Química · Unidad 11 — Ácidos y bases
Autoionización del agua y la escala de pH
El agua pura se ioniza a sí misma, poquito pero siempre. De ese poquito sale una constante, Kw, y de Kw sale toda la escala de pH.
La explicación
El agua reacciona consigo misma
En el agua más pura que se pueda conseguir, una molécula cada muchísimas le pasa un protón a otra. Es el caso anfótero del tema anterior, con agua de los dos lados:
Como es un equilibrio, tiene su constante. A 25 °C vale:
Esa igualdad vale en toda solución acuosa, no sólo en agua pura: si agregás ácido y sube [H⁺], baja [OH⁻] justo lo necesario para que el producto siga dando 1,0×10⁻¹⁴. Son dos números atados por una cuerda.
En agua pura los dos iones vienen de la misma reacción, así que hay tantos de uno como del otro, y el producto de dos iguales tiene que dar 10⁻¹⁴: cada uno vale 1,0×10⁻⁷ M. Ése es el significado de «neutro».
Por qué se inventó el pH
Trabajar con 0,0000001 y 0,01 en la misma tabla es incómodo y se presta a perder un cero. La escala de pH es el mismo dato escrito como exponente cambiado de signo:
La tercera relación no es un dato aparte: sale de aplicarle logaritmo a Kw. Por eso vale sólo a 25 °C, que es donde Kw vale 10⁻¹⁴.
El procedimiento cuando la concentración es una potencia de diez
2. El logaritmo de 10⁻ⁿ es −n. No hay cuenta que hacer: es el exponente.
3. El menos de la definición lo da vuelta: pH = n.
4. Control: si la solución es ácida el pH tiene que quedar abajo de 7, y si es básica, arriba.
O sea que para [H⁺] = 1×10⁻⁵ el pH es 5, sin calculadora y sin pensarlo dos veces. Cuando la mantisa no es 1 el pH cae entre dos enteros, y ahí sí hace falta la tecla de log.
Qué significa moverse un punto en la escala
La escala es logarítmica, y eso no es un detalle técnico: cada unidad de pH es un factor 10 en la concentración. Una solución de pH 3 no tiene «el doble» de H⁺ que una de pH 6: tiene mil veces más. Es la propiedad que hace que la escala sea útil y la que más se subestima al leer un resultado.
La escala suele dibujarse de 0 a 14 porque ése es el rango de las soluciones habituales, pero no es una frontera física: un ácido muy concentrado puede dar pH negativo.
Una solución tiene [H+] = 1,0×10⁻⁵ M a 25 °C. a) Calculá su pH. b) Calculá [OH−]. c) Calculá el pOH por dos caminos distintos. d) Clasificá la solución.
a) El pH. La concentración ya está en notación científica y la mantisa es 1, así que el logaritmo es directamente el exponente:
b) La concentración de OH−. Sale de Kw, despejando:
Al dividir potencias de diez los exponentes se restan: −14 − (−5) = −9. Ése es todo el trabajo.
c) El pOH, por los dos caminos. Primero desde la concentración que acabamos de obtener:
Y ahora sin usarla, con la relación que sale de Kw:
Los dos caminos dan lo mismo, que es exactamente para lo que sirve tener dos.
d) La clasificación. El pH es 5, menor que 7: la solución es ácida. Se ve igual mirando los iones: hay 1,0×10⁻⁵ M de H⁺ contra 1,0×10⁻⁹ M de OH⁻, diez mil veces más de los primeros.
Dónde se cae la mayoría
- Confundir la concentración con el pH. Una solución 0,01 M de HCl tiene pH 2, no pH 0,01.
- Perder el signo menos de la definición y dar pH negativos para soluciones comunes.
- Leer la escala como si fuera lineal: entre pH 3 y pH 6 hay un factor 1000, no una diferencia de 3.
- Contestar el pOH cuando la pregunta pedía el pH, o al revés. Los dos suman 14 y es fácil frenar un paso antes.
Hasta acá la explicación. La práctica es la otra mitad: 7 ejercicios de este tema, en cuatro niveles, que no te dicen sólo si está bien al final sino que te corrigen en cada paso y te explican por qué. Además trae una animación que muestra la idea en movimiento.
Practicar Autoionización del agua y la escala de pH →Los otros temas de la unidad 11
Ácidos y bases