Ácidos, bases y pH
Seguramente ya has escuchado
hablar de ácidos y bases en diferentes ámbitos y situaciones, como cuando se
hace referencia al sabor de ciertos alimentos, al líquido que hay dentro de
algunas baterías o incluso cuando se habla del cuerpo humano, como los jugos
gástricos y hasta en la sangre.
Desde hace mucho, varios
científicos vienen dando definiciones sobre lo que es un ácido y una base,
según las observaciones y estudios que podrían realizar ene se momento. Por
ahora nos vamos a enfocar en un par de definiciones, que nos bastará para entender
lo trabajado acá.
Teoría ácido – base de Arrhenius
Según Arrhenius, un ácido es toda sustancia que en solución acuosa
(disuelto en agua) sea capaz de ceder cationes hidrógeno (H+).
Mientras que una base será cualquier sustancia que en medio acuoso sea capaz de
ceder aniones hidroxilo (OH-). Es decir, cualquier sustancia que al
disolverla en agua libere H+ será un ácido, y aquellas que liberan
OH-, serán una base.
Los hidrácidos y los oxácidos son
ejemplos de ácidos de Arrhenius, como lo son el ácido clorhídrico (HCl(ac))
y el ácido nítrico (HNO3(ac)). También forman parte de este grupo
los ácidos carboxílicos, como el ácido acético (CH3COOH(ac)).
A continuación se plantean las ecuaciones de disociación de estos ácidos, donde
se puede ver la liberación del catión hidrógeno.
HCl(g) → H+(ac)
+ Cl-(ac)
HNO3(ac) → H+(ac)
+ NO3-(ac)
CH3COOH(ac)
→ H+(ac) + CH3COO-(ac)
Las bases de Arrhenius son los
hidróxidos, los que se disocian en un catión metálico y el anión hidroxilo,
como el hidróxido de sodio (NaOH). Su ecuación de disociación se muestra
representada a continuación.
NaOH(ac) → Na+(ac)
+ OH-(ac)
Teoría ácido – base de Brönsted – Lowry
En esta teoría ácido – base, la
diferencia entre los ácidos y las bases radica en la capacidad de ceder o
aceptar protones (p+; H+). Así, los ácidos serán aquellas
sustancias que sean capaces de ceder protones. Esta definición es muy similar a
la de Arrhenius, ya que un protón es idéntico a un catión hidrógeno, utilizado
en la definición de Arrhenius, pero difiere en que no es necesario que sea en
solución acuosa. Por lo tanto, los ejemplos de ácidos mencionados
anteriormente, se aplican a esta definición también.
En la definición de las bases, es
donde se encuentra la mayor diferencia con la definición de Arrhenius. Según
Brönsted – Lowry, las bases son sustancias que son capaces de aceptar protones,
es decir, que van a capturar protones (cationes hidrógeno) del entorno.
Un ejemplo de estas bases es lo
que ocurre cuando reacciona el cloruro de hidrógeno con amoníaco. HCl + NH3
→ Cl- + NH4+
Como la reacción no ocurre en
medio acuoso, el HCl, en este caso, no es un ácido de Arrhenius, pero sí de
Brönsted – Lowry, ya que cede un protón al amoníaco. A su vez, el amoníaco es
una base, ya que es capaz de aceptar el protón del HCl, convirtiéndose en
catión amonio (NH4+).
Otro punto fundamental de la
teoría de Brönsted – Lowry, es que una sustancia va a ceder un protón, solo si
existe otra capaz de aceptarlo. Es decir, un ácido y una base siempre actúan en
conjunto.
Si volvemos al ejemplo del ácido
clorhídrico, según Arrhenius, con la ecuación de disociación es suficiente para
interpretar su teoría, HCl(g) → H+(ac) + Cl-(ac)
En cambio con la teoría de
Brönsted – Lowry se debe plantear diferente, porque es necesario que se
involucre una base en el proceso, capaz de aceptar el protón liberado por el
HCl. Como el ácido se disuelve en agua, esta es la que actuará como base,
aceptando el protón y formándose el catión hidronio (H3O+).
La ecuación queda resultante es
la siguiente: HCl(g) + H2O(l) → H3O+(ac)
+ Cl-(ac)
Comúnmente se utilizan H+
y H3O+ indistintamente, por lo que no existirían
diferencias en las ecuaciones.
Par ácido – base conjugado
Según la teoría ácido – base de
Brönsted – Lowry, para que un ácido pueda ceder su protón debe existir una base
que lo acepte, eso hace que actúen en conjunto. La especia ácido va perder un
protón, quedando muchas veces con carga negativa. La nueva especie formada
difiere del ácido únicamente por ese protón (tendrá un protón a menos con
respecto al ácido del cual partió).
Algo muy similar ocurre con la
base, ya que esta acepta un protón, y se forma una nueva especie que tendrá un
protón a más que la base de la cual partió.
A continuación, se presenta la
ecuación de disociación de ácido acético en agua, con la cual se ejemplifica lo
mencionado anteriormente, permitiendo visualizar el nuevo concepto.
CH3COOH
+ H2O ↔ CH3COO-
+ H3O+
En este caso, si consideramos la
reacción directa, podemos observar que el ácido acético (CH3COOH) es
el ácido de la reacción ya que en los productos, el anión acetato CH3COO-,
tiene un protón (H+) menos que su especie original. CH3COOH → CH3COO-
+ H+
En cambio, el agua actuó como
base, y aceptó el protón cedido por el ácido, convirtiéndose en catión hidronio
(H3O+). H2O + H+
→ H3O+
Ahora, si consideramos la
reacción indirecta, vemos que el anión acetato se comportará como una base, y
aceptará un protón para convertirse en ácido acético nuevamente.
CH3COO-
+ H+ → CH3COOH
En el caso del catión hidronio,
este actuará como un ácido y liberará el protón, convirtiéndose en agua
nuevamente. H3O+ → H2O
+ H+
Al analizar ambas reacciones,
directa e indirecta, podemos ver que uno de los reactivos (independiente del
sentido elegido) es un ácido y el otro es una base, además, el ácido da lugar
al surgimiento de una base, y la base da lugar a un ácido. Cada una de estas
parejas de sustancias se conocen como par
ácido – base conjugado.
Un par ácido – base conjugado son
dos sustancias, de una reacción química, que difieren únicamente en un protón
(catión hidrógeno, H+). Por lo tanto, en una reacción de este tipo siempre
encontraremos dos pares de sustancias, ácido – base conjugados.
En nuestra reacción de ejemplo,
se diferencian estos pares ácido – bases mediante el color asignado a cada par
de sustancias involucradas.
Ejemplo: indicar los pares ácido
– base conjugados en la siguiente reacción.
HCO3-(ac)
+ HF(ac) ↔ H2CO3(ac) + F-(ac)
Para lograr
identificar los pares ácido – base tenemos que prestar atención a las
sustancias involucradas y encontrar aquellas que solo difieran de un H+
(un reactivo y un producto). Por ejemplo, si empezamos por el HCO3-(ac)
debemos fijarnos cuál de los productos (H2CO3(ac) + F-(ac))
tendrá un protón de más o de menos comparado con la sustancia seleccionada.
Efectivamente, el H2CO3(ac) tiene un H+ de
más, por lo que será su conjugado. HCO3-(ac) +
H+ (ac) ↔ H2CO3(ac)
Ahora, como el HCO3-(ac)
debe ganar un H+(ac) para convertirse en H2CO3(ac)
sabemos que es una base (aceptan protones) y que su par será el ácido conjugado
(debe ceder el H+ para volver a ser HCO3-(ac)).
Si analizamos el HF(ac)
podremos ver que su par conjugado (F-(ac)) tiene un
protón menos. Entonces el HF(ac) es el ácido (cederá el protón) y el
F-(ac) será su base conjugada (aceptará el protón). HF(ac)
↔ H+(ac) + F-(ac)
De esta forma quedaron identificados ambos pares ácido – base
conjugados. En rojo el par 1 y en púrpura el par 2.
·
Todo ácido tiene una base conjugada que se
consigue eliminando un H+ del ácido.
·
Toda base tiene un ácido conjugado que se consigue
agregando un H+ a la base.
Autoionización del agua
El agua, si bien es conocido que
es neutra, puede comportarse como un ácido en algunas reacciones o como una
base en otras, como vimos en uno de nuestros ejemplos con el ácido acético.
Esta propiedad es conocida como comportamiento
anfótero. Toda sustancia que pueda comportarse como ácido o base según el
medio donde se encuentre, tiene comportamiento anfótero.
En el caso del agua tal es así,
que puede llegar a donar un H+ a otra molécula de agua, comportándose
como ácido y base al mismo tiempo, pudiendo representarse este proceso mediante
la siguiente ecuación química: H2O + H2O ↔ H3O+
+ OH-
Este proceso es conocido como autoionización del agua.
Producto iónico del agua
Si consideramos la ecuación de
autoionización del agua, H2O + H2O ↔ H3O+
+ OH- , vemos que este es un proceso en equilibrio químico, por lo
que podríamos expresar una constante de equilibrio. Por tratarse del agua,
usaremos Kw para referirnos a esta constante.
Kw=[H3O+].[OH-]
Recuerde que las especies en
estado líquido y sólido no son incluidas en la constante de equilibrio, por ese
motivo no aparece el agua en la expresión.
Kw tendrá un valor
fijo, como toda constante de equilibrio a cierta temperatura. En condiciones
estándar, Kw=1,0x10-14
y se conoce como constante del producto
iónico del agua (o constante de
disociación iónica).
Lo importante de este valor es
que puede ser utilizado para cualquier solución acuosa diluida. En ese caso, en
vez de utilizar la [H3O+] usaremos la [H+], ya
que como vimos anteriormente, se usan indistintamente. Entonces, [H+].[OH-]=1,0x1014.
[H+]=[OH-] solo en el caso del agua, que es neutra. En
las demás sustancias, estos valores serán diferentes pero su producto
(multiplicación) será siempre el mismo, 1,0x10-14.
En el caso de soluciones neutras,
se podría determinar la concentración de la [H+] que es igual a la
de la [OH-] (por ser neutra). Utilizando la ecuación anterior,
tenemos que 1,0x10-14=x.x por lo tanto se podría expresar como
1,0x10-14=x2. Si despejamos x de esa ecuación, para
determinar su valor obtendremos que x=√(1,0x10-14)=1,0x10-7.
Es decir que, en soluciones
neutras [H+]=[OH-]=1,0x10-7M. En soluciones
ácidas la [H+] tendrá un valor mayor a 1,0x10-7M y la [OH-]
será menor, mientras que en soluciones básicas, la [OH-] tendrá
valores mayores a 1,0x10-7M y la [H+] será menor. A
medida que la [H+] aumente en la solución, la [OH-]
disminuirá, por lo que son inversamente proporcionales.
Ejemplo.
Indicar cuál de las siguientes
soluciones es ácida y cual es básica a partir de sus concentraciones de H+.
a) [H+]=2,0x10-8M
b) [H+]=1,5x10-6M
Como vimos recién, las soluciones
en que [H+] sea mayor a 1,0x10-7 serán ácidas mientras
que las que tengan valores menores serán básicas. Por lo tanto, para solucionar
el ejercicio debemos comparar las concentraciones de H+ de cada
parte con 1,0x10-7.
a) 2,0x10-8<1,0x10-7
por lo tanto es una solución básica.
b) 1,5x10-6>1,0x10-7
por lo tanto es una solución ácida.
A continuación veremos la escala
de pH y a partir de esta tendremos otras herramientas para solucionar este tipo
de ejercicios.
Escala de pH
Como vimos en los ejemplos
anteriores, la [H+] en las soluciones acuosas suele ser muy baja,
por lo que resulta de utilidad utilizar una escala diferente, en la que
expresar esos valores. En vez de expresar la concentración molar de H+
se utiliza la escala logarítmica en base 10. Esto hace que los valores sean más
prácticos de manejar.
Por lo tanto, si deseamos
determinar el pH de una solución, solo debemos calcular el opuesto del
logaritmo de su concentración de H+, es decir, pH=-log [H+].
En el ejemplo anterior, cuando
determinamos si las [H+] corresponden a soluciones ácidas o básicas,
podríamos determinar su pH y compararlo con las respuestas ya obtenidos a
partir de su concentración.
En a) pH=-log (2,0x10-8)=7,70
Mientras que en b) pH=-log (1,5x10-6)=5,82
Por lo tanto, podemos observar
que cuando una solución es ácida, su pH será inferior a 7, mientras que en las
soluciones básicas, su pH será mayor a 7. Recuerda que el valor 7 en la escala
de pH se utiliza para soluciones neutras como en el caso del agua, que tienen
una concentración de H+ de 1,0x10-7M. Si calculamos el pH
del agua obtendremos que pH=-log (1,0x10-7)=7,00.
Cuanto más ácida es una solución,
menor será su pH y mientras más básica sea, mayor será el valor de pH.
La escala de pH se utiliza para
soluciones acuosas con una concentración molar de H+ que no puede
ser mayor a 1,0M. Si determinamos el pH de una solución que presente una [H+]=1,0M,
obtenemos que pH=-log (1,0)=0,00.
Si recurrimos a la constante del
producto iónico del agua, Kw, podremos determinar la concentración
mínima de OH- en la solución, en la que se pueda utilizar esta
escala de pH.
1,0x10-14=1,0.[OH-]entonces
[OH-]=1,0x10-14/1,0=1,0x10-14M
La concentración 1,0x10-14M es por lo tanto la menor
concentración de OH-, pero también será la concentración mínima de H+
que pueda existir en una solución básica, ya que en ese caso la [OH-]=1,0M,
y su producto por la [H+] siempre debe dar el valor de Kw.
En casos así, el pH de la solución será pH=-log (1,0x10-14)=14.
Esto define que el valor más
pequeño de pH en esta escala es el 0 e indica el valor máximo de acidez. También
se define que el valor máximo de la escala es el 14, valor de mínima acidez y
de mayor alcalinidad (más básico).
En la imagen que acompaña el
texto se muestran algunas sustancias de uso cotidiano y su valor promedio de
pH.
Ejemplo:
Calcular el pH de las siguientes
soluciones a partir de las concentraciones aportadas e indicar si son ácidas o
básicas:
a) [H+]=2,5x10-3M
b) [H+]=6,0x10-9M
c) [OH-]=3,0x10-6M
Para lograr solucionar estos
ejercicios debemos calcular el pH de las soluciones y para eso es necesario
conocer la concentración de H+.
En a) y en b) ya conocemos la
concentración por lo que es solo aplicar la ecuación para determinar el pH de
las soluciones, pH=-log [H+]
a) pH=-log
(2,5x10-3)=2,60 como la solución tiene un valor de pH menor a 7,00, es
una solución ácida.
b) pH=-log
(6,0x10-9)=8,22 en este caso, el pH es mayor a 7,00 lo que indica que
estamos frente a una solución básica.
Para poder calcular el pH en la
parte c) primero se debe calcular la concentración de H+ y solo
después se podrá obtener el valor del pH. Para eso se utiliza la ecuación
utilizada para determinar la constante del producto de iónico del agua.
c) Kw=[H+].[OH-]
por lo que 1,0x10-14=[H+].3,0x10-6 despejando
la concentración de H+ se obtiene que, [H+]=1,0x10-14/3,0x10-6=3,33x10-9
ahora es solo calcular el pH. pH=-log (3,33x10-9)=8,48 por lo que es una solución básica, ya
que su pH es mayor a 7,00.
Escala de pOH
Así como la escala de pH indica
la concentración de H+ en solución, la escala de pOH indica la
concentración de OH-. Por ende, todo lo planteado sobre la escala de
pH, funciona en la escla de pOH, pero, al revés.
La escala va de 0 a 14, pero los
valores bajos indican medios básicos y los valores altos indican medios ácidos.
El cálculo es similar al del pH,
pero se cambian los H+ por los OH-, de ahí el nombre de
la escala. Por lo tanto, pOH=-log [OH-].
Lo importante de definir esta
escala es que nos permite realizar otra interpretación con relación a la
constante del producto iónico del agua, Kw. Hasta el momento sabemos
que se cumple que Kw=1,0x10-14=[H+].[OH-],
pero, ¿qué pasa si aplicamos –log a ambos lados de la ecuación? Después de
algunos pasos, se logra llegar a que 14=pH+pOH,
lo que resulta de mucha utilidad, ya que ahora conociendo el valor de una de
las escalas, automáticamente podemos saber el valor en la otra. Esto nos
facilita el trabajo cuando queremos conoces la concentración de OH-
de un ácido o la concentración de H+ de una base.
Ejemplo:
Calcular [OH-], pH y
pOH de una solución que tiene una concentración de H+= 0,100M.
Como se conoce la [H+],
determinar el pH resulta fácil y de utilidad.
pH= -log (0,100)=1,00
A partir del pH, se determina
pOH, 14=pH+pOH, por lo que 14=1+pOH, despejando pOH, pOH=14-1=13
Ahora se puede determinar [OH-],
que se despeja de pOH=-log [OH-], [OH-]=10-pOH
por lo que al sustituir el pOH nos queda que [OH-]=10-13=1,0x10-13M
Fuerza de los ácidos y las bases
No todos los ácidos y las bases
se ionizan de igual forma, es decir, algunas de estas sustancias se ionizan por
completo mientras que otras solo una porción de ellas. Cuanto mayor sea el
porcentaje de ionización, más fuerte es la sustancia.
El porcentaje de ionización de un
ácido se puede determinar realizando la división entre la concentración de
cationes hidrógeno sobre la concentración inicial del ácido:
%ionización=([H+]/[ácido]i)X100
En las bases se procede de igual
forma, sustituyendo H+ por OH- y la concentración del
ácido por la concentración de la base.
Ácidos y bases fuertes
Los ácidos y las bases se
consideran fuertes cuando su ionización en agua es total. Es decir, que el
proceso ocurre en una sola dirección y que todas las moléculas del ácido o la
base se separan en iones. Esto es muy importante ya que al ser completa la
ionización, la concentración del ácido es igual a la concentración de los
cationes hidrógeno, [HX]=[H+]. Por lo tanto, conociendo la
concentración del ácido, se puede calcular el pH de estas soluciones. pH=-log
[H+] y pH=-log [HX].
Lo mismo ocurre con las bases
fuertes, donde su ionización será total. En este caso la concentración de la
base será igual a la concentración de los aniones hidroxilos, [base]=[OH-].
Conociendo la [base] se conoce la [OH-] y a partir de esta se puede
determinar el pOH, dato necesario para determinar la [H+] de la
solución, como vimos en ejemplos anteriores.
Ácidos y bases débiles
Aquellos ácidos que no se
disocien totalmente se denominan ácidos débiles. Esto se debe a que a medida
que las moléculas del ácido se van separando, sus iones se vuelven a juntar
para dar moléculas del ácido nuevamente. Es decir, ocurre el proceso en los dos
sentidos, por lo que se establece un equilibrio químico entre las especies
participantes. Estos ácidos van a disociarse en mayor o menor medida según el
valor de su constante de equilibrio, llamada constante de disociación ácida, Ka.
Ten en cuenta que lo mismo ocurre
con las bases débiles, donde se establecerá un equilibrio, pero a su constante
se la conoce como constante de
disociación básica, Kb.
El hecho de que se establezca un
equilibrio implica que la concentración inicial del ácido no será igual a la
concentración de los H+. La concentración de H+ va a
depender del valor de Ka. Cuanto mayor sea la constante, mayor será
el porcentaje de disociación del ácido.
Para calcular la [H+]
debemos recurrir a los cálculos realizados en los equilibrios químicos. Para
una reacción genérica de disociación de un ácido débil, HX(ac) ↔ H+(ac)
+ X-(ac) podemos plantear como se determina su constante
de equilibrio, quedando Ka=[H+].[OH-]/[HX]
Como la concentración de sus
iones serán iguales, [H+]=[OH-], la ecuación
anterior puede escribirse como Ka=[H+].[H+]/[HX]
que se reduce a Ka=[H+]2/[HX], despejando [H+]
nos queda que [H+]=√(Ka.[HX])
Es decir que la [H+]
de un ácido débil se puede determinar realizando la raíz cuadrada de Ka
por la concentración inicial del ácido débil. Una vez que se conoce la [H+]
se procede como en los casos anteriores para determinar los demás datos que se
deseen.
De manera similar se procede con
las bases, pero en vez de calcular la [H+], se calcula la [OH-],
a partir de la Kb y la concentración inicial de la base débil. [OH-]=√(Kb.[base])
Ejemplo
1.
Calcular pH y pOH de una solución de HCN 0,10M y
Ka=7,4x10-10
Primero se debe identificar si se
trata de un ácido o una base. Esto lo podemos deducir por la fórmula o el
nombre de la sustancia. Si la fórmula empieza con H, como en este caso, es un
ácido.
Luego debemos saber si se trata
de una sustancia fuerte o débil. En este caso podemos observar que el HCN
presenta una Ka lo que nos indica que es un ácido débil (los ácidos
fuertes no presentan constantes).
Con estos datos ya se puede
empezar a trabajar. Primero se determina la [H+], necesario para
calcular el pH de la solución. [H+]=√(Ka.[HCN])=√( 7,4x10-10.0,10)=8,6x10-6M
Ahora con la [H+] se
determina el pH, pH=-log (8,6x10-6)=5,07
Para terminar, con el pH se
calcula el pOH, 14=pH+pOH entonces pOH=14-pH=14-5,07=8,93
Por lo tanto, el pH de la
solución es de 5,07 y su pOH es de 8,93.
