Soluciones y pH

ESTEQUEOMETRIA DE LAS SOLUCIONES ACUOSAS
pH y pOH
Objetivos
 Adquirir práctica en el manejo cuantitativo de las soluciones
acuosas
 Conocer el uso práctico de las soluciones y distinguir aquellas de
uso cotidiano
 Conocer y aplicar a situaciones concretas las distintas formas de
concentración de las soluciones
 Medir la acidez y/o la alcalinidad de una solución a partir del pH
y/o del pOH
1
Introducción
Si colocamos por ejemplo una cucharadita de sal común (cloruro de sodio: NaCl) en 1
litro de agua y agitamos, observaremos cómo la sal se disuelve en el agua. Ya no
podremos distinguir las sal del agua pues habremos obtenido un sistema homogéneo, es
decir un sistema que presenta una sóla fase.
La sustancia que se disolvió, en este caso el NaCl, recibe el nombre de soluto; la
sustancia que provocó dicha disolución, en este caso el agua, recibe el nombre de
solvente o disolvente.
En realidad cualquier sistema homogéneo que contenga dos o más componentes puede
ser considerado como una solución.
Podemos tener soluciones líquidas (como el ejemplo que recién vieron), soluciones
gaseosas (como por ejemplo el aire, que está formado por O2 – N2 – algo de vapor de
H2O y de CO2 – un muy pequeño porcentaje de gases inertes ), y soluciones sólidas
(como por ejemplo el bronce, que está formado por Cu y Sn).
Pero en particular a nosotros nos interesan las soluciones líquidas en las cuales el
solvente es el agua, o sea las soluciones acuosas.
Respecto al soluto, trabajaremos siempre con ácidos, bases o sales, pues estas
sustancias tienen la propiedad de ser solubles en agua.
Concentración de una solución
Para poder resolver situaciones problemáticas muy importantes, como por ejemplo
medir la acidez o la alcalinidad de un sistema mediante el pH, es necesario conocer las
formas más frecuentes en que suele expresarse la concentración de una solución.
La concentración mide la cantidad de soluto que se encuentra en una determinada
cantidad de solvente.
A partir de este momento, y por una cuestión de comodidad, abreviaremos el término
solvente como SV , el término soluto como ST y el término solución como SN.
Si por ejemplo disuelven 2 g de ácido clorhídrico (o sea 2 g de ST) en 60 g de H2O (o
sea 60 g de SV) obtendremos 62 g de SN, de donde resulta MUY EVIDENTE que
podemos escribir la siguiente relación:
mSN = mST + mSV
2
También es MUY OBVIO que si a la masa de solución le restamos la masa de soluto
obtendremos la masa de solvente, y que si a la masa de ................ (sigan ustedes).
Ahora sí les voy a explicar las formas más usuales de expresar la concentración de una
solución.
a) % m/m : esta expresión se debe leer así :
cuántos gramos de ST hay cada 100 g de SN.
“porciento masa en masa” . Indica
Por ejemplo: si tenemos una solución 8% m/m (“ocho porciento masa en masa”) de
ácido sulfúrico (H2SO4 ), significa que hay 8 g de ST (que es el H2SO4) cada 100 g de
SN.
Esto equivale a decir que hay 8 g de ST cada 92 g de SV (que es el H2O) . (¿Entienden
porqué?.........).
Para que fijen las ideas lean ahora este ejercicio tipo :
Un recipiente contiene 300 g de una solución al 25 % m/m de ácido nítrico. ¿Cuántos
gramos de ST y de SV hay en el recipiente?
Resolución (¡regla de tres simple!):
100 g SN
25 g ST
300 g SN
x
x = 75 g de ST
300g SN – 75 g ST = 225 g de SV
Otro ejercicio tipo:
Se disuelven 5 g de hidróxido de sodio en 50 g de agua. Calcular el % m/m de la
solución obtenida.
55 g SN
100 g SN
5 g ST
x
x = 9,09 g ST
3
Como esos 9,09 g de ST están cada 100 g de SN, el resultado final debe expresarse de
la siguiente manera: 9,09 % m/m, y este resultado se lee así: “9,09 porciento masa
en masa”.
b) % m/V: se lee “porciento masa en volumen”. Indica cuántos gramos de ST hay cada
100 cm3 de SN.
Por ejemplo si tenemos una SN al 15 % m/V de ácido nítrico (HNO3), la SN contiene
15 g de ST (HNO3) cada 100 cm3 de SN.
Es necesario aclarar que al hablar de 100 cm3 de SN estamos hablando del volumen de
la solución y no de la masa de la solución, por lo cual, si necesitamos conocer la masa
de la SN debemos conocer la densidad de la solución ( SN). Recuerden que  = m/V).
Veamos un ejercicio tipo para aclarar esta situación.
Se disuelven 20 g de HNO3 en 150 g de H2O, obteniéndose una SN cuya densidad es
1,08 g/cm3. Hallar el % m/V de la SN obtenida.
Resolución: si sumamos 20 g y 150 g obtenemos 170 g y ésta es la masa de la SN pero
no el volumen. Para resolver el problema ustedes necesitan conocer el volumen de la
SN (¡si no entienden por qué, vuelvan a leer la definición de % m/V!).
¿Cómo hallar el volumen de la SN?
¡A PARTIR DE LA DENSIDAD!
Si a partir de  = m/V despejan volumen, obtienen: V = m /  (¡pasé a V multiplicando
y a  dividiendo!).
Entonces:
170 g
= 157,4 cm3
VSN =
1,08 g/cm3
(g se simplifica con g, ¿qué queda?: .......... ¡cm3!)
4
Ahora sí pueden hallar lo que pide el problema, o sea el % m/V con una regla de tres:
157,4 cm3 de SN
20 g de ST
100 cm3 de SN
x
x = 12,7 g de ST
Como esos 12,7 g de ST se encuentran en 100 cm3 de SN, el resultado se expresa así:
12,7 % m/V
c) Concentración molar o molaridad: se simboliza con una M e indica el número de
moles de ST cada 1 dm3 de solución.
Por ejemplo, una solución 3 M (esto se lee “3 molar”) de HNO3, contiene 3 moles de
HNO3 cada 1 dm3 de SN.
Deben recordar que se llama mol a la masa molecular relativa expresada en gramos.
Ejercicio tipo:
Se disuelven 4 g de ácido sulfúrico en 60 g de agua, obteniéndose una solución de
densidad 1,04 g/cm3. Hallar la concentración molar de la solución.
Resolución: tener que hallar la concentración molar significa hallar cuántos moles de ST
hay en 1dm3 de SN (¿por qué?.... ¡LEAN LA DEFINICIÓN DE CONCENTRACIÓN
MOLAR!).
Entonces primero que nada necesitan la fórmula del ácido sulfúrico, o sea: H2SO4 .
La Mr (masa molecular relativa) es 1.2 +32 +16.4 = 98.
Entonces:
98 g de H2SO4
4“ “
1 mol
“
x
x = 0,041 moles
Esos moles de ST están en 64 g de SN; ustedes para hallar la concentración molar
necesitan el volumen de la SN.
Entonces:
V= m/
64 g
V=
= 59,61 cm3
1,04 g/cm3
Finalmente la regla de tres:
5
59,61 cm3 de SN
0,041 moles de ST
1000 cm3 de SN
x
x = 0,688 moles de ST
Como esos 0,688 moles de ST están en 1 dm3 de SN, el resultado final debe ser
expresado así:
0,688 M ( y se lee: “0,688 molar”)
c) Molalidad o concentración molal Se simboliza con la letra m e indica el número
de moles de ST cada 1 kg de SV.
Por ejemplo una solución 8 m (se lee “8 molal”) de ácido clorhídrico contendrá 8 moles
de HCl cada 1000 g de agua.
Calculen USTEDES, YA MISMO, la molalidad de la SN del ejercicio tipo del punto
anterior.
d) Normalidad o concentración normal: es una forma de expresar la concentración
que ha quedado en cierto grado en desuso. Por lo tanto, si lo considero necesario, la
explicaré en clase.
ACIDEZ y ALCALINIDAD – pH
Disociación de ácidos y bases en solución acuosa
Cuando un ácido, una base, o una sal se encuentran disueltos en agua sufren un proceso
denominado disociación o ionización en el cual las moléculas se dividen en dos iones
de carga eléctrica opuesta. Trataremos ahora la disociación de ácidos y bases.
Disociación de ácidos: el agua, debido a su carácter polar produce la ruptura de los
enlaces que mantienen unidos a los átomos de H; se forman entonces cationes
hidrógeno: H+ y aniones que poseerán tantas cargas negativas como número de
hidrógenos posee en ácido.
Veamos algunos ejemplos:
Acido nítrico: HNO3 . La disociación se representa de la siguiente manera:
6
HNO3  H+ + NO3-
(1)
Acido clorhídrico: HCl.
HCl  H+ + Cl- (2)
Acido sulfúrico: H2SO4.
H2SO4  2 H+ + SO42- (3)
Observen que los ácidos dipróticos desprenden dos cationes hidrógeno. Por ello
lo correcto es escribir 2 H+ y no H2+
Ahora bien; ustedes recordarán que los números que se encuentran adelante de las
especies químicas en una ecuación, indican número de moles.
Entonces, los ejemplos (1)y (2) nos están diciendo que 1 mol de un ácido monoprótico
desprenderá 1 mol de H+; el ejemplo (3) nos dice que 1 mol de un ácido diprótico
desprenderá 2 moles de H+; por supuesto, 1 mol de un ácido triprótico desprenderá 3
moles de H+.
Esto nos permite concluir que: H+ = Acido . Nro de H
Los corchetes significan concentración molar.
Esto significa que la concentración molar de cationes hidrógeno será igual a la
concentración molar del ácido multiplicada por el número de hidrógenos que posee el
mismo.
Ejemplos:
a) en una solución 0,1 M de HCl, la concentración de H+ también será 0,1M
b) en una solución 0,1 M de H2SO4, la concentración de H+ será 0,2 M
¿clarito no?
Disociación de bases:
el agua produce la ruptura de la unión entre el metal y el oxidrilo
(OH), quedando el oxidrilo con carga negativa: (OH)- y el metal con tantas cargas
positivas como oxidrilos posee la base.
Ejemplos:
Hidróxido de sodio: NaOH; la ecuación de disociación se escribe asi:
NaOH  Na+ + (OH)Hidróxido de calcio: Ca(OH)2
Ca(OH)2  Ca2+ + 2 (OH)-
7
Insisto: lo correcto es escribir 2 (OH)- y no (OH)2-
Razonando como antes concluímos que:
OH-= base . Nro de OH
(II)
A esta altura es necesario aclarar dos cosas:

Las disociaciones que hemos tratado corresponden a ácidos y bases fuertes, que
son aquellos que en solución acuosa se encuentran totalmente disociados. Aquellos
ácidos y bases que no se encuentran totalmente disociados (ácidos y bases débiles)
serán tratados más adelante cuando veamos equilibrio químico.

En realidad el H+ no existe como tal en solución acuosa pues se une a la molécula de
agua formando el denominado catión hidronio:
H+ + H2O  H3O+ catión hidronio
Pero a efectos prácticos y para el tipo de problemas que trataremos en este tema,
podemos seguir utilizando la notación: H+ .
pH
La H+ puede alcanzar valores tan pequeños que resulta engorroso trabajar con ellos;
por ello siempre se procuró buscar formas más simples de expresión.
En 1909 el bioquímico danés Sorensen propuso la notación pH y llamó p “el exponente
del ión hidrógeno”.
Matemáticamente el pH se define de la siguiente manera:
pH = -log H+
(III)
La ecuación (III) nos dice que para calcular el pH de una solución, calculan primero el
logaritmo de la concentración molar de iones hidrógeno y al resultado le cambian el
signo. Por ejemplo, el pH de una solución cuya H+ es 0,08 será:
8
pH = -log 0,08 = 1,097
La ecuación (III) es simplemente una definición establecida para obtener números
convenientes para trabajar con ellos, tal como muestra el siguiente cuadro:
H+ (moles/dm3)
pH
1x10-1
1
1x10-2
2
1x10-3
3
MEDIO
1x10-4
4
ACIDO
1x10-5
5
1x10-6
6
1x10-7
7
MEDIO
NEUTRO
1x10-8
8
1x10-9
9
1x10-10
10
1x10-11
11
MEDIO
1x10-12
12
BÁSICO
(ALCALINO)
1x10-13
13
1x10-14
14
Observen que la escala de pH proporciona un método conveniente de expresar la acidez
y la alcalinidad de las soluciones acuosas diluídas.
9
Se sigue utilizando la notación pH en lugar de pH3O+ pues cuando se desarrolló el
concepto de pH, H3O+ se expresaba como H+.
Observen también que:



Para las soluciones ácidas: H+ 1x10-7 M y pH7
Para las soluciones básicas: H+1x10-7 M y pH7
Para las soluciones neutras: H+= 1x10-7 M y pH=7
Cuando el valor de H+ aumenta el pH disminuye y viceversa. Como la escala de pH es
logarítmica y la de H+ es aritmética, todo aumento o disminución en una unidad en el
pH provoca un cambio 10 veces mayor en la H+; 2 unidades de pH corresponden a
100 de H+; 3 a 1000, etc.
Un pH=7 sólo indica neutralidad a 25 oC. Como la H+ cambia con la temperatura,
también lo hace el valor de pH. El agua pura, o sea neutra, tiene un pH de 7,5 a 0 oC y
de 6,1 a 100 oC. A la temperatura del cuerpo humano, 37 oC, el pH neutro es 6,8.
Habitualmente se dice que el pH de una solución puede variar entre 0 y 14 como valores
límite pues este rango cubre prácticamente la totalidad de los casos que uno tiene
oportunidad de tratar. Sin embargo la escala podría extenderse más allá de esos límites.
Los valores extremos que podrían obtenerse en soluciones acuosas son 1x10-15 M
15 M, que corresponden a pH=15 y pH= -1,2 respectivamente.
y
pOH
Se define en forma análoga al pH, o sea que:
pOH = -log OH-
Se puede demostrar que (a 25 oC):
pH + pOH = 14
(V)
También se puede demostrar que:
H+=10-pH
y que OH-=10-pOH
10
Por ejemplo, si pH=2,3 entonces H+=10 -2,3 =5,01x10-3 M
PROBLEMAS
1) Se tiene una SN acuosa de glucosa al 20 % m/m. Calcular
a) qué masa de ST se encuentra en 400 g de SN
b) qué masa de ST se encuentra disuelta en 400 g de SV
Rta: a) 80 g
b) 100 g
2) Una muestra filtrada de agua de mar contiene 15 g de cloruro de sodio en 300 g de
agua. Expresar su concentración en
a) % m/m
b) molalidad
Rta: a) 4,76 % m/m b) 0,85 m3) Se preparó una SN que contiene 6 g de un ST de
Mr=60 en 500 cm3 de SN. Expresar su concentración en
a) % m/V
b) molaridad
Rta: a) 1,2 % m/V
b) 0,2 M
4) Se dispone de una SN 2M de un ST de Mr=84. Determinar qué masa de ST está
presente en
a) 500 cm3 de SN
b) 1000 mL de SN
c) 3 L de SN
Rta: a) 84 g b) 168 g c) 504 g
5) Señalar y justificar cuál de las siguientes soluciones de hidróxido de sodio es la más
concentrada:
a)
b)
c)
d)
e)
0,002 M
1,008 g ST/dm3 SN
1,001 g ST/100 cm3 SN
0,551 g ST /250 cm3 SN
0,005 g ST/mL SN
11
Rta: c)
6) Se tiene una solución de nitrato de potasio 2 M. Expresar su concentración en %
m/V.
Rta: 20,2 % m/V
7) Se necesita preparar 200 cm3 de una SN de ácido clorhídrico 10 % m/m y de
densidad 1,02 g cm-3 . Calcular
a)
b)
c)
d)
la masa de ST y de SV necesaria
la concentración de la SN en g ST/100 g SV
la concentración en % m/V
la molaridad
Rta: a) 20,4 g ST y 184 g SV b) 11,1 c) 10,2 % m/V d) 2,8 M
8) Se tiene una SN 5,77 M de ácido fluorhídrico, cuya densidad es 1,040 g cm-3 .
Determinar la concentración en
a) % m/m
b) % m/V
c) g ST/100 cm3 SV
d) molalidad
Dato: densidad del agua = 1 g cm-3
Rta: a) 11,1 % m/m 11,5 % m/V 12,5 g ST d) 6,24 m
9) Una SN de ácido sulfúrico de concentración 10 % m/m tiene una densidad de
1,04 g cm-3. Calcular su concentración en
a)
b)
c)
d)
% m/m
% m/V
molaridad
molalidad
Rta: a) 10 % m/m b) 10,4 % m/V c) 1,06 M d) 1,13 m
10) El vinagre comercial es una SN al 5 % m/m de ácido acético (C2H4O2) y densidad
1,0055 g cm-3 .
Hallar la molaridad y la molalidad.
Rta: 0,837 M y 0,876 m
11) Calcular cuántos gramos de sulfato de sodio son necesarios para preparar 100 g de
una SN 0,01 m.
12
Rta: 0,142 g
12) Una SN de sulfato de potasio tiene una concentración 0,5 m. ¿Cuál es la
concentración expresada en % m/m?
Rta: 8,01 % m/m
13) Se dispone de 20 cm3 de una SN 2 M de sulfato de sodio. ¿Hasta qué volumen se
debe diluir para obtener una SN al 1 % m/V?
Rta: 568 cm3.
14) A partir de una SN de ácido sulfúrico de densidad 1,84 g cm-3 y de concentración
98 % m/m, se desea preparar
a) 1 dm3 de SN 1 M
b) 100 cm3 de SN 3 M
Calcular los volúmenes de la solución concentrada necesarios en cada caso
Rta: a) 54,4 cm3
b) 16,3 cm3
15) Una bebida cola tiene una concentración en ácido fosfórico, empleado como
acidulante, igual a 0,05 % m/V. Calcular qué volumen de ácido fosfórico comercial (
concentración 85 % m/m, densidad 1,69 g cm-3 ) se requiere para elaborar 1 millón de
litros de esa bebida cola.
Rta: 348 litros
16) Indicar a qué volumen deben diluirse 50 cm3 de un jugo de naranjas concentrado al
50 % m/V, para obtener un jugo bebible al 10 % m/V.
Rta: 250 cm3
17) La lavandina es una SN acuosa de hipoclorito de sodio. Se toman 40 cm3 de una
muestra de lavandina y se diluyen hasta 100 cm3, obteniéndose una SN 2 % m/V de
hipoclorito de sodio.
Calcular la concentración molar de hipoclorito de sodio en la lavandina original,
informando si la misma ha sido o no adulterada, considerando que debería ser como
mínimo 0,9 M.
Rta: 0,671 M
18) Calcular qué masa de agua debe agregarse a 1200 g de SN 2,5 m de sulfato de
potasio para obtener una SN 1,5 m.
Rta: 557,5 g.
19) El jugo gástrico humano contiene ácido clorhídrico. Cuando una muestra de 26,2 g
de jugo gástrico se diluye con agua hasta un volumen final de SN de 200 cm 3 , se
13
obtiene una SN 5,28x10-3 M en ácido clorhídrico. Calcular el % m/m en el jugo
gástrico.
Rta: 0,147 % m/m
20) Se agregan 700 cm3 de agua a 0,5 kg de SN acuosa de cloruro férrico 45,61 % m/V,
cuya densidad es de 1,343 g cm-3 . Calcular el % m/m de la solución.
Dato: densidad del agua = 1 g cm-3
Rta: 14,2 % m/m
21.- Calcular el pH de las soluciones que poseen las siguientes concentraciones iónicas:
a) H+ = 0,001 M
b) [H+ = 1,4x10-11 M
c) [OH- = 1x103 M
d) [OH- = 7,8x10-4 M
Respuestas: a) 3 b) 10,9 c) 11 d) 10,9
22.- La orina es un sistema acuoso en el que se encuentran partículas coloidales,
macromoléculas como las proteínas, iones Na+, , Ca2+, Cl-, Mg2+, etc., y glucosa,
aminoácidos,urea, ácido úrico, etc. Calcular la [OH- de una muestra de orina cuyo pH
es de 5,8.
Respuesta: 6,31x10-19 M
14
23.- Completar el siguiente cuadro:
Solución
[H+
Acido estomacal
0,032
[OH-
pH
pOH
5,01x10-12
Jugo de limón
Soda
4,2
Bicarbonato de sodio
4,8
1,58x10-10
Jabón de tocador
Limpiador amoniacal
12,1
Destapacañerías
0,158
24.- a) Ordenar las siguientes soluciones según su acidez creciente:
A: pH = 2
B: [H+ = 10-10 M
C: pOH = 1
b) Ordenar las siguientes soluciones según su alcalinidad creciente:
A: pH=2 B: pOH=11 c) [H+= 10-6
Respuestas: a) C  B  A
b) A  B  C
25.- Calcular el pH y el pOH de las soluciones acuosas de las siguientes sustancias:
a)
b)
c)
d)
Acido perclórico 0,01 M
Acido clohídrico 0,5 M
Hidróxido de sodio 0,4 M
Hidróxido de calcio 1x10-3 M
15
Respuestas: a) 2 y 12 b) 0,3 y 13,7 c) 13,6 y 0,4 d) 11,3 y 2,7
26.- La [OH- de una solución de ácido clorhídrico es 4x10-12 M. Calcular:
a) el pH de la solución
b) la masa de ácido disuelta en 7,5 dm3 de la solución
Respuestas: a) 2,6
b) 0,688 g
27.- La [H+ de una solución de hidróxido de sodio 3,2x10-12 M. Calcular:
a) el pOH de la solución
b) la masa de base disuelta en 7,5 dm3 de la solución
Respuestas: a) 2,5
b) 0,938 g
28.- Dadas dos soluciones acuosas:
A: 150 cm3 de ácido nítrico 0,1 M
B: 300 cm3 de ácido clorhídrico 0,05 M
indicar cuál de las siguientes afirmaciones es la correcta:
a)
b)
c)
d)
e)
pHA = pHB
pOHA  pOHB
pOHB  pOHA
pHA  pHB
ninguna de las respuestas es correcta
29.- Calcular a qué volumen hay que diluir 50 m3 de solución 0,1 M de ácido nítrico
para que el pH resultante sea 2,77.
Respuesta: 2,94 dm3
30.- Se diluyen 10 cm3 de una solución de hidróxido de sodio hasta 50 cm3 por
agregado de agua. El pH de la solución resultante es 12. Calcular:
a) la masa de hidróxido de sodio disuelta en la solución final
b) el pH de la solución inicial
Respuestas: a) 0,02 g b) 12,7
31.- A 1 cm3 de solución de ácido clorhídrico al 10,74 % m/m y  = 1,02 g/cm3 se
agrega agua hasta un volumen final de 1000 cm3. Calcular el pH y la [OH- de la
solución final.
Respuestas:
a) 2,52 y 3,33x10 –12 M
16
32.- Una solución acuosa de hidróxido de potasio tiene un pH = 12,5. Calcular la
concentración de la base expresada en molaridad y en % m/m, sabiendo que su densidad
es 1,05 g/cm3.
Respuestas:
3,16x10-2 M y 0,169 % m/m
33.- Se tiene una solución 0,2 molal de hidróxido de calcio de  = 1,04 g/cm3.
Calcular:
a) % m/m b)%m/V c) Molaridad d) pH e) [OH-
34.- Una solución de ácido fosfórico posee pOH = 8. Calcular cuántos gramos de ácido
hay en 200 g de la solución sabiendo que la densidad es 1,06 g/cm3.
35.- Calcular la concentración molar de iones hidrógeno de una solución de hidróxido
de calcio al 2 % m/m y densidad 1,04 g/cm3.
17