pH y valoraciones

pH y pOH

$pH = −log [H_{3}O^{+}]$,   $pOH = −log [OH^{−}]$,   $pH + pOH = 14$

El agua pura tiene $[H_{3}O^{+}] = [OH^{−}] = 10^{−7}$ M porque $K_w = [H_{3}O^{+}][OH^{−}] = 10^{−14}$ a 25 °C. Una disolución es ácida con pH < 7, neutra con pH = 7 y básica con pH > 7.

Ácidos y bases fuertes

Se disocian del todo: un ácido fuerte de concentración C da $[H_{3}O^{+}] = C$ (por cada H⁺ que tenga) y una base fuerte, $[OH^{−}] = C$. Solo si la disolución está muy diluida, por debajo de $10^{−6}$ M, hay que sumar los iones del agua: por eso el HCl 10⁻⁸ M tiene pH 6,98 y no 8.

Ácidos y bases débiles

Se disocian solo en parte. Para un ácido débil HA de concentración inicial C, con x la concentración de H₃O⁺ en el equilibrio:

$K_a = {x^2}/{C − x}$,   $α = x/C$

Si α < 5 % se puede aproximar $C − x ≈ C$ y queda $x ≈ √(K_a C)$; si no, se resuelve la ecuación de segundo grado. Con una base débil es igual con $K_b$ y $[OH^{−}]$. Para un par conjugado, $K_a K_b = K_w$.

Disoluciones reguladoras

Un ácido débil con su sal (o una base débil con la suya) mantiene el pH casi constante al añadir pequeñas cantidades de ácido o de base. Su pH sale de la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

$pH = pK_a + log {[A^{−}]}/{[HA]}$

Al añadir un ácido fuerte, sus H₃O⁺ convierten A⁻ en HA; al añadir una base, sus OH⁻ convierten HA en A⁻. El cociente cambia poco y el pH también, hasta que se agota una de las dos formas.

Hidrólisis de sales

Una sal de ácido fuerte y base fuerte (NaCl) es neutra. El anión de un ácido débil (acetato) es una base: A⁻ + H₂O ⇌ HA + OH⁻, con K_b = K_w/K_a, y la disolución es básica. El catión de una base débil (amonio) es un ácido, con K_a = K_w/K_b, y la disolución es ácida. Se resuelve como un ácido o una base débil con esa constante.

Ácidos polipróticos

Ceden sus protones de uno en uno, cada vez con una constante mucho menor (K_a1 ≫ K_a2 ≫ K_a3). El pH sale casi entero de la primera disociación, y la concentración del anión de la segunda es casi igual a K_a2. En su valoración hay un salto de pH en cada equivalencia; a mitad de cada tramo pH ≈ pK_a, y en las equivalencias intermedias, la media de dos pK_a seguidas.

Otra temperatura

K_w crece con la temperatura: a 50 °C vale 5,5·10⁻¹⁴, y el agua neutra tiene pH 6,63, no 7. Sigue siendo neutra porque [H₃O⁺] = [OH⁻]; lo que cambia es que pH + pOH = pK_w.

Valoraciones

En el punto de equivalencia los moles de valorante igualan a los del ácido o la base valorados: $C V = C_t V_{eq}$. El pH en ese punto es 7 solo si los dos son fuertes; si se valora un ácido débil queda su base conjugada y el pH es básico, y al revés con una base débil. A mitad de la valoración de un ácido débil, $pH = pK_a$.

• Naranja de metilo: vira entre 3,1 y 4,4, de rojo a amarillo.
• Rojo de metilo: entre 4,2 y 6,3, de rojo a amarillo.
• Azul de bromotimol: entre 6,0 y 7,6, de amarillo a azul.
• Fenolftaleína: entre 8,2 y 10, de incolora a rosa.

Se elige el indicador cuyo intervalo de viraje contiene el pH del punto de equivalencia.