El pH de un ácido fuerte aumenta en una unidad cuando se diluye por un factor de 10, pero ¿por qué no ocurre lo mismo con los ácidos débiles?
Respuesta
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En una solución de un ácido débil $\ce{HB}$, con una concentración nominal $c$, una pequeña cantidad de sus moléculas se disocian en $\ce{H^+}$ y $\ce{B^-}$. Llamemos a esta concentración $[\ce{H^+}]$ = $\ce{[B^-]}$ = $x << c$, de manera que se puede hacer la siguiente aproximación: $c - x$ = $c$. La constante de equilibrio de disociación $K_a$ de este ácido débil $\ce{HB}$ puede aproximarse por$$K_a = \frac{[H^+][B^-]}{$c - x$} = \frac{$x$^2}{$c-x$} = \frac{$x$^2}{$c$}$$ $$\ce{[H^+] = x = \sqrt{K_ac}}$$ $$\ce{$p$H = \frac{1}{2} (log$K$_a - log $c$)}$$ Observa el coeficiente $1/2$ antes del logaritmo. Si la concentración $c$ se multiplica por $10$, el log c aumenta en $1$, pero el $p$H cambia por $1/2$.
