Teórico ácidos y bases Diurno

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 (HNO_3(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)

HNO_3(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) ↔ H₂CO_3(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 (H₂CO_3(ac) + F^-_(ac)) tendrá un protón de más o de menos comparado con la sustancia seleccionada. Efectivamente, el H₂CO_3(ac) tiene un H⁺ de más, por lo que será su conjugado. HCO₃^-_(ac) + H⁺ _(ac) ↔ H₂CO_3(ac)

Ahora, como el HCO₃^-_(ac) debe ganar un H⁺_(ac) para convertirse en H₂CO_3(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 K_w para referirnos a esta constante.

K_w=[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.

K_w tendrá un valor fijo, como toda constante de equilibrio a cierta temperatura. En condiciones estándar, K_w=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, K_w, 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 K_w. 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)       K_w=[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, K_w. Hasta el momento sabemos que se cumple que K_w=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, K_a.

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, K_b.

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 K_a. 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 K_a=[H⁺].[OH^-]/[HX]

Como la concentración de sus iones serán iguales, [H⁺]=[OH^-], la ecuación anterior puede escribirse como K_a=[H⁺].[H⁺]/[HX] que se reduce a K_a=[H⁺]²/[HX], despejando [H⁺] nos queda que [H⁺]=√(K_a.[HX])

Es decir que la [H⁺] de un ácido débil se puede determinar realizando la raíz cuadrada de K_a 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 K_b y la concentración inicial de la base débil. [OH^-]=√(K_b.[base])

Ejemplo

1.       Calcular pH y pOH de una solución de HCN 0,10M y K_a=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 K_a 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⁺]=√(K_a.[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.