad se expresó el producto iónico del agua
Kw
5 3H1
4 3OH2
4 5 1 3 10214
, si aplicamos a este los conceptos de pH y pOH pode-
mos concluir que pH 1 pOH 5 14.
EJEMPLOS
1. Se tiene una solución cuya concentración de OH2
es 1,0 ? 1029
, ¿cuál es el pOH de dicha solución?
Si la 3OH2
4 5 1,0 ? 1029
, y sabemos que
pOH 5 2Log 3OH2
4, remplazamos los términos
conocidos y obtenemos:
pOH 5 2Log (1,0 ? 1029
)
pOH 5 Log 1 2 (Log 1,0 1 (29) ? Log 10)
pOH 5 0 2 (0 2 9 ? 1) 5 9
El grado de basicidad de la solución es 9 en escala
de pOH.
2. La concentración molar de una solución de KOH
es de 1,0 ? 1025
. Calcula el pOH de la solución.
El KOH es una base fuerte, luego estará disociada en
un 100%, de tal manera que la concentración molar
de la solución corresponde a la concentración de
iones OH2
:
3KOH4 5 1,0 ? 1025
, de donde,
3OH2
4 5 1,0 ? 1025
, por lo tanto,
pOH Log 1
OH
, pOH Log 1
(1,0 10 )
55
ϭ ϭ
ϫ
ϭϪ Ϫ
΄ ΅
3. El pH de una solución es 12,41, ¿cuál es su pOH?
Recordemos la expresión para el producto iónico
del agua: Kw
5 3H1
4 3OH2
4 y remplacemos los valo-
res correspondientes:
1,0 ? 10214
5 (1,0 ? 1027
) ? (1,0 ? 1027
).
Aplicando el logaritmo decimal a ambos lados de la
igualdad tendremos:
Log 1,0 ? 10214
5 Log 1,0 ? 1027
1 Log 1,0 ? 1027
Resolviendo, obtenemos que:
14 5 7 1 7, es decir, que pH 1 pOH 5 14.
Esta expresión nos permite calcular directamente el
pH o el pOH cuando conocemos alguno de los dos.
Volviendo a nuestro ejemplo, para un pH 5 12,41,
tendremos un pOH de 1,59.
2.5 Cálculos relativos a pH y pOH
A continuación hallaremos el pH de un ácido fuerte, el pOH de una base fuerte, el pH de
un ácido débil, la 3H1
4 a partir del pH y el pH a partir de Kb
(figura 12).
EJEMPLOS
1. Hallar el pH de una disolución 0,01 M de ácido
nítrico (HNO3
).
Como la constante de disociación del ácido nítrico
es muy alta, suponemos que, en disolución acuosa,
está totalmente disociado, según la reacción:
HNO3
H1
1 NO2
3
Esto significa que si 3HNO3
4 5 0,01 M, la concen-
tración de los iones H1
y NO3
, es también 0,01 M.
HNO3
H1
1 NO2
3
0,01 0,01 0,01
Por lo tanto, para calcular el pH, basta remplazar
en la ecuación correspondiente la 3H1
4, de acuerdo
con:
pH 5 2Log 3H1
4
pH 5 2Log 1022
5 2
pH
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
Jugo de limón
Vinagre
Jugo de tomate
Orina
humana
Agua
corriente
(del grifo)
Leche
Saliva
Sangre
Detergentes
Amoniaco doméstico
Soda
Soda cáustica
Sustancias corrosivas como el ácido para baterías
Vino
Cerveza
Lluvia
ácida
Figura 12. Escala de pH.
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3. 245© Santillana
Componente: Procesos físicos
2. Calcula el pH de una disolución 0,01 M de ácido
cianhídrico (HCN), cuya constante de disocia-
ción (Ka
) es 4,9 ? 10210
.
Por el valor de Ka
deducimos que el HCN es un
ácido débil, es decir, se halla disociado parcial-
mente, y el equilibrio está desplazado hacia la
izquierda, según la ecuación:
HCN H1
1 CN2
Si la concentración inicial Co
de HCN es 0,01 M,
parte del ácido (0,01 2 x) se disocia originando
x mol/litro de H1
y CN2
, lo que expresamos así:
HCN H1
1 CN2
0,01 2 x x x
Para calcular la 3H1
4 nos basamos en la expresión
de Ka
y remplazamos los valores conocidos:
Ka
H CN
HCN
, entonces,
4,9 10 10
ϭ
ϭ
ϩ Ϫ
Ϫ
΄ ΅ ΄ ΅
΄ ΅
?
?
΄΄ ΅ ΄ ΅
΄ ΅
x x
xϪ
?
0,01
Para despejar la incógnita, podemos obviar el tér-
mino x de la sustracción 0,01 2 x. Esto es posible
porque el grado de disociación dado para el valor
x, es insignificante frente a 0,01. En consecuencia
tenemos:
4,9 10
0,01
, despejando tenemos q10
2
2
и ϭϪ ΄ ΅x
x uue,
4,9 10 0,01 4,9 10 102 10 10
x ϭ и ϭ иϪ Ϫ Ϫ
? ? 22
12
6
4,9 10
2,2 10
x
x
ϭ и
ϭ и
Ϫ
Ϫ
Como x es igual a la concentración de iones H1
, el
pH será: pH 5 2Log 2,2 ? 1026
pH52(Log2,21Log1026
)520,3421655,65
El procedimiento descrito es aplicable para calcu-
lar el pH de cualquier ácido débil.
3. Calcula el pH de una disolución 0,01 M de hi-
dróxido de sodio (NaOH).
Sabemos que el NaOH es una base fuerte, por lo
que en disolución acuosa está totalmente diso-
ciada, según:
NaOH Na1
1 OH2
0,01 0,01 0,01
Como en cualquier solución acuosa existe una
relación matemática entre 3H1
4 y 3OH2
4, podemos
también calcular el logaritmo del inverso de 3OH2
4
en la solución y obtener el pOH, de acuerdo con:
pOH 5 2Log 3OH2
4 pOH 5 2Log 1022
5 2
Como pH 1 pOH 5 14, por lo tanto, pH 1 2 5 14,
de donde deducimos que el pH de la solución de
NaOH 0,01 M es 12.
Observa que la relación entre pH y pOH resulta
útil para establecer de forma rápida la acidez o
basicidad de una solución.
4. El pH de un limpiador para vidrios es 12. ¿Cuál
es la concentración molar de iones OH2
?
Recordemos que a partir del valor del pH pode-
mos deducir la concentración molar de iones OH2
y H1
, según:
pH 5 2Log 3H1
4
3H1
4 5 antilog 2 pH
3H1
4 5 antilog 2 12
3H1
4 5 10212
mol/litro
En segundo lugar, aplicando la ecuación del pro-
ducto iónico del agua, tenemos:
3H1
4 ? 3OH2
4 5 1 ? 10214
31 ? 10212
4 ? 3OH2
4 5 1 ? 10214
΄ ΅
΄ ΅
OH 1 10
1 10
OH 1 10 M
14
12
2
Ϫ
Ϫ
Ϫ
Ϫ
ϭ ϫ
ϫ
ϭ
Ϫ ϭ ?
5. Calcula el pH de una solución 0,01 M de hi-
dróxido de amonio (NH4
OH), cuya constante de
basicidad, Kb
, es 1,8 ? 1025
.
Calculamos primero la 3OH2
4. Como el NH4
OH
es un base débil, debemos plantear la ecuación de
equilibrio:
NH4
OH NH1
4
1 OH2
0,01 2 x x x
Kb ϭ
и Ϫϩ
΄ ΅ ΄ ΅
΄ ΅
NH OH
NH OH
, donde remplazando te
4
4
nnemos:
1,8 10
0,01
5
2
? Ϫ
ϭ
Ϫ
x
x
11,8 10
0,01
4
5
2
? Ϫ
ϭ
ϭ
x
x ,,24 10 4
? Ϫ
Como el valor de x corresponde a 3OH2
4, podemos
calcular el pOH y luego el pH.
pOH 5 2Log 3OH2
4
pOH 5 2Log 4,24 ? 1024
5 20,627 1 4 5 3,37
Luego, pH 1 3,37 5 14 pH 5 10,63
QUIM10-U7(234-273).indd 245 1/12/09 18:28

4. 246 © Santillana
Equilibrio iónico del agua
Indicador
Violeta
de metilo
Azul de timol (ácido) rojo amarillo
Azul de bromofenol amarillo azul
Anaranjado de metilo rojo amarillo
Verde de bromocresol amarillo azul
Rojo de metilo rojo amarillo
Azul de bromotimol amarillo azul
Tornasol rojo azul
Azul de timol (básico) amarillo azul
Fenolftaleína incoloro rojo
Amarillo de alizarina amarillo rojo
Rango de pH para el cambio de color
0 2 4 6 8 10 12
amarillo violeta
2.6 Indicadores de pH
De la misma forma que podemos medir el rango de acidez
o basicidad de una sustancia química mediante los valores
de su pH o pOH, podemos hacerlo también mediante sus-
tancias que cambian su color, según estén en medio ácido o
básico (figura 13). Estas sustancias se denominan indicado-
res y pueden usarse en forma de solución o impregnadas en
papeles especiales. Los indicadores son generalmente ácidos
orgánicos débiles con estructuras complejas.
La característica más importante de esta clase de sustancias
es que cambian de color al variar la concentración de iones
H1
, lo que obedece a ciertas modificaciones en sus estructu-
ras moleculares. Se representan con la fórmula general HIn.
Dado que los indicadores son ácidos débiles, al disociarse se
alcanza un estado de equilibrio, con las formas iónicas H1
e
In2
, según se muestra en la ecuación general:
HIn(ac)
H1
(ac)
1 In2
(ac)
La constante de equilibrio para esta reacción será:
K K
e
eH In
HIn
, luego:
H
In
HIn
ϭ ϭ
ϩ Ϫ
ϩ
Ϫ
΄ ΅ ΄ ΅
΄ ΅ ΄ ΅
΄ ΅
΄ ΅΅
A partir de la cual resulta evidente que la razón 3In2
4/3HIn4 es inver-
samente proporcional a la concentración de 3H1
4 de la solución. Si las
especies químicas In2
y HIn tienen colores diferentes, el color de la
solución dependerá de cuál de las dos especies predomine en un mo-
mento dado.
Por ejemplo, la fenolftaleína en su forma no disociada, HIn, es incolora
mientras que el ion In2
en solución es rojo. Por tanto, en una solución
con elevada concentración de iones H1
, la razón 3In2
4/3HIn4 será pe-
queña y dominará la especie incolora HIn. Por el contrario, cuando
el valor de 3H1
4 sea pequeño, dominará la especie 3In2
4 de color rojo.
Experimentalmente se ha encontrado que la fenolftaleína es incolora a
un pH menor de 8,0 y roja a un pH mayor de 10. A un pH intermedio
coexisten ambas formas por lo cual la coloración es levemente rosada.
El tornasol, sustancia de origen vegetal, es otro indicador ampliamente
utilizado, que presenta coloración rosada en medio ácido (pH entre 0
y 7), morado a pH neutro (7) y azul en medio básico (pH entre 7 y 14).
Un tercer indicador de uso frecuente es el rojo congo, que muestra co-
loración azul frente a soluciones cuyo pH está comprendido entre 0 y 3.
Por encima de este punto vira hacia el violeta, para pasar a rojo cuando
el pH se aproxima a 5. Finalmente, conserva esta coloración hasta pH 14.
En las últimas décadas se desarrolló un tipo especial de indicador cono-
cido como indicador universal. Consta de una solución compuesta por
varios indicadores, de tal forma que se observa un cambio de color, cada
vez que el pH aumenta en una o media unidad (figura 14).
El indicador universal puede usarse en forma de solución o como papel
impregnado. El color que toma la mezcla indicadora se compara con una
escala de color patrón para determinar a qué pH corresponde la solu-
ción que se esté probando. Una vez se ha determinado el pH, se puede
calcular el valor del pOH.
Figura 13. Rango de pH para el viraje
de color de diferentes indicadores.
Figura 14. El indicador universal se consigue en
pequeñas tiras de papel que luego se comparan
con una escala patrón.
EJERCICIO
Averigua qué sustancias naturales de
uso cotidiano podrían usarse como
indicadores ácido–base.
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5. 250 © Santillana
Equilibrio iónico del agua
2.8 Titulación de soluciones
2.8.1 Neutralización
Recordemos que una reacción de neutralización es aquella en
la que un ácido y una base en solución acuosa, interactúan
para producir agua y una sal.
Estas reacciones son importantes industrialmente pues consti-
tuyen un método eficaz de producir sales de alta pureza.
En la tabla de la figura 21 se muestran algunos ejemplos de
reacciones de neutralización entre diferentes ácidos y bases.
Durante la neutralización, los iones H1
y OH2
reaccionan
entre sí para producir agua, al tiempo que los iones restantes,
es decir, los pares conjugados del ácido y la base, generan la
sal. Sin embargo, por lo general estos iones continúan diso-
ciados en solución acuosa, por lo que la sal, como tal, no se
forma sino hasta que el agua es retirada, por ejemplo, por
evaporación. El pH de la solución luego de que ha ocurrido
la neutralización es cercano a la neutralidad, aunque su valor
exacto depende de los iones presentes.
2.8.2 ¿Qué es la titulación?
La titulación o valoración de soluciones tiene como principal ob-
jetivo determinar la concentración de una solución ácida o básica
desconocida, denominada solución analizada. Esto se logra a través
de la adición de pequeños volúmenes de una solución ácida o básica
de concentración conocida —la solución valorada— a la solución
analizada. El proceso se basa en la neutralización que se lleva a cabo
entre las dos soluciones, ya que una es ácida y la otra es básica. Así, si
sabemos la concentración de iones H1
de la solución valorada, podre-
mos deducir la concentración de iones OH2
en la solución analizada,
a partir del volumen de solución valorada usado para neutralizarla,
pues la 3H1
4 debe ser igual a la 3OH2
4. Cuando esto sucede se dice que
se ha alcanzado el punto de equivalencia. En este punto, el número de
equivalentes-gramo del ácido y la base son iguales. Recordemos que la
unidad de concentración más común para ácidos y bases es la norma-
lidad (N), que representa el número de equivalentes-gramo o número
de peqg del soluto por litro de solución (N 5 peqg/L). Para casos en
los que las concentraciones son muy bajas se emplean miliequivalentes
por mL (meg/mL) para calcular la normalidad (figura 22).
Para calcular la concentración de la solución analizada debe tenerse
en cuenta la igualdad:
NA
? VA
5 NB
? VB
En donde:
NA
5 normalidad del ácido VA
5 volumen del ácido
NB
5 normalidad de la base VB
5 volumen de la base
Es decir, el producto de la normalidad y el volumen del ácido debe ser
igual al producto de la normalidad y el volumen de la base.
De igual manera, en cada etapa de la titulación debe cumplirse que:
3H1
4 ? 3OH2
4 5 1,0 ? 10214
, en la solución analizada.
Figura 22. Montaje para realizar una titulación.
H2
SO4
1 2NaOH Na2
SO4
1 2H2
O
Ácido
sulfúrico
Hidróxido
de sodio
Sulfato
de sodio Agua
HNO3
1 KOH KNO3
1 H2
O
Ácido
nítrico
Hidróxido
de potasio
Nitrato
de potasio Agua
2HCl 1 Ca(OH)2
CaCl2
1 2H2
O
Ácido
clorhídrico
Hidróxido
de calcio
Cloruro
de calcio Agua
Figura 21. Algunos ejemplos de reacciones de neutralización.
Ácido 1 Base Sal 1 Agua
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6. 251© Santillana
Componente: Procesos físicos
2.8.3 Determinación de volúmenes
en procesos de titulación
Con el fin de aclarar la aplicación de los anteriores conceptos a problemas puntuales,
vamos a desarrollar los siguientes problemas.
2.8.4 Curvas de titulación
Las curvas de titulación son representaciones del pH en función de la cantidad de
solución valorada, añadida a la solución analizada. Son muy útiles para determi-
nar con exactitud el punto de equivalencia y para decidir qué indicador usar para
observar más claramente este punto.
Veamos a manera de ejemplo, la curva de titulación para una
solución de HCl de concentración desconocida, valorada con
una solución 0,1 M de NaOH, ilustrada en la figura 23. En
ella se observa que, en los extremos de la curva, la variación
de pH es suave, con relación a la cantidad de NaOH añadido.
Por el contrario, en las proximidades del punto de equivalen-
cia, para pequeñas cantidades de solución valorada, el pH
varía bruscamente. Cualquier indicador cuyo intervalo de vi-
raje esté dentro de este rango de valores de pH (entre 3 y 11)
será adecuado para indicar el momento de equivalencia, que
corresponde al segmento de la curva con mayor pendiente.
El ejemplo anterior mostraba la titulación de un ácido fuerte
con una base fuerte. En la figura 24 se muestra la titulación
de un ácido débil (CH3
COOH) empleando una base fuerte
(NaOH). Observemos que la pendiente de la curva en las
proximidades del punto de equivalencia no es tan pronun-
ciada. Esto se debe a que en la primera fase de la neutraliza-
ción, se genera una solución amortiguadora que disminuye
las variaciones de pH. También puede verse que el pH en el
punto de equivalencia es diferente de 7 (pH 5 8,2), lo cual se
relaciona con la presencia del ion acetato (CH3
COO2
), que
se encuentra disociado del ion Na1
, una vez se ha comple-
tado la neutralización. En este caso la sección de la curva con
mayor pendiente se presenta entre pH 6,5 y 11, por lo que el
indicador más adecuado para este sistema es la fenolftaleína.
Figura 24. Titulación de 25 mL de un ácido débil
(CH3
COOH) con una base fuerte (NaOH).
Figura 23. Titulación de 25 mL de un ácido fuerte
(HCl) con una base fuerte (NaOH).
EJEMPLOS
1. En un proceso de titulación se emplearon 50 mL
de una solución 0,50 N de NaOH, para neutra-
lizar 75 mL de una solución de ácido acético de
normalidad desconocida. ¿Cuál es la normali-
dad de la solución analizada?
El problema nos proporciona la siguiente infor-
mación:
VB
5 50 mL; NB
5 0,50; VA
5 75 mL; NA
%
Remplazando términos en la expresión:
NA
? VA
5 NB
? VB
,
Obtenemos que NA
? 75 mL 5 0,50 ? 50 mL
NA
5 0,33
Luego la normalidad de la solución de ácido acé-
tico es 0,33 N.
2. ¿Qué volumen de NH4
OH 0,50 N se necesita
para neutralizar 100 mL de solución 0,1 N de
HCl?
De la expresión NA
? VA
5 NB
? VB
tenemos que:
0,1 ? 100 mL 5 0,50 ? VB
20 mL 5 VB
El volumen de NH4
OH necesario para neutralizar
los 100 mL de HCl 0,1 N es 20 mL.
10 20 30 40 50
10 20 30 40 50
12
10
8
6
4
2
0
12
10
8
6
4
2
0
pH
pH
NaOH 0,1 M añadido (mL)
NaOH 0,1 M añadido (mL)
Intervalo de viraje
Fenolftaleína
Fenolftaleína
Rojo de metilo
Rojo de metilo
Naranja de metilo
Naranja de metilo
Punto de equivalencia
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