Potenciometria

Introducción

El pH puede definirse como una medida que expresa el grado de acidez o basicidad de una solución en una escala que varía entre 0 y 14.La acidez aumenta cuando el pH disminuye. Una solución con un pH menor a 7 se dice que es ácida, mientras que si es mayor a 7 se clasifica como básica. Una solución con pH 7 será neutra. El valor de pH representa el menos logaritmo en base diez de la concentración (actividad) de iones hidrógeno [H+]. Como la escala es logarítmica, la caída en una unidad de pH es equivalente a un aumento de 10 veces en la concentración de H+. Entonces, una muestra de agua con un pH de 5 tiene 10 veces más H+ que una de pH 6 y 100 veces más que una de pH 7.

La clasificación de sustancias químicas como ácidos o bases se considera de las más antiguas. De manera general, se pueden identificar las siguientes propiedades en los ácidos:

Tienen sabores agrios

Cuando se encuentran concentrados, son corrosivos y pueden provocar quemaduras de la piel.

Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.

Reaccionan con un gran número de metales para formar una sal e hidrogeno gaseoso.

Reaccionan con bases y óxidos metálicos para formar sales y agua.

Cambian el color del papel tornasol a rojo.

Por su parte, las bases presentan las siguientes propiedades:

Tienen sabores amargos.

En concentración elevada son cáusticos o queman los tejidos vivos y la materia orgánica.

Al contacto con la piel son jabonosos y resbaladizos, debido a que reaccionan con las grasas de la piel.

Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.

Cambian el color del papel tornasol de a azul.

La teoría que definió de manera formal y concreta lo que es un acido y una base propuesta por el químico sueco Arrhenius; aunque previamente, personajes como sir Humphry Davy, Jons Jacob Berzelius, Justus von Liebig y Antoine Lavoisier, hicieron diversas aportaciones al campo y plantearon las primeras teorías acido-base.

Lavoisier restringió la denominación de acido a aquellas sustancias que contienen átomos centrales rodeados de oxigeno (curiosamente, el dio su nombre al oxigeno, termino griego significa “generador de acido”

Sin embargo, un gran número de los argumentos empleados en las teorías anteriores eran empíricos y varias definiciones resultaban incompletas, pues dejaban a varias especies químicas fuera de uno u otro concepto.

Las teorías más comunes de las teorías de acido-base fueron la de Arrhenius, bronsted y lowry y la de Lewis.

Svante Arrhenius (quien recibió el premio nobel de química en 1903), definió a los ácidos como las sustancias que liberan cationes de hidrogeno (H+) en disolución acuosa, y a las bases, como las sustancias que liberan iones de hidróxido (OH-) en disolución acuosa. De esta manera, complemento las teorías que le precedieron. De hecho, el acido clorhídrico y el hidróxido de potasio son un ejemplo de acido y de base de Arrhenius, respectivamente.

El concepto de acido y base de la teoría de Bronsted-Lowry ayuda a entender las reacciones acido-base en términos de una “competencia” por los protones. En forma de ecuación química, se plantea:

Ácido1 + Base2Ácido2 + Base1

La reacción del Ácido1 con la Base1 se produce al transferirse un protón del primero a la segunda. Al perder un protón, el Ácido1, se convierte en lo que se conoce como su base conjugada, es decir, en la Base 1.

Ácido1 Base1 + H+ (base conjugada)

De forma similar, al ganar el protón, la Base2, se transforma en su correspondiente acido conjugado o Ácido2.

Base2 + H+Ácido2 (ácido conjugado)

La ecuación química que describe este proceso constituye un equilibrio químico que puede desplazarse hacia reactivos o productos. La reacción más favorecida siempre ocurrirá en la dirección en la que el acido y la base mas fuertes reaccionan para generar la base y el acido más débiles.

Una de las grandes ventajas de la teoría de Bronsted-Lowry fue que permitía explicar el comportamiento anfótero del agua.

Un Anfótero significa “el uno y el otro” se refiere a especies químicas que pueden reaccionar de forma dual, es decir, como ácidos y bases o como oxidantes y reductores.

La historia de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin la teoría de Gilbert Newton Lewis de los ácidos y bases. Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón -. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:

Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.

Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.

Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Bronsted Lowry también son de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Bronsted y Arrhenius.

Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.

Una solución amortiguadora del pH (o buffer) es aquella que contiene un acido o una base débil y la sal correspondiente de su especie conjugada.

Es necesario que ambos componentes estén en la disolución. La particularidad de este tipo de soluciones es que resisten los cambios de pH provocados por la adición de pequeñas cantidades de un acido o de una base.

En general, una disolución

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