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 [H+] + log [OH–]

14 = –log [H+] – log [OH–]

pH + pOH = 14

Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.

En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

Una escala semejante a la escala del pH puede usarse para expresar la concentración del ión hidroxilo de las soluciones.

El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones OH-.

Ejemplo 2: Cual es el pH y pOH de una solución 0,0001 M de hidróxido de sodio.

Solución:

El NaOH es un electrolito fuerte, su disociación es : NaOH Na+ + OH-

Hallemos entonces inicialmente el pOH así:

pOH = - log [OH-]

pOH = - log [1 x 10-4]

pOH = - [log 1 + log 10-4]

pOH = - log 1 – (-4) log 10

pOH = 0 – (- 4) log 10

pOH = 0 – (- 4) . 1

pOH = 4

Como la suma del pH y pOH en una solución es igual 14, el pH puede determinarse, restando de 14 el valor de pOH. En este caso:

pH = 14 – pOH

pH = 14 – 4

pH = 10

POR LO TANTO: El pH de la solución es 10 y el pOH = 4, lo cual indica que la solución es básica ya que el pH > 7.

Este tipo de notación se ha extendido para incluir el término pK, que se refiere a constantes de equilibrio, por lo tanto pKa y PKb se refieren a los logaritmos negativos de las constantes de disociación de ácido y base, respectivamente. Debería observarse explícitamente que el valor de pK para un ácido o base dados es una constante a una temperatura dada, sin embargo, los valores de pH y pOH varían progresivamente.

MEDIDA DEL PH

La Hortensia (Hydrangea) posee flores rosas o azules dependiendo del pH del suelo. En suelos ácidos las flores son azules, mientras que en suelos alcalinos son rosas

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un pHmetro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente

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