Acidos Y Bases

ACIDOS Y BASES

INTRODUCCIÓN

Si una corriente eléctrica pasa por un alambre de cobre, el alambre no cambia, en tanto que los electrones fluyen por el alambre en todo su recorrido. El número de electrones en el alambre no varía y no hay cambio químico. Por otra parte, cuando una corriente pasa por a través de una solución electrolítica. Los electrones libres no fluyen por la solución, la corriente en este caso es transportada por iones y en cada electrodo hay reacciones químicas.

Hay diferentes definiciones de los ácidos y bases en relación con una determinada situación química (disoluciones acuosas, reacciones orgánicas, titulaciones y otras. Entre estas tenemos:

Teorías Ácido-base

Ácido base

Arrhenius Sustancia que en solución acuosa produce iones hidrógeno (H+) Sustancia que en solución acuosa produce iones hidroxilo (OH-)

Brönsted-Lowry Sustancia que dona protones (H+) Sustancia que acepta protones (H+)

Lewis Sustancia que acepta pares de electrones Sustancia que aporta pares de electrones

Propiedades de ácidos y bases

Ácidos Bases

 Sabor agrio Sabor amargo

 Reaccionan con las bases Reaccionan con los ácidos

 Ceden protones Ganan protones de los ácidos

 Dejan libres iones hidrógeno (H+) Cambian el papel tornasol de rojo a azul

 Cambian el papel tornasol de azul a rojo Tienen alto pH (8-14)

 Tienen pH bajo (1 -6) Neutralizan los ácidos formando sal y agua

 Neutralizan las bases formando sal y agua Intervienen en el metabolismo de proteínas

 Intervienen en el metabolismo de proteínas

EL pH Y pOH

El concepto de pH (Potencial de Hidrógeno) fue definido por primera vez por Soren Poer Lauritz

Algunos valores comunes del pH

Sustancia/Disolución pH

Disolución de HCl 1 M

0,0

Jugo gástrico

1,5

Zumo de limón

2,4

Refresco de cola

2,5

Vinagre

2,9

Zumo de naranja o manzana

3,0

Cerveza

4,5

Café

5,0

Té

5,5

Lluvia ácida

< 5,6

Saliva (pacientes con cáncer)

4,5 a 5,7

Leche

6,5

Agua pura

7,0

Saliva humana

6,5 a 7,4

Sangre

7,35 a 7,45

Orina

8,0

Agua de mar

8,0

Jabón de manos

9,0 a 10,0

Amoníaco

11,5

Hipoclorito de sodio

12,5

Hidróxido sódico

13,5

Sorensen (1868-1939) Bioquímico danés, en el año de 1909.

Escala pH

La escala de pH fue ideada para expresar en forma adecuada diferentes concentraciones del ión H+ (ión Hidrógeno), en varias soluciones sin necesidad de utilizar números en forma exponencial, debido a que con frecuencia son números muy pequeños y por lo tanto es difícil trabajar con ellos, fue así entonces que se decidió trabajar con números enteros positivos.

El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno expresado en (mol/litro), la escala de pH se define por la ecuación:

pH = - log [H+]

Por ejemplo, una concentración de [H+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que:

pH = –log[10–7] = 7

Se observa que el pH aumenta a medida que el [H+] disminuye.

El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7, y básicas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente agua). Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH-.

Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH– y H+, tenemos que:

Kw = [H+][OH–]=10–14

en donde:

[H+] es la concentración de iones de hidrógeno,

[OH-] la de iones hidroxilo,

Kw es una constante conocida como producto iónico del agua.

Por lo tanto,

log Kw = log [H+] + log [OH–]

–14 = log

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