Cómo calcular el pH de un ácido débil

Cómo calcular el pH de un ácido débil

PH de un problema químico débil de ácido trabajado

calcular el ph de un ácido débil es un poco más complicado que determinar el ph de un ácido fuerte porque los ácidos débiles no se disocian completamente en el agua. Afortunadamente, la fórmula para calcular el ph es simple. esto es lo que haces

conclusiones clave: ph de un ácido débil

  • encontrar el ph de un √°cido d√©bil es un poco m√°s complicado que encontrar el ph de un √°cido fuerte porque el √°cido no se disocia completamente en sus iones.
  • la ecuaci√≥n de ph sigue siendo la misma (ph = -log [h + ]), pero debe usar la constante de disociaci√≥n √°cida (k a ) para encontrar [h + ].
  • Existen dos m√©todos principales para resolver la concentraci√≥n de iones de hidr√≥geno. uno involucra la ecuaci√≥n cuadr√°tica. el otro supone que el √°cido d√©bil apenas se disocia en agua y se aproxima al ph. cu√°l elija depende de qu√© tan precisa necesita que sea la respuesta. para la tarea, use la ecuaci√≥n cuadr√°tica. para una estimaci√≥n r√°pida en el laboratorio, use la aproximaci√≥n.

ph de un problema de ácido débil

¬ŅCu√°l es el ph de una soluci√≥n de √°cido benzoico de 0.01 m?

dado: √°cido benzoico k a = 6.5 x 10-5

solución

El √°cido benzoico se disocia en agua como:

c 6 h 5 cooh ‚Üí h + + c 6 h 5 coo -

La fórmula para k a es:

k a = [h + ] [b - ] / [hb]

donde:
[h + ] = concentración de iones h +
[b - ] = concentración de iones base conjugados
[hb] = concentración de moléculas de ácido no disociadas
para una reacción hb → h + + b -

√°cido benzoico disocia uno h + ion para cada c 6 h 5 coo - ion, por lo [h + ] = [c 6 h 5 coo - ].

dejemos que x represente la concentración de h + que se disocia de hb, entonces [hb] = c - x donde c es la concentración inicial.

ingrese estos valores en la ecuación k a :

k a = x · x / (c -x)
k a = x² / (c - x)
(c - x) k a = x²
x² = ck a - xk a
x² + k a x - ck a = 0

resolver para x usando la ecuación cuadrática:

x = [-b ¬Ī (b¬≤ - 4ac) ¬Ĺ ] / 2a

x = [-k a + (k a ¬≤ + 4ck a ) ¬Ĺ ] / 2

** nota ** técnicamente, hay dos soluciones para x. Como x representa una concentración de iones en solución, el valor de x no puede ser negativo.

introduzca valores para k a y c:

k a = 6.5 x 10-5
c = 0.01 m

x = {-6.5 x 10-5 + [(6.5 x 10-5 ) ¬≤ + 4 (0.01) (6.5 x 10-5 )] ¬Ĺ } / 2
x = (-6.5 x 10-5 + 1.6 x 10 - 3 ) / 2
x = (1.5 x 10-3 ) / 2
x = 7.7 x 10 -4

encontrar ph:

ph = -log [h + ]

ph = -log (x)
ph = -log (7.7 x 10 -4 )
ph = - (- 3.11)
ph = 3.11

responder

El ph de una solución de ácido benzoico de 0.01 m es 3.11.

solución: método rápido y sucio para encontrar ph ácido débil

la mayoría de los ácidos débiles apenas se disocian en solución. En esta solución, encontramos que el ácido solo se disocia 7,7 x 10 -4 m. la concentración original era 1 x 10 -2 o 770 veces más fuerte que la concentración de iones disociados .

los valores para c - x, entonces, estarían muy cerca de c para parecer inalterados. si sustituimos c por (c - x) en la ecuación k a ,

k a = x² / (c - x)
k a = x² / c

con esto, no hay necesidad de usar la ecuación cuadrática para resolver x:

x² = k a · c

x² = (6.5 x 10-5 ) (0.01)
x² = 6.5 x 10 -7
x = 8.06 x 10 -4

encontrar ph

ph = -log [h + ]

ph = -log (x)
ph = -log (8.06 x 10 -4 )
ph = - (- 3.09)
ph = 3.09

Tenga en cuenta que las dos respuestas son casi idénticas con solo 0.02 de diferencia. Observe también que la diferencia entre la x del primer método y la x del segundo método es de solo 0.000036 m. Para la mayoría de las situaciones de laboratorio, el segundo método es "suficientemente bueno" y mucho más simple.

verifique su trabajo antes de informar un valor. El pH de un ácido débil debe ser inferior a 7 (no neutral) y generalmente es menor que el valor de un ácido fuerte. Tenga en cuenta que hay excepciones. por ejemplo, el ph del ácido clorhídrico es 3.01 para una solución de 1 mm, mientras que el ph del ácido fluorhídrico también es bajo, con un valor de 3.27 para una solución de 1 mm.

fuentes

  • Bates, Roger g. (1973) determinaci√≥n de ph: teor√≠a y pr√°ctica . wiley
  • Covington, ak; bates, rg; Durst, Ra (1985). "definiciones de escalas de ph, valores de referencia est√°ndar, medici√≥n de ph y terminolog√≠a relacionada". aplicaci√≥n pura Chem . 57 (3): 531‚Äď542. doi: 10.1351 / pac198557030531
  • housecroft, ce; Sharpe, AG (2004). Qu√≠mica inorg√°nica (2¬™ ed.). Prentice Hall. isbn 978-0130399137.
  • myers, rollie j. (2010) "cien a√Īos de ph". Revista de educaci√≥n qu√≠mica . 87 (1): 30‚Äď32. doi: 10.1021 / ed800002c
  • miessler gl; tarr d .a. (1998) Qu√≠mica inorg√°nica ( 2¬™ ed.). Prentice Hall. isbn 0-13-841891-8.


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