GUÍA DE LABORATORIO DE QUÍMICA

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− log [H+] − log [OH−] = − log Kw y así,

pH + pOH = pKw

A 25 °C Kw = 1,0×10−14 y por lo tanto, pKw = 14.00 por consiguiente,

pH + pOH = 14.00 a 25 °C

Ejemplo 2.2

¿Cuál es el pOH de la disolución del ejemplo 2.1?

Solución.

Como pH + pOH = 14,00 y sabemos, por el resultado del ejemplo 2.1, que el pH es 2,34 podemos despejar el pOH con facilidad: pOH = 14 − pH = 14 − 2,34 = 11,66

TABLA No 1. ESCALA DE pH PARA EXPRESAR LA ACIDEZ

[H+] (mol/L)

pH

1×10−14

14

Aumenta la

Basicidad

1×10−13

13

1×10−12

12

1×10−11

11

1×10−10

10

1×10−9

9

1×10−8

8

1×10−7

7

Neutral

1×10−6

6

Aumenta la

acidez

1×10−5

5

1×10−4

4

1×10−3

3

1×10−2

2

1×10−1

1

1×10 0

0

2.4. TITULACIÓN

La titulación es la medida del volumen de disolución de un reactivo necesario para que reaccione completamente con una cantidad específica de otro reactivo. En la reacción ácido-base, el punto de equivalencia (o punto final) es el punto en el cual se ha mezclado cantidades estequiométricamente equivalentes de ácido y base. La relación general de titulación se puede expresar por

NácidoVácido = NbaseVbase o N1V1 = N2V2

Donde N es la normalidad (en equivalentes/litro) y V es el volumen de disolución (en cualquier cantidad adecuada).

Nota 1: La ecuación anterior indica que el número de equivalentes del ácido es igual al número de equivalentes de la base.

Nota 2: Para ácidos monopróticos, la normalidad es igual a la molaridad; por consiguiente, la relación se convierte en

MácidoVácido = MbaseVbase o M1V1 = M2V2

Ejemplo 2.3

Una cantidad de 50,0 mL de disolución de NaOH se neutralizó completamente con 25,0 mL de una disolución 0,200 M de HCl. Determinar la molaridad de la disolución de NaOH.

Solución:

Como MaVa = MbVb, despejamos la molaridad Mb:[pic 5]

2.5. INDICADORES

Un indicador es un par ácido-base conjugado que se adiciona en cantidades molares muy pequeñas a las disoluciones con el fin de verificar su pH. Las formas ácida y básica de un indicador son de diferente color. Para la reacción

Hind (ac) ⇔ Ind− + H+

[pic 6]

Donde la forma ácida [HInd] es de un color y la forma alcalina [Ind −] es de otro, la relación [Ind−]/[HInd] determina cuál es el color que se observa. En general, para que una de las formas del indicador sea visible, la otra forma debe estar presente en una concentración diez veces menor que la concentración de la primera. Podemos reescribir la expresión para KInd como sigue:

[pic 7]

Esta forma de la expresión KInd nos permite predecir la [H+] o el pH en el cual los colores son visibles:

Color ácido visible

Color alcalino visible

[H+] = [pic 8]KInd

[H+] = [pic 9]KInd

pH = − log 10 − log KInd

pH = − log 0.1 − log KInd

pH = pKInd − 1

pH = pKInd + 1

El intervalo útil de pH de la mayoría de los indicadores está alrededor de 2 unidades (pH = pKInd ± 1). Dos de los indicadores más conocidos son la fenolftaleína y el rojo de metilo. La fenolftaleína cambia de incoloro (a pH • 8,0) a rosado (a pH entre 8,0 y 9,6) y a rojo intenso (a pH • 10,0). El rojo de metilo es rojo a pH • 4,8, pasa a naranja (a pH entre 4,8 y 6,0) y a amarillo a pH • 6,0.

TABLA No 2. pH DE ALGUNAS DISOLUCIONES COMUNES

Disolución

Rango de pH

Ácido de batería

0,0 – 1,0

Cerveza

4,0 – 5,0

Jugo gástrico

1,0 – 3,0

Jugo de limón

2,1

Vinagre

2,4 –