Equilibrio iónico
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Los ácidos, las bases y las sales pertenecen a un grupo de sustancias llamadas electrolitos, que se caracterizan porque al disolverse en agua se disocian en iones lo que permite que sean conductores de la electricidad.
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En 1884, Svante Arrhenius un químico sueco, fue el primero que propuso, dentro de una teoría que lleva su nombre, que los ácidos eran sustancias que al ionizarse producían iones de hidrógeno (H+). Así, el HCl al ionizarse da lugar a los iones de hidrógeno y a los iones de cloruro.
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Por otra parte según la misma teoría, las bases son sustancias que en solución acuosa producen iones hidróxido (OH-)
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La reacción entre un ácido y una base, es una neutralización.
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Esta reacción se simplifica indicando sólo la reacción iónica, donde se combinan los iones H+del ácido con los OH- de la base para formar moléculas de agua.
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Electrolitos fuertes: son aquellos electrolitos que cuando se disuelven en el agua, se ionizan totalmente: ejemplo de estos electrolitos fuertes son HCl, H2SO4, HNO3, NaOH, KOH
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Electrolitos débiles: son los que se ionizan en baja proporción en solución diluida.
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Teoría Protónica de Bronsted – Lowry: la teoría de Arrhenius presentaba algunas fallas, debido al hecho de no considerar el papel del solvente en la ionización. De allí que unos años más tarde en 1923 surgiera la teoría protónica de J. N. Bronsted y T. M. Lowry, quienes propusieron como fundamento de su teoría las siguientes definiciones:
Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón.
Base es una sustancia capaz de aceptar un protón.
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Así la ionización del HCl gaseoso en agua tiene ahora otra interpretación: el HCl transfiere un protón al agua dando origen al ion hidronio (H3O+) y al mismo tiempo el ion cloruro. Según las definiciones de Bronsted y Lowry, el HCl es un ácido porque cedió un protón y el agua es una base porque aceptó un protón.
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Esta reacción en cierta medida es reversible, así el hidronio cede un protón al ión cloruro para generar las sustancias iniciales. En ambos miembros de la ecuación existen un par de sustancias con las características de ácidos y bases, esto recibe el nombre de par conjugado. Mientras más fuerte sea el ácido, más débil será su base conjugada y viceversa.
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En los siguientes ejemplos el agua aparece como base conjugada de los ácidos fluorhídrico, nítrico y sulfúrico, mientras que en la última reacción el agua se encuentra como ácido. Respetando así el concepto de ácido creado por Bronsted y Lowry (ver tabla)
Ácido 1
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Base 2
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Ácido 2
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Base 1
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HF +
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H2O
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H3O+ +
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F-
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HNO3 +
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H2O
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H3O+ +
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NO3-
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H2SO4 +
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H2O
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H3O+ +
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HSO4-
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H2O +
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NH3
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NH4+ +
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OH-
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La teoría de Bronsted y Lowry se aplica también a las reacciones en medios diferentes al acuoso. En la reacción representada a la izquierda el cloruro de hidrógeno gaseoso (ácido) transfiere un protón al amoniaco (base) también en estado gaseoso.
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Equilibrio de ácidos y bases débiles: en las disoluciones de electrolitos fuertes, no existe el equilibrio, ya que la ionización es total. Pero para los ácidos y las bases débiles, existe equilibrio en solución acuosa. Por lo tanto existe una constante de equilibrio que recibe el nombre de constante de acidez (Ka) y una constante de basicidad (Kb).
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Producto iónico del agua: la ionización del agua químicamente pura se describe como sigue:
Se produce un ión hidronio y un ión hidroxilo. Produciéndose un fenómeno conocido como autoprotólisis.
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La constante de equilibrio para la ecuación es la que se muestra a la derecha.
Pero como la concentración del agua es constante, al multiplicar este valor constante por la constante de equilibrio (Ke), se obtiene otra constante (Kw), que recibe el nombre de producto iónico del agua.
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Expresión matemática del producto iónico del agua:
Los experimentos han demostrado que a 25 ºC las concentraciones de H3O+ y OH- son iguales y que tienen un valor de 1 x 10-7.
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El agua es una sustancia neutra gracias a que las concentraciones de iones hidronio e hidroxilo son iguales. Si se produce una variación de alguna de las concentraciones se observa un desplazamiento del equilibrio, según el principio de Le Chatelier, lo que mantiene inalterado el valor del producto iónico del agua (Kw).
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Si a un litro de agua pura se le agregan 0,1 moles de ácido clorhídrico, se tiene una concentración de 1 x 10-1 moles de H3O+, de modo que si se desprecia, por ser una cantidad muy pequeña, la concentración de iones hidronio del agua pura, la nueva concentración de iones hidroxilo será:
Esto indica que la concentración de iones hidroxilo se ha reducido considerablemente para así poder mantener constante el valor de Kw. En solución acuosa se pueden presentar los siguientes casos:
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pH: la concentración de hidronio varía de 10-1 a 10-6 en soluciones ácidas. Tiene un valor de 10-7 en soluciones neutras y los valores de 10-8 a 10-14 en soluciones básicas. Los químicos han encontrado incómoda esta forma de expresar la acidez de una solución y por esto, el bioquímico danés Sörensen propuso en 1909 una escala para expresar estas concentraciones que se conoce como escala del pH
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Tomando los exponentes de las potencias con base diez de la concentración de iones hidronino y cambiándoles el signo, se obtiene la escala de pH (ver tabla)
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Intervalo de pH
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Carácter de la solución
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1 a 6,9
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Ácida
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7
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Neutra
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7,1 a 14
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Básica
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La relación entre pH y (H+) se muestra en la siguiente tabla junto con algunos ejemplos de ácidos y bases conocidos y manejados cotidianamente. (ver tabla)
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[H+]
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pH
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Ejemplo
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Ácidos
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1 X 100
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0
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HCl
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1 X 10-1
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1
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Ácido estomacal
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1 X 10-2
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2
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Jugo de limón
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1 X 10-3
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3
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Vinagre
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1 X 10-4
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4
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Soda
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1 X 10-5
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5
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Agua de lluvia
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1 X 10-6
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6
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Leche
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Neutral
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1 X 10-7
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7
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Agua pura
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Bases
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1 X 10-8
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8
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Claras de huevo
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1 X 10-9
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9
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Levadura
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1 X 10-10
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10
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Tums antiácidos
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1 X 10-11
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11
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Amoníaco
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1 X 10-12
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12
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Caliza Mineral - Ca(OH)2
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1 X 10-13
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13
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Drano
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1 X 10-14
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14
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NaOH
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Concepto de pH: como los exponentes de base diez se corresponden con los logaritmos de las correspondientes concentraciones de hidronio, se define el pH como: el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio. También se define como el logaritmo del inverso de la concentración de iones hidronio.
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Concepto de pOH: así como la acidez se mide en términos de pH, la basicidad se mide en términos de pOH. El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones OH-. También se define como el logaritmo del inverso de la concentración de iones hidroxilo.
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Como los valores de hidronio e hidroxilo están relacionados para manter el valor constante de Kw en 10-14, los valores de pH y pOH también se relacionan, de modo que la suma de ambos sea igual a 14.
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Para resolver los ejercicios que se plantean a continuación es muy útil el manejo de la calculadora.
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Calcular el pH de una solución cuya concentración de [H+] es de 2 x 10-4.
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Paso 1: 2 x 10-4 = 0,0002
Paso 2: Se escribe en la calculadora 0,0002
Paso 3: Se presiona la tecla log. En este caso el valor será -3,698
Paso 4: debido a que el pH es el logaritmo negativo, entonces –(-3,698) pH= 3,7
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