Quimica Ph

La definición de ácidos y bases ha ido modificándose con el tiempo. Al principio Arrhenius fue quien clasifico a los ácidos como aquellas sustancias que son capaces de liberar protones (H+) y a las bases como aquellas sustancias que pueden liberar iones OH-. Esta teoría tenía algunas limitaciones ya que algunas sustancias podían comportarse como bases sin tener en su molécula el ion OH-. Por ejemplo el NH3. Aparte para Arrhenius solo existía el medio acuoso y hoy es sabido que en medios distintos también existen reacciones ácido-base.

Brönsted y Lowry posteriormente propusieron otra teoría en la cual los ácidos y bases actúan como pares conjugados. Ácido es aquella sustancia capaz de aportar protones y base aquella sustancia capaz de captarlos. No tiene presente en su definición al ion OH-.

Simbólicamente:

AH + H2O —-> A- + H3O+

El AH es el ácido, (ácido 1) de su base conjugada A- (base 1) y el agua (base 2) es la base de su ácido conjugado H3O+ (ácido 2).

El pH, abreviatura de Potencial Hidrógeno, es un parámetro muy usado en química para medir el grado de acidez o alcalinidad de las sustancias. Esto tiene enorme importancia en muchos procesos tanto químicos como biológicos. Es un factor clave para que muchas reacciones se hagan o no. Por ejemplo en biología las enzimas responsables de reacciones bioquímicas tienen una actividad máxima bajo cierto rango de pH. Fuera de ese rango decae mucho su actividad catalítica. Nuestra sangre tiene un pH entre 7,35 y 7,45. Apenas fuera de ese rango están comprometidas nuestras funciones vitales. En los alimentos el pH es un marcador del buen o mal estado de este. Por lo expuesto el pH tiene enormes aplicaciones.

La escala del pH va desde 0 hasta 14. Los valores menores que 7 indican el rango de acidez y los mayores que 7 el de alcalinidad o basicidad. El valor 7 se considera neutro. Matemáticamente el pH es el logaritmo negativo de la concentración molar de los iones hidrogeno o protones (H+) o iones hidronio (H3O).

pH = -log [H+] o pH = -log [H3O]

Electrolitos fuertes y Débiles:

Son las sustancias que se descomponen en iones. Los fuertes se disocian o se separan en un 100% y los débiles en un muy pequeño porcentaje.

Al separarse en iones muchos de ellos pueden aportar iones OH- o iones H+ o H3O+ afectando al pH en cierta medida.

También hay un Potencial oxhidrilo (pOH) por haber iones OH-.

pOH = -log[OH-]

la suma entre el pOH y el pH nos da 14

pOH + pH = 14

Otra fórmula muy importante que vincula a los iones H+ y OH- es la Constante del producto iónico del agua.

Kw = [H+] . [OH-]

Kw = 1.10-14

Nos permite calcular uno de los iones cuando tenemos el otro ya que su producto siempre da 1.1014 en cualquier situación.

A veces nos piden calcular la concentración de iones OH- o H+ a partir de los valores de pOH y pH. En estos casos resultan muy convenientes estas formulas que no son ms que el despeje matemático de la fórmula de pH.

[H+] = 10 –pH

[OH-] = 10 –pOH

El pH y el pOH aparecen en ambos casos como exponentes.

Ahora que ya están expuestas todas las formulas primero veremos ejemplos con electrolitos fuertes, es decir, ácidos y bases fuertes.

Ácido Clorhídrico (HCl) 0,04M:

HCl —–> H+ + Cl-

En este caso la concentración molar de 0,04 M del ácido también será 0,04M del ion H+ y 0,04M de Cl-. De manera que el pH será:

pH = -log [0,04]

pH = 1,4

Hidróxido de Bario 0,06M (Ba(OH)2)

Ba(OH)2 ——> Ba+2 + 2 OH-

La concentración del ion OH- es el doble que la del Ba(OH)2 porque un mol del hidróxido genera dos moles de OH-.

Calculamos a continuación el pOH:

pOH = -log[0.12]

pOH = 0.92

pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH

pH = 14 – 0.92

pH = 13.08

Electrolitos débiles:

En el caso de los electrolitos débiles, es más complicado calcular el pH y debemos recordar el concepto de equilibrio químico.

El equilibrio químico se aplica a las reacciones que son reversibles, es decir, que pueden ir en ambas direcciones. Pero aun así llega un momento en el que la velocidad de reacción hacia la derecha es igual que hacia la izquierda. En ese punto se establecen concentraciones de las sustancias que no varían en el tiempo y se puede aplicar la constante de equilibrio químico.

A + B <——–> C + D

K = [C] x [D] / [A] x [B]

Los electrolitos fuertes se caracterizan por ir en una sola dirección. En los ejemplos vistos anteriormente las sustancias se descomponen en iones y no hay reversa. En los electrolitos débiles veremos que la disociación iónica que va hacia la derecha puede tomar el camino opuesto y generar nuevamente la sustancia no ionizada.

Ejemplo:

Ácido acético (CH3COOH).

CH3COOH + H2O < ——- > CH3COO- + H3O+

Ka = [CH3COO-] x [H3O+] / [CH3COOH]

Calcula el pH de una solución 0.6M de ácido acético. Ka = 1,8.10-5

Para saber el pH tenemos que saber la concentración de [H3O+].

Al principio solo hay moléculas del ácido sin disociar. A esto se lo llama estado inicial.

CH3COOH + H2O <——-> CH3COO- + H3O+

Inicio 0.6M <———> 0 0

Al correr el tiempo se llega a un nuevo estado de equilibrio. Se formaran una cantidad x de moles de cada uno de los iones. Y esa misma cantidad de moles se consumirán del ácido.

CH3COOH + H2O < ———- > CH3COO- + H3O+

Equilibrio 0.6M – x

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