20 may
Acido y base. Concepto de pH.


 

 

La definición de ácidos y bases ha ido modificándose con el tiempo. Al principio Arrhenius fue quien clasifico a los ácidos como aquellas sustancias que son capaces de liberar protones (H+) y a las bases como aquellas sustancias que pueden liberar iones OH-.  Esta teoría tenía algunas limitaciones ya que algunas sustancias podían comportarse como bases sin tener en su molécula el ion OH-. Por ejemplo el NH3. Aparte para Arrhenius solo existía el medio acuoso y hoy es sabido que en medios distintos también existen reacciones ácido-base.

Brönsted y Lowry posteriormente propusieron otra teoría en la cual los ácidos y bases actúan como pares conjugados. Ácido es aquella sustancia capaz de aportar protones y base aquella sustancia capaz de captarlos. No tiene presente en su definición al ion OH-.

Simbólicamente:

AH  +  H2O   —->   A- +  H3O+

El AH es el ácido, (ácido 1) de su base conjugada A- (base 1) y el agua (base 2) es la base de su ácido conjugado H3O+ (ácido 2).

El pH, abreviatura de Potencial Hidrógeno, es un parámetro muy usado en química para medir el grado de acidez o alcalinidad de las sustancias. Esto tiene enorme importancia en muchos procesos tanto químicos como biológicos. Es un factor clave para que muchas reacciones se hagan o no. Por ejemplo en biología las enzimas responsables de reacciones bioquímicas tienen una actividad máxima bajo cierto rango de pH. Fuera de ese rango decae mucho su actividad catalítica. Nuestra sangre tiene un pH entre 7,35 y 7,45. Apenas fuera de ese rango están comprometidas nuestras funciones vitales. En los alimentos el pH es un marcador del buen o mal estado de este. Por lo expuesto el pH tiene enormes aplicaciones.

La escala del pH va desde 0 hasta 14. Los valores menores que 7 indican el rango de acidez y los mayores que 7 el de alcalinidad o basicidad. El valor 7 se considera neutro. Matemáticamente el pH es el logaritmo negativo de la concentración molar de los iones hidrogeno o protones (H+) o iones hidronio (H3O).

pH = -log [H+]  o  pH = -log [H3O]

Electrolitos fuertes y Débiles:

Son las sustancias que se descomponen en iones. Los fuertes se disocian o se separan en un 100% y los débiles en un muy pequeño porcentaje.

Al separarse en iones muchos de ellos pueden aportar iones OH- o iones H+ o  H3O+ afectando al pH en cierta medida.

También hay un Potencial oxhidrilo (pOH) por haber iones OH-.

pOH = -log[OH-]

la suma entre el pOH y el pH nos da 14

pOH + pH = 14

Otra fórmula muy importante que vincula a los iones H+ y OH- es la Constante del producto iónico del agua.

Kw = [H+] . [OH-]

Kw = 1.10-14

Nos permite calcular uno de los iones cuando tenemos el otro ya que su producto siempre da 1.1014 en cualquier situación.

A veces nos piden calcular la concentración de iones OH- o H+ a partir de los valores de pOH y pH. En estos casos resultan muy convenientes estas formulas que no son ms que el despeje matemático de la fórmula de pH.

[H+] = 10 –pH

[OH-] = 10 –pOH

El pH y el pOH aparecen en ambos casos como exponentes.

Ahora que ya están expuestas todas las formulas primero veremos ejemplos con electrolitos fuertes, es decir, ácidos y bases fuertes.

Ácido Clorhídrico (HCl) 0,04M:

HCl    —–>   H+ +  Cl-

En este caso la concentración molar de 0,04 M del ácido también será 0,04M del ion H+ y 0,04M de Cl-. De manera que el pH será:

pH = -log [0,04]

pH = 1,4

Hidróxido de Bario 0,06M (Ba(OH)2)

Ba(OH)2 ——>  Ba+2 +  2 OH-

La concentración del ion OH- es el doble que la del Ba(OH)2 porque un mol del hidróxido genera dos moles de OH-.

Calculamos a continuación el pOH:

pOH = -log[0.12]

pOH = 0.92

pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH

pH = 14 – 0.92

pH = 13.08

Electrolitos débiles:

En el caso de los electrolitos débiles, es más complicado calcular el pH y debemos recordar el concepto de equilibrio químico.

El equilibrio químico se aplica a las reacciones que son reversibles, es decir, que pueden ir en ambas direcciones. Pero aun así llega un momento en el que la velocidad de reacción hacia la derecha es igual que hacia la izquierda. En ese punto se establecen concentraciones de las sustancias que no varían en el tiempo y se puede aplicar la constante de equilibrio químico.

A  +  B  <——–>  C  +  D

K = [C] x [D]  /  [A] x [B]

Los electrolitos fuertes se caracterizan por ir en una sola dirección. En los ejemplos vistos anteriormente las sustancias se descomponen en iones y no hay reversa. En los electrolitos débiles veremos que la disociación iónica que va hacia la derecha puede tomar el camino opuesto y generar nuevamente la sustancia no ionizada.

Ejemplo:

Ácido acético (CH3COOH).

CH3COOH  + H2O  < ——- >  CH3COO- +  H3O+

Ka = [CH3COO-] x [H3O+]  /  [CH3COOH]

 

Calcula el pH de una solución 0.6M de ácido acético. Ka = 1,8.10-5

Para saber el pH tenemos que saber la concentración de [H3O+].

Al principio solo hay moléculas del ácido sin disociar. A esto se lo llama estado inicial.

 

CH3COOH  + H2O  <——->  CH3COO- +  H3O+

Inicio           0.6M   <———>       0                 0

Al correr el tiempo se llega a un nuevo estado de equilibrio. Se formaran una cantidad x de moles de cada uno de los iones. Y esa misma cantidad de moles se consumirán del ácido.

CH3COOH  + H2O  < ———- >  CH3COO- +  H3O+

Equilibrio    0.6M – x      <—->         x         +     x

Ahora utilizaremos nuevamente la constante de equilibrio pero usando las expresiones del equilibrio. Obtenemos asi la constante del ácido debil.

Ka = [X] . [X]   /   [0,6M - X]

Ka =  [X]^2  /  [0,6M - X]

1,8.10 ^-5  =  [X]^2  /  [0,6M - X]

 

Estamos en presencia de una ecuación cuadrática. Habrá que usar la fórmula de Baskara. Pero si hacemos una consideración no será necesario.

Como la cantidad de X será bastante pequeña en comparación con los 0.6M, podemos considerar a X = 0 sin entrar en grandes errores.

1,8.10^-5  =  [X]^2  /  0,6 M

X  =  √ (1,8.10^-5 . 0,6M)

X = 3,286.10-3

pH = -log 3,286.10-3

pH = 2,48

Efecto del ión Común:

A continuación veremos que sucede cuando tenemos una mezcla de un ácido débil y una sal de su acido.

Antes debemos recordar el Principio de Le Chatelier. Este principio sostiene que cuando se introduce un cambio en un sistema en equilibrio, este responde de manera tal de contrarrestar a este cambio.

Si tenemos un ácido débil (AH) y una sal de este ácido por ejemplo NaA, estos se disociaran en agua.

AH   +   H2O   <—–>   A- +  H3O+

NaA   ——>   Na+ +  A-

Como vemos ambas generan al ion A-. Sabemos que el pH de una sustancia es el índice de la concentración de iones H3O+. Mientras mayor sea esta concentración menor será el pH. Según Le Chatelier, si aumenta el ion común A-, la reacción se desplazara hacia la izquierda. Esto reducirá la concentración de H3O+ e impedirá que el pH disminuya. A estas soluciones que tienen estas propiedades se las llama Buffer o Soluciones reguladoras o Soluciones Tampón. Están formadas por un ácido débil y una de sus sales o una base débil y una de sus sales.

Hay muchos sistemas buffer, incluso en nuestro organismo, para regular el pH de la sangre, que no soporta ni pequeñas fluctuaciones de pH.

Ahora veremos cómo calcular el pH en uno de éstos casos.

Recordemos la Ka del ácido:

Ka =  [A-] . [H3O+]  /  [AH]

 

Despejando [H3O] resulta:

[H3O+] =  Ka . [AH]  /  [A-]

 

Aplicando logaritmo en ambos miembros resulta:

- log [H3O+]  =  – log ( Ka . [AH] / [A-] )

- log [H3O+] = – log Ka  +  log ( [A-] / [AH] )

pH = pKa  +  log ( [A-] / [AH] )

La [A-] proviene de la disociación del ácido débil y de la sal. Pero la cantidad que aporta el ácido es muy baja comparada con la que aporta la disociación de la sal.

De la misma manera el ácido (AH) al ionizarse, algo de su cantidad es consumida. Pero es bastante poca comparada con la cantidad inicial de ácido.

Como casi todo el ion A- es proporcionado por la sal. La concentración de A- podemos reemplazarla por la sal en la fórmula. Tomando la siguiente expresión:

pH = pKa  +  log  ( [Sal] / [Acido] )

 

Ejemplo:

Calcular el pH de una solución que contiene una concentración de un ácido débil de 0,3M y una concentración de su sal de 0,5M. El Ka = 1,8.10-5. pKa = 4,744

pH = 4,744  +  log (0,5 M / 0,3 M)

pH = 4,744 + 0,222

pH = 4,97

Una observación que podemos hacer mirando la fórmula de Henderson Hasselbach es que si las concentraciones de ácido y sal son iguales el pH será igual al pKa. Ya que el logaritmo de de un cociente que da 1 es cero.

Otra situación que se nos presenta en los problemas con las sales de electrolitos débiles es la reacción del anión del ácido con el agua. O el catión de la base débil con el agua si se trata de un hidróxido débil. A estas reacciones se las llama Hidrólisis, y a su constante de equilibrio, K de hidrólisis (Kh).

Ejemplo.

Calcula la [H3O] y el pH de una solución 1.10-3 M de la sal NaX. Ka = 1.10-8.

La reacción de hidrólisis es:

X- +   H2O   ——->  HX  +  OH-

kH =  Kw / Ka

Kh = (  [H3O+] . [OH-] )  //  ( [H3O+] . [X-]/[HX] )

 

Simplificando términos queda la siguiente expresión que responde a la reacción expuesta.

Kh = [HX] . [OH-]  /  [X-]

 

Podemos despejar de esta expresión a la [OH-].

Kh = 1.10^-14  /  1.10^-8

Kh = 1.10-6

Como la [HX] es igual a la [OH-]. El producto del numerador podemos expresarlo como X2. Y al despejar esta incógnita estamos averiguando la [OH-].

Kh =  [X]^2  /  [X-]

[OH-] = √ (Kh .  [X-])

[OH-]  =  √ (1. 10^-6 . 1.10^-3)

 

[OH-] = 3,16.10-5

Con la Kw calculamos la [H3O+]:

[H3O+]  =  1.10^-14  /  3.16.10^-5

[H3O+] = 3,16.10-10

pH = -log 3,16.10-10

pH = 9,5

también podemos calcular el pH a partir de la [OH-] que es 3,16.10-5.

De aquí calculamos el pOH.

pOH = 4,5

Por último sabiendo que la suma de pH y pOH da 14 tenemos:

pH = 14-4,5

pH = 9,5

Grado de Hidrólisis:

Es el porcentaje de hidrólisis de una sal en agua. Se calcula dividiendo a la cantidad de ácido formado por la concentración de la sal inicial.

Ejemplo:

Calcular el grado de hidrólisis de una solución de acetato de sodio (NaCH3COO) 0,1M. Ka = 1,8.10-5.

CH3COO- +  H2O  ——->  CH3COOH  +  OH-

[OH-] = √ (Kh . [CH3COO-])

[OH-] = 7,45.10-6

αh = [OH-] . 100 / [Sal]

αh =  7,45.10^-6 . 100 / 0,1 M

αh = 0,0074

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