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.
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.
Por otra parte según la misma teoría, las bases son
sustancias que en solución acuosa producen iones hidróxido
(OH-)
La
reacción entre un ácido y una base, es una neutralización.
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.
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
Electrolitos
débiles: son los que se ionizan en baja proporción
en solución diluida.
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.
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.
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.
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)
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.
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).
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.
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.
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.
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).
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:
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
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)
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)
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.
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.
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.
Para resolver los ejercicios que se plantean a continuación
es muy útil el manejo de la calculadora.
Calcular
el pH de una solución cuya concentración de [H+]
es de 2 x 10-4.
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
REFERENCIAS:
Carpi Anthoni Ph.D. Ácidos y Bases. Una Introducción.
www.visionlearning.com
01-04-2004.
Bibliografía:
Carpi Anthoni Ph.D. Ácidos y Bases. Una Introducción.
www.visionlearning.com 01-04-2004.
www.ptro1.trip.com/chemistry.index.html. Fenómenos Físicos
y Químicos. 04-04-2004.
Requeijo, D. y Requeijo A. (2002). Química. Editorial
Biosfera.
Irazábal A. y de Irazábal C. (S/A). Química.
Ediciones CO-BO.
Mahan. Química. (1977). Fondo Educativo Interamericano.
