3 QUIMICA Schaum

280 CAPÍTULO 17 ÁCIDOS Y BASES
Éste es un ejemplo de una reacción en la que se opta por escribir H + y no H 3 O + , que también se puede aceptar. Como
se mencionó antes, como el agua es el disolvente, se sabe que todos los iones están hidratados y se puede suponer que
eso es cierto al escribir la forma más sencilla del ion (H + en lugar de H 3 O + ). Además, aunque se incluye el agua en
la ecuación escrita, no se incluye en la ecuación de K w por ser un líquido puro. En los problemas de este libro las
concentraciones de los no electrólitos no exceden de 1 M y las concentraciones de los electrólitos no son mayores de
0.1 M. Para las disoluciones que contienen mayores concentraciones de iones, se aplican las mismas leyes de equilibrio
si se hace la corrección adecuada por las interacciones eléctricas entre los iones pero esto no se describirá en la presente
obra. En su lugar, se han seleccionado los ejemplos para los cuales las soluciones numéricas deben ser correctas
dentro de un margen de 10%, aun sin aplicar las correcciones por las interacciones eléctricas.
A 25°C, K w = [H + ][OH − ] = 1.00 × 10 −14 ; este valor debe memorizarse (otro factor relacionado con el agua). En
el agua pura (sin solutos), las concentraciones de H + y de OH − deben ser iguales. Por consiguiente, a 25°C,
[H ] [OH ] 1.00 10 14 1.00 10 7 M
Se puede definir una disolución neutra como aquella en la que [H ] [OH ] K w . El valor de K w varía con la
temperatura; por ejemplo, a 0°C, K w = 0.34 × 10 −7 ; sin embargo, la mayor parte de los problemas se refieren a 25°C
o se suponen 25°C cuando no se especifica la temperatura.
Una disolución ácida es aquella en la que [H + ] es mayor que 10 −7 M. Una disolución básica es aquella en la que
[H + ] es menor que 10 −7 M. Si se tiene una concentración de ion hidrógeno menor que 10 −7 significa que la concentración
del ion hidróxido es mayor que 10 −7 M. Es importante tomar en cuenta que a medida que disminuye la concentración
del ion hidrógeno, aumenta la concentración del ion hidróxido y, naturalmente, lo inverso es cierto.
La acidez o la alcalinidad (grado de basicidad) de una disolución se expresa con frecuencia con el pH, que se define
como:
pH log [H ] o [H ] 10 pH
Aquí se preferirá la definición del lado izquierdo, pH = −log[H + ]. De igual modo, se puede definir que:
pOH log[OH ]
Si se calcula el logaritmo negativo de ambos lados de la ecuación (17-5) se ve que las dos medidas se relacionan
con:
pH pOH log K w 14.00 (a 25° C )
(17-6)
Nota: Estas notaciones se entienden mejor si se considera que p representa “logaritmo negativo” de lo que sea que siga.
La variable que siga puede ser [H + ], [OH − ], o hasta K, como se verá en breve.
En la tabla 17-1 se resumen las escalas de pH y pOH a 25°C.
El valor de pK a es una forma conveniente de expresión de la fuerza ácida (pK b de una base). Se define pK a como
−log K a . Un ejemplo es un ácido con una constante de ionización de 10 −4 ; su valor de pK a es 4. De igual modo, pK b
= −log K b para las bases.
Tabla 17-1
[H ] [OH ] pH pOH Comentario
1 10 0 10 14 0 14 Fuertemente ácida
0.1 10 1 10 13 1 13
0.001 10 3 10 11 3 11
0.00001 10 5 10 9 5 9 Débilmente ácida
0.0000001 10 7 10 7 7 7 Neutra
0.000000001 10 9 10 5 9 5 Débilmente básica*
0.00000000001 10 11 10 3 11 3
0.0000000000001 10 13 10 1 13 1
0.00000000000001 10 14 10 14 0 Fuertemente básica
*Básica y alcalina son términos con el mismo significado.
Nota: Una incertidumbre de [H + ] de +10% corresponde a una incertidumbre de 0.04 unidades de pH.