pH Y pOH

El pH y el pOH

 

El pH

 

El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones hidronio [H₃O⁺] presentes en determinada sustancia. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

Por ejemplo, una concentración de [H₃O⁺] = 1 × 10^–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10^–7] = 7

El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, por que hay más protones en la disolución) , y básicas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).

Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH⁻.

Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH^– y H₃O⁺, tenemos que:

K_w = [H₃O⁺]·[OH^–]=10^–14 en donde [H₃O⁺] es la concentración de iones hidronio, [OH⁻] la de iones hidroxilo, y K_w es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10⁻¹⁴.

Por lo tanto,

log K_w = log [H₃O⁺] + log [OH^–]

–14 = log [H₃O⁺] + log [OH^–]

14 = –log [H₃O⁺] – log [OH^–]

pH + pOH = 14

Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.

En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

Medida del pH

Dependiendo del pH del suelo la Hortensia (Hydrangea) puede poseer flores rosas o azules. En suelos ácidos (pH <> 7) son rosas.^[1]

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.

También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores. Algunos compuestos orgánicos que cambian de color en función del grado de acidez del medio en que se encuentren se utilizan como indicadores cualitativos para la determinación del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.

• A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de pH pueden ser menores que 1 y mayores que 14. Por ejemplo el ácido de batería de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que uno, mientras que el hidróxido de sodio 1 M varía de 13,5 a 14.
• Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico a 25 ºC. A distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede variar debido a la constante de equilibrio del agua (Kw).

La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y la química de suelos. El pH determina muchas características notables de la estructura y actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y organismos.

En 1909, el químico danés Sorensen definió el potencial hidrógeno como el logaritmo negativo de la concentración molar (más exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno. Esto es:

El pOH

El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido. Esto es, la concentración de iones OH^-:

pOH = − log₁₀.[OH ⁻ ]

En soluciones acuosas, los iones OH^- provienen de la disociación del agua:

H₂O ↔ H⁺ + OH^-

o también,

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-

Por ejemplo, una concentración de [OH^-] = 1×10^{-7 M (0,0000001 M) es simplemente un pOH de 7 ya que : pOH = -log[10-7}] = 7

Al igual que el pH, típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7.

Por lo tanto,

pH + pOH = 14

 

 

 

 

 

Cálculo de pH y pOH

CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

 

constante del producto de solubilidad

Antes de comenzar a trata el tema de la constante del producto de solubilidad, es útil y necesario recordar los conceptos de sales solubles y poco solubles. El AgNO3 por ejemplo, es una sal soluble, en cambio el CH3COOAg, es una sal poco soluble. Esto puede comprobarse fácilmente cuando se intenta disolver una cantidad igual de una sal u otra en un volumen igual de agua.

Si mantenemos la temperatura constante, y añadimos a un vaso o un matraz un poco de sal común, ( NaCl), observaremos que la disolución será completa en pocos segundos. Si repetimos varias veces dicha operación, se verá que la disolución del sólido se produce cada vez de manera más lenta, hasta llegar al punto en el cual ya no se disuelva más sal. Se dice entonces, que la disolución se encuentra saturada en NaCl, y se conoce como solubilidad a la concentración de soluto disuelto en la disolución que se encuentra saturada.
La cantidad de sal que consigue ser admitida por una disolución hasta que se satura suele ser muy grande, pues la sal común es bastante soluble en agua. En cambio, otra serie de compuestos son poco solubles, y basta con disolver una muy pequeña cantidad de ellos para conseguir una disolución  saturada. Por lo general, se suele considerar que una sal es de tipo soluble cuando se pueden preparar disoluciones de concentraciones superiores a valores de 0.01M, en cambio, aquellas sales con solubilidades bastante inferiores a 0.01M, se suelen considerar sales insolubles.

Otro ejemplo es el cloruro de plata, AgCl, el cual es una sal más bien poco soluble en agua. Cuando esta se disuelve en agua, de manera rápida se consigue una saturación y se establece un equilibrio entre el cloruro de plata , el cual es sólido, y sus iones, llegando a dar lugar a lo que se conoce como un equilibrio iónico en disolución acuosa, tal y como representa la siguiente ecuación:

AgCl (s) ↔ Ag^+ (ac) + Cl^- (ac)

Como éste equilibrio es de tipo heterogéneo, la expresión de la constante de equilibrio será el producto de las concentraciones de iones en la disolución que se encuentra saturada, pues la concentración de AgCl, es constante debido al hecho de ser un sólido:

Kps = [Ag^+][Cl^-]

La constante de equilibrio conocida como Kps, se le llama constante del producto de solubilidad y, al igual que cualquier constante de equilibrio, el valor depende de la temperatura. Así, la expresión de la constante del producto de solubilidad de un compuesto de tipo iónico que sea poco soluble, será el producto de las concentraciones de los iones que lo compongan en cada caso, encontrándose éstos elevados, cada uno a un exponente que se tratará del número de iones que contenga el compuesto en cuestión.
Cuando se conoce el valor de la constante del producto de solubilidad para un compuesto iónico que sea poco soluble, se puede valcular bien su solubilidad. Es bastante más frecuente encontrar información sobre los valores de las constantes Kps, que sobre las solubilidades en sí.
La constante del producto de solubilidad, también tiene otra aplicación, pues permite conocer si se formará un precipitado al mezclar distintas disoluciones que contengan iones que componen una sal que sea poco soluble.
Si ponemos como ejemplo dos disoluciones, una 2.10^-1 M, de Pb(NO3)2, y otra 2.10^-2 M de Na2SO4, la primera disolución contiene iones Pb^2+ y también iones NO3^-, en cambio, la segunda disolución contiene iones Na^+ e iones SO4^2-. El sulfato de plomo II, es una sal de tipo poco soluble, siendo posible la formación de una pequeña cantidad de PbSO4 (s):

• Pb^2+ (ac) + 2 NO3^- (ac)
• 2Na^+ (ac) + SO4^2- (ac) , ambas reacciones tienen como producto el PbSO4(s).

Pero para poder saber con certeza si se producirá el precipitado de PbSO4, es decir, para saber si se formará una fase sólida cuando mezclamos las disoluciones, se necesita considerar el siguiente equilibrio de tipo heterogéneo:

PbSO4 (s) ↔ Pb^2+ (ac) + SO4^2- (ac)

Así, podemos calcular el valor del cociente de reacción Q, partiendo de las concentraciones de los iones inicialmente.
El cociente de reacción para el proceso, obtiene la forma de la expresión de la constante de producto de solubilidad, dandosele el nombre de producto iónico:

Q= [Pb^2+][SO4^2-]

Si comparamos el valor de Q, con el valor de la constante Kps, se dan tres posibles opciones:

• Q< Kps → en este caso no se verá formado ningún precipitado.
• Q= Kps → la disolución es saturada.
• Q>Kps → en este caso sí se formará un precipitado.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUIMICO

 

Constante de equilibrio

 

En el equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en determinadas condiciones de presión y temperatura. A la relación que hay entre estas concentraciones, expresadas en molaridad [mol/L], se le llama constante de equilibrio.

El valor de la constante de equilibrio depende de la temperatura del sistema, por lo que siempre tiene que especificarse. Así, para una reacción reversible, se puede generalizar:

 

aA   +   bB             cC   +   dD

 

                                              [C]^c [D]^d

                                   K_eq =  ▬▬▬▬     

                                              [A]^a [B]^b

En esta ecuación K_eq es la constante de equilibrio para la reacción a una temperatura dada. Ésta es una expresión matemática de la ley de acción de masas que establece: para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K_eq.

En el equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos pueden variar, pero el valor de  K_eq permanece constante si la temperatura no cambia.

De esta manera, el valor de la constante de equilibrio a una cierta temperatura nos sirve para predecir el sentido en el que se favorece una reacción, hacia los reactivos o hacia los productos, por tratarse de una reacción reversible.

Un valor de K_eq > 1, indica que el numerador de la ecuación es mayor que el denominador, lo que quiere decir que la concentración de productos es más grande, por lo tanto la reacción se  favorece hacia la formación de productos. Por el contrario, un valor de K_eq < 1, el denominador es mayor que el numerador, la concentración de reactivos es más grande, así, la reacción se favorece hacia los reactivos.

Conocer el valor de las constantes de equilibrio  es muy importante en la industria, ya que a partir de ellas se pueden establecer las condiciones óptimas para un proceso determinado y obtener con la mayor eficiencia el producto de interés.

Cuando todos los reactivos y productos están en disolución, la constante de equilibrio se expresa en concentración molar [moles/L]. Si se encuentran en fase gaseosa es más conveniente utilizar presiones parciales (P). Los sólidos y los líquidos puros no intervienen en la constante, por considerar que su concentración permanece constante. Generalmente al valor de la constante no se le ponen unidades.

 

                                              [C]^c [D]^d

                         K_eq =  K_c =    ▬▬▬▬

                                              [A]^a [B]^b

 

                                              (P_c)^c (P_d)^d

                         K_eq =  K_p =    ▬▬▬▬

                                              (P_a)^a (P_b)^b

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

QUIMICA Equilibrio Químico 1 Cálculo de la Kc de la reacción de CO con H2O

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

Principio de Le Chatelier

 

Un sistema en equilibrio puede ser alterado si se modifican las condiciones que se establecieron para lograr el equilibrio. Esto es, puede haber cambios en las concentraciones de los reactivos y/o productos, la presión, el volumen y la temperatura del sistema y romper el equilibrio.

Estos cambios en los sistemas en equilibrio fueron estudiados por el Químico Industrial Henri Louis Le Chatelier, quien estableció: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema se desplazará en la dirección que contrarreste al mínimo dicha perturbación, lográndose un nuevo estado de equilibrio.

 

• Cambios de concentración. Cuando se agrega una sustancia a un sistema en equilibrio, reactivo o producto, éste se desplazará en el sentido que lo contrarreste consumiendo la sustancia adicionada y conseguir un nuevo estado de equilibrio.

• Si por el contrario, se extrae del sistema reactivo o producto, el sistema se dirigirá en la dirección que se forme más de la sustancia retirada.

En la reacción:

 

                                   2NO_(g)   +   O_2(g)       2NO_2(g)

 

a) Si se agrega NO y/o O₂ o ambos, la reacción se desplaza en el sentido que se consuman, hacia la formación de NO₂.

b) Se adiciona NO₂, la reacción se desplaza hacia la formación de reactivos.

c) Si se retira NO y/o O₂ o ambos, el sentido de la reacción que se favorece es hacia la formación de la sustancia o sustancias retiradas, hacia la izquierda.

d) Se extrae NO₂, la reacción se orienta a la formación de éste, hacia la derecha.

 

• Cambios en el volumen y  la presión. Un sistema en equilibrio a temperatura constante en el que se reduce el volumen origina un aumento en la presión total, de tal forma que el equilibrio se desplazará en el sentido que disminuya la presión ejercida por las moléculas, es decir, donde haya menor número de moles gaseosos. Los cambios de presión no afectan a los líquidos ni a los sólidos por ser prácticamente incompresibles.
Si se produce el cambio contrario, un aumento en el volumen, la presión disminuye, entonces la reacción se desplaza hacia donde exista mayor número de moles gaseosos. En un sistema con igual número de moles gas en reactivos y productos, un cambio de presión no afecta la posición del equilibrio.

 

Qúimica - Equilibrio químico - Principio de Le Chatelier

LEY DE ACCION DE MASAS

 

Ley de acción de masas

La ley de acción de masas (LAM, llamada así debido a que en los inicios de la química científica la concentración fue denominada masa activa) es una generalización de la expresión de la constante de equilibrio para cualquier tipo de reacciones. La expresión de esta ley fundamental fue propuesta en 1864 por los químicos noruegos Cato Maximillian Guldberg (1836-1902) y Peter Waage (1833-1900), basándose en el estudio experimental de numerosas reacciones reversibles y en los trabajos del químico francés Claude Louis Berthellot (1748-1822) sobre la cinética de las reacciones químicas.

Consideremos una reacción reversible general:

Donde A y B son los reactivos, C y D son los productos y a y b y d son los coeficientes estequiométricos en la ecuación química balanceada.

Según ley del equilibrio químico o la ley de acción de masas o las concentraciones en una mezcla en equilibrio están relacionadas por la siguiente ecuación del equilibrio:

 

 

 



Para cualquier proceso químico en equilibrio, a una temperatura determinada, se cumple que el cociente entre las concentraciones molares (moles/l) de los productos y de los reactivos, elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, es una constante que depende de la temperatura, llamada constante de equilibrio denotada como: , el subindice c indica que las cantidades de los reactivos y de los productos estan expresadas como concentraciones molares.

Así, la constante de equilibrio es un número obtienido al multiplicar las concentraciones molares en el equilibrio de todos los productos y dividiendo esto por el producto de las concentraciones molares en el equilibrio de todos los reactivos elevadas a la potencia de sus coeficientes estequiométricos respectivos.

Con independencia de de las concentraciones individuales en el equilibrio en un particular experimento químico, la constante de equilibrio para una reacción química a una temperatura particular siempre tiene el mismo valor.

La constante de equilibrio puede simbolizarse también por , expresa en función de las presiones (en atmósferas) de los gases, considerados ideales, que intervienen en un sistema homogéneo en estado gaseoso.

La constante de equilibrio nos indica en que sentido se desplaza la reacción. Expresa la tendencia de los reactivos a convertirse en productos y viceversa. Está relacionada con la variación de la energía de la reacción que nos indica su espontaneidad.

CONCEPTO DE ESTEQUIOMETRIA

Leyes estequiométricas

Antes de comenzar a describir las leyes estequiométricas, repasemos un poco el concepto de estequiometria. La estequiometria es la sección de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos y los productos, en una reacción.

Según la definición dada por Richter en el año 1792, la estequiometria es la ciencia que mide las relaciones entre las masas, o, dicho de otra manera, las proporciones cuantitativas en los elementos químicos implicados en una reacción.

En las reacciones químicas, los reactivos se combinan  para formar productos. En las sustancias que intervienen, la reacción sucede a nivel atómico, es decir que los átomos de los reactivos rompen sus enlaces y forman nuevos enlaces para formar productos, pero siempre se conservan. Esta es la ley estequiométrica de la conservación de las masas, que implica que el número de átomos en los reactivos es igual al número de átomos en los productos,   y que la carga total también debe ser la misma, en reactivos y en productos.

Dicho de otra manera, la ley  de conservación  de la materia (propuesta por Lavoisier en 1785) indica que en una reacción química, la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos, ya que la materia no se crea ni se desvanece, sólo se transforma.

Las cantidades de reactivos y productos en una reacción química, se rigen entonces por esta ley de conservación, por esta razón es que la representación de una ecuación química debe estar ajustada según esta ley.

Pongamos por ejemplo la reacción en la que el metano se combina con oxígeno para formar dióxido de carbono y agua; la reacción sin ajustar sería:

CH4 + O2  === > CO2  + H2O

Como podemos ver, en los reactivos hay dos átomos de oxígeno, mientras en los productos hay tres. El metano aporta 4 átomos de hidrógeno, mientras que en el agua formada sólo hay dos. Es por esta razón que, respetando la ley de conservación de la materia, debemos colocar delante de cada reactivo o producto, un número denominado coeficiente estequiométrico, que multiplicará los átomos de la sustancia delante de la cual sea colocado. Mediante la colocación de estos coeficientes debemos igualar el número de átomos en los reactivos y en los productos.

De esta manera la reacción quedaría ajustada de la siguiente manera:

Ahora sí el número de átomos de carbono, oxígeno e hidrógeno es igual en reactivos y en productos. La reacción ajustada indica que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para obtener una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua.

Otra ley estequiométrica es la ley de Proust, o ley de las proporciones constantes. Esta ley indica que cuando dos  elementos o compuestos se combinan para formar un tercero, siempre lo hacen en la misma proporción, es decir en las mismas cantidades.

Según la ley de Dalton, llamada ley de las proporciones múltiples, cuando dos elementos o compuestos se combinan para dar lugar a varios productos, la relación entre el peso de uno de los elementos y el peso que se combina con esa masa, da como resultado un número entero sencillo.

Por ejemplo. 100 gramos de un compuesto formado por cloro y oxígeno, lo podemos hallar en las siguientes proporciones:

Primer compuesto posible:

81,39 g de Cl + 18,61 g de O;

Segundo:

59,32 g Cl + 40,68 g de O;

Tercero:

46,67 g Cl+ 53,33 g de O;

Cuarto:

38,46 g  Cl+ 61,54 g de O;

Si dividimos la cantidad de oxígeno sobre la de cloro en cada compuesto, obtenemos las siguientes relaciones:

Primero:

18,61 / 81.39 = 0,2287;

Segundo:

40,68 / 59,32 = 0,6858;

Tercero:

53,33 / 46,67 = 1,1427;

Cuarto:

61,54 / 38,46 = 1,6001

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA

Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Postula que la cantidad de materia antes y después de una transformación es siempre la misma.

Es decir: la materia no se crea ni se destruye, se transforma. La materia, en ciencia, es el término general que se aplica a todo lo que ocupa espacio y posee los atributos de gravedad e inercia.

También llamada La ley de conservación de la masa o Ley de Lomonósov-Lavoisier en honor a sus creadores. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Está detrás de la descripción habitual de las reacciones químicas mediante la ecuación química, y de los métodos gravimétricos de la química analítica.

Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil. En estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía.

ley de las proporciones constantes 

En 1808, J. L. Proust llegó a la conclusión de que, para generar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen entre sí siempre en la misma proporción ponderal (del latínpondus, pondéris: nominativo y genitivo de peso).

Una aplicación de la ley de Proust es en la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, es decir el porcentaje ponderal que dentro de la molécula representa cada elemento.

leyes de las proporciones 

múltiples

Puede ocurrir que dos elementos se combinen y -en vez de producir un solo compuesto- generen varios compuestos (caso previsto en la ley de Proust).

En 1808, Dalton concluyó que el peso de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guarda una relación expresable por lo general mediante un cociente de números enteros pequeños.