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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Explicar la caracterización de las soluciones acuosas como ácidas, básicas o neutras
  • Expresar las concentraciones de iones de hidronio e hidróxido en las escalas de pH y pOH
  • Realizar cálculos que relacionen el pH y el pOH

Como se ha comentado anteriormente, los iones de hidronio e hidróxido están presentes tanto en el agua pura como en todas las soluciones acuosas, y sus concentraciones son inversamente proporcionales, tal y como determina el producto iónico del agua (Kw). Las concentraciones de estos iones en una solución suelen ser determinantes para las propiedades de esta y el comportamiento químico de sus otros solutos, y se ha desarrollado un vocabulario específico para describir estas concentraciones en términos relativos. Una solución es neutra si contiene concentraciones iguales de iones de hidronio e hidróxido; ácida si contiene una mayor concentración de iones de hidronio que de hidróxido; y básica si contiene una menor concentración de iones de hidronio que de hidróxido.

Un medio habitual para expresar cantidades que pueden abarcar muchos órdenes de magnitud es utilizar una escala logarítmica. Una de estas escalas, muy popular para las concentraciones químicas y las constantes de equilibrio, se basa en la función p, definida como se muestra, donde "X" es la cantidad de interés y "log" es el logaritmo de base 10:

pX=−log XpX=−log X

Por lo tanto, el pH de una solución se define como se muestra aquí, donde [H3O+] es la concentración molar del ion de hidronio en la solución:

pH=−log[H3O+]pH=−log[H3O+]

Reordenando esta ecuación para aislar la molaridad del ion de hidronio se obtiene la expresión equivalente:

[H3O+]=10−pH[H3O+]=10−pH

Así mismo, la molaridad del ion de hidróxido puede expresarse como una función p, o pOH:

pOH=−log[OH]pOH=−log[OH]

o

[OH]=10−pOH[OH]=10−pOH

Finalmente, la relación entre estas dos concentraciones de iones expresadas como funciones p se deduce fácilmente de la expresión Kw:

Kw=[H3O+][OH]Kw=[H3O+][OH]
−logKw=−log([H3O+][OH])=−log[H3O+]+−log[OH]−logKw=−log([H3O+][OH])=−log[H3O+]+−log[OH]
pKw=pH+pOHpKw=pH+pOH

A 25 °C, el valor de Kw es de 1,0 ×× 10−14, y por tanto:

14,00=pH+pOH14,00=pH+pOH

Como se mostró en el Ejemplo 14.1, la molaridad del ion de hidronio en el agua pura (o en cualquier solución neutra) es de 1,0 ×× 10−7 M a 25 °C. Por tanto, el pH y el pOH de una solución neutra a esta temperatura son:

pH=−log[H3O+]=−log(1,0×10-7)=7,00pH=−log[H3O+]=−log(1,0×10-7)=7,00
pOH=−log[OH]=−log(1,0×10-7)=7,00pOH=−log[OH]=−log(1,0×10-7)=7,00

Así pues, a esta temperatura, las soluciones ácidas son las que tienen molaridades de iones de hidronio superiores a 1,0 ×× 10−7 M y molaridades de iones de hidróxido inferiores a 1,0 ×× 10−7 M (correspondiente a valores de pH inferiores a 7,00 y de pOH superiores a 7,00). Las soluciones básicas son las que tienen moléculas de iones de hidronio inferiores a 1,0 ×× 10−7 M y molaridades de iones de hidróxido superiores a 1,0 ×× 10−7 M (correspondiente a valores de pH superiores a 7,00 y de pOH inferiores a 7,00).

Dado que la constante de autoionización Kw depende de la temperatura, estas correlaciones entre los valores de pH y los adjetivos ácido/neutral/básico serán diferentes a temperaturas distintas de 25 °C. Por ejemplo, el ejercicio "Compruebe su aprendizaje" que acompaña al Ejemplo 14.1 mostró que la molaridad de hidronio del agua pura a 80 °C es de 4,9 ×× 10−7 M, lo que corresponde a valores de pH y pOH de:

pH=−log[H3O+]=−log(4,9×10-7)=6,31pH=−log[H3O+]=−log(4,9×10-7)=6,31
pOH=−log[OH]=−log(4,9×10-7)=6,31pOH=−log[OH]=−log(4,9×10-7)=6,31

A esta temperatura, entonces, las soluciones neutras presentan un pH = pOH = 6,31, las soluciones ácidas presentan un pH inferior a 6,31 y un pOH superior a 6,31, mientras que las soluciones básicas presentan un pH superior a 6,31 y un pOH inferior a 6,31. Esta distinción puede ser importante a la hora de estudiar ciertos procesos que ocurren a otras temperaturas, como las reacciones enzimáticas en organismos de sangre caliente a una temperatura en torno a los 36–40 °C. A menos que se indique lo contrario, se supone que las referencias a los valores de pH son los de 25 °C (Tabla 14.1).

Resumen de las relaciones para las soluciones ácidas, básicas y neutras
Clasificación Concentraciones relativas de iones pH a 25 °C
ácida [H3O+] > [OH] pH < 7
neutra [H3O+] = [OH] pH = 7
básica [H3O+] < [OH] pH > 7
Tabla 14.1

La Figura 14.2 muestra las relaciones entre [H3O+], [OH], pH y pOH para soluciones clasificadas como ácidas, básicas y neutras.

Se proporciona una tabla con 5 columnas. La primera columna está etiquetada como "corchete izquierdo H subíndice 3 O superíndice signo más corchete derecho (M)". Las potencias de diez se enumeran en la columna que comienza en 10 superíndice 1, incluyendo 10 superíndice 0 o 1, 10 superíndice negativo 1, disminuyendo por potencias simples de 10 hasta 10 superíndice negativo 15. La segunda columna está etiquetada como "corchete izquierdo O H superíndice signo negativo corchete derecho (M)". Las potencias de diez se enumeran en la columna que comienza en 10 superíndice negativo 15, aumentando por potencias simples de 10 hasta incluir 10 superíndice 0 o 1, y 10 superíndice 1. La tercera columna está etiquetada como "p H". Los valores que aparecen en esta columna son números enteros que comienzan en el 1 negativo y aumentan en unidades hasta el 14. La cuarta columna está etiquetada como "p O H". Los valores de esta columna son números enteros que comienzan en 15 y disminuyen en unidades hasta el 1 negativo. La quinta columna está etiquetada como "Solución de la muestra". Una línea vertical a la izquierda de la columna tiene marcas de verificación correspondientes a cada nivel de p H en la tabla. Las sustancias se enumeran junto a este segmento de línea con segmentos de línea que las conectan a la línea para mostrar los valores aproximados de p H y p O H. 1 M H C l aparece con un p H de 0. Los jugos gástricos figuran con un p H de aproximadamente 1,5. El zumo de lima aparece con un p H de aproximadamente 2, seguido de 1 M C H subíndice 3 C O subíndice 2 H, seguido del ácido del estómago con un valor p H de casi 3. El vino aparece en torno a 3,5. El café aparece justo después de 5. El agua pura tiene un p H de 7. La sangre pura está más allá del 7. La leche de magnesia aparece justo después de un p H de 10,5. El amoníaco doméstico aparece justo antes de un pH de 12. 1 M N a O H aparece con un p H de 0. A la derecha de esta flecha etiquetada hay una flecha que apunta hacia arriba y hacia abajo a través de la altura de la columna. Una franja de color beige atraviesa la tabla y esta flecha de doble punta en p H 7. A la izquierda de la flecha de doble punta en esta franja beige aparece la etiqueta "neutra". Una franja estrecha de color beige atraviesa la flecha. Justo por encima y por debajo de esta región, la flecha es de color púrpura. Pasa gradualmente a un rojo brillante a medida que se extiende hacia arriba. En la parte superior de la flecha, cerca de la punta de la flecha aparece la etiqueta "ácida". Del mismo modo, la región inferior cambia de color de púrpura a azul a medida que se extiende hacia la parte inferior de la columna. La punta de este extremo de la flecha está marca como "básica".
Figura 14.2 Las escalas de pH y pOH representan las concentraciones de H3O+ y OH, respectivamente. Los valores de pH y pOH de algunas sustancias comunes a 25 °C se muestran en este gráfico.

Ejemplo 14.4

Cálculo del pH a partir de [H3O+]

¿Cuál es el pH del ácido del estómago, una solución de HCl con una concentración de iones de hidronio de 1,2 ×× 10−3 M?

Solución

pH=−log[H3O+]pH=−log[H3O+]
=−log(1,2×10-3).=−log(1,2×10-3).
=(-2,92)=2,92=(-2,92)=2,92


(El uso de los logaritmos se explica en el Apéndice B. Al tomar el logaritmo de un valor, mantenga tantos decimales en el resultado como cifras significativas tenga el valor).

Compruebe lo aprendido

El agua expuesta al aire contiene ácido carbónico, H2CO3, debido a la reacción entre el dióxido de carbono y el agua:
CO2(aq)+H2O(l)H2CO3(aq)CO2(aq)+H2O(l)H2CO3(aq)

El agua saturada de aire tiene una concentración de iones de hidronio causada por el CO2 disuelto de 2,0 ×× 10−6 M, unas 20 veces mayor que la del agua pura. Calcule el pH de la solución a 25 °C.

Respuesta:

5,70

Ejemplo 14.5

Cálculo de la concentración de iones de hidronio a partir del pH

Calcule la concentración de iones de hidronio de la sangre, cuyo pH es de 7,3.

Solución

pH=−log[H3O+]=7,3pH=−log[H3O+]=7,3
log[H3O+]=-7,3log[H3O+]=-7,3
[H3O+]=10-7,3o[H3O+]=antilog de −7,3[H3O+]=10-7,3o[H3O+]=antilog de −7,3
[H3O+]=5×10-8M[H3O+]=5×10-8M


(En una calculadora tome el antilog, o el log "inverso", de −7,3, o calcule 10−7,3.)

Compruebe su aprendizaje

Calcule la concentración de iones de hidronio de una solución con un pH de -1,07.

Respuesta:

12 M

Cómo se interconectan las ciencias

Ciencias ambientales

El agua de lluvia normal tiene un pH entre 5 y 6 debido a la presencia de CO2 disuelto que forma ácido carbónico:

H2O(l)+CO2(g)H2CO3(aq)H2O(l)+CO2(g)H2CO3(aq)
H2CO3(aq)H+(aq)+HCO3(aq)H2CO3(aq)H+(aq)+HCO3(aq)

La lluvia ácida es el agua de lluvia que tiene un pH inferior a 5, debido a que diversos óxidos no metálicos, como CO2, SO2, SO3, NO y NO2, se disuelven en el agua y reaccionan con ella para formar no solo ácido carbónico, sino también ácido sulfúrico y ácido nítrico. Aquí se muestra la formación y posterior ionización del ácido sulfúrico:

H2O(l)+SO3(g)H2SO4(aq)H2O(l)+SO3(g)H2SO4(aq)
H2SO4(aq)H+(aq)+HSO4(aq)H2SO4(aq)H+(aq)+HSO4(aq)

El dióxido de carbono está presente de forma natural en la atmósfera porque la mayoría de los organismos lo producen como producto de desecho del metabolismo. El dióxido de carbono también se forma cuando los incendios liberan el carbono almacenado en la vegetación o en los combustibles fósiles. El trióxido de azufre en la atmósfera se produce de forma natural por la actividad volcánica, pero también se origina por la quema de combustibles fósiles, que tienen trazas de azufre, y por el proceso de "calcinación" de minerales de sulfuros metálicos en los procesos de refinado de metales. Los óxidos de nitrógeno se forman en los motores de combustión interna, donde las altas temperaturas hacen posible que el nitrógeno y el oxígeno del aire se combinen químicamente.

La lluvia ácida es un problema particular en las zonas industriales, donde los productos de la combustión y la fundición se liberan en el aire sin ser despojados de los óxidos de azufre y nitrógeno. En Norteamérica y Europa, hasta la década de 1980, fue responsable de la destrucción de los bosques y los lagos de agua dulce, cuando la acidez de la lluvia acabó con los árboles, dañó el suelo e hizo que los lagos fueran inhabitables para todas las especies, excepto las más tolerantes al ácido. La lluvia ácida también corroe las estatuas y las fachadas de los edificios de mármol y piedra caliza (Figura 14.3). Las normativas que limitan la cantidad de óxidos de azufre y nitrógeno que pueden emitir a la atmósfera la industria y los automóviles han reducido la gravedad de los daños causados por el ácido en los entornos naturales y artificiales de Norteamérica y Europa. Actualmente es un problema creciente en las zonas industriales de China e India.

Para obtener más información sobre la lluvia ácida, visite este sitio web de la Agencia de Protección Ambiental de los EE. UU.

Se muestran dos fotos. La fotografía a de la izquierda muestra la parte superior de árboles contra un cielo azul brillante. Las copas de varios árboles en el centro de la fotografía tienen ramas desnudas y parecen estar muertas. La imagen b muestra una estatua de un hombre que parece de la época de la guerra revolucionaria en mármol o piedra caliza.
Figura 14.3 (a) La lluvia ácida hace que los árboles sean más susceptibles a la sequía y a las plagas de insectos, y agota los nutrientes del suelo. (b) También corroe las estatuas talladas en mármol o piedra caliza (créditos: a: modificación del trabajo de Chris M Morris; b: modificación del trabajo de "Eden, Janine and Jim"/Flickr).

Ejemplo 14.6

Cálculo del pOH

¿Cuáles son el pOH y el pH de una solución de 0,0125-M de hidróxido de potasio, KOH?

Solución

El hidróxido de potasio es un compuesto iónico muy soluble y se disocia completamente cuando se disuelve en una solución diluida, formando [OH] = 0,0125 M:
pOH=−log[OH]=−log0,0125pOH=−log[OH]=−log0,0125
=(1,903)=1,903=(1,903)=1,903

El pH se puede hallar a partir del pOH:

pH+pOH=14,00pH+pOH=14,00
pH=14,00pOH=14,001,903=12,10pH=14,00pOH=14,001,903=12,10

Compruebe lo aprendido

La concentración de iones de hidronio del vinagre es de aproximadamente 4 ×× 10−3 M. ¿Cuáles son los valores correspondientes de pOH y pH?

Respuesta:

pOH = 11,6, pH = 2,4

La acidez de una solución suele evaluarse experimentalmente mediante la medición de su pH. El pOH de una solución no suele medirse, ya que se calcula fácilmente a partir de un valor de pH determinado experimentalmente. El pH de una solución puede medirse directamente con un medidor de pH (Figura 14.4).

Esta figura contiene dos imágenes. La primera, la imagen a, es de un medidor digital analítico de p H en la encimera de un laboratorio. La segunda, la imagen b, es de un medidor digital portátil de p H.
Figura 14.4 (a) Un medidor de pH de nivel científico utilizado en un laboratorio puede tener una resolución de 0,001 unidades de pH, una exactitud de ± 0,002 unidades de pH y puede costar más de 1.000 dólares. (b) Un medidor de pH portátil tiene una resolución menor (0,01 unidades de pH), una precisión menor (± 0,2 unidades de pH) y un precio mucho menor (créditos b: modificación del trabajo de Jacopo Werther).

El pH de una solución también puede estimarse visualmente utilizando indicadores de color (Figura 14.5). Los equilibrios ácido-base que permiten el uso de estos colorantes indicadores para las mediciones de pH se describen en una sección posterior de este capítulo.

Esta figura contiene dos imágenes. La primera muestra una variedad de colores de soluciones en vasos de precipitados etiquetados. Una solución roja en un vaso de precipitados está etiquetada como "0,10 M H C l". Una solución anaranjada está etiquetada como "0,10 M C H subíndice 3 C O O H". Una solución de color amarillo-naranja está etiquetada como "0,1 M N H subíndice 4 C l". Una solución amarilla está etiquetada como "agua desionizada". Un segundo vaso de precipitados está etiquetado como "0,10 M K C l". Una solución verde está etiquetada como "0,10 M de anilina". Una solución azul está etiquetada como "0,10 M N H subíndice 4 C l (a q)". Un último vaso de precipitados que contiene una solución de color azul oscuro está etiquetado como "0,10 M N a O H" La imagen b muestra el papel pHydrion que se utiliza para medir el pH en el rango de p H de 1 a 12. La escala de colores para identificar el p H en función del color se muestra junto con varias de las tiras reactivas utilizadas para evaluar el p H.
Figura 14.5 (a) Una solución que contiene una mezcla de colorantes, denominada indicador universal, adquiere diferentes colores en función de su pH. (b) Unas cómodas tiras reactivas, llamadas papel de pH, contienen colorantes indicadores incrustados que producen cambios de color en función del pH cuando entran en contacto con soluciones acuosas (créditos: modificación del trabajo de Sahar Atwa).
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