Unidad Didáctica VI: Ácidos y Bases: reacciones de transferencia de protones

Introducción

Continuamente los medios de comunicación nos martillean con mensajes publicitarios en los que nos ofrecen soluciones para mejorar nuestro bienestar o nuestra salud haciendo alusión a que el pH de un jabón es el mismo que el de la piel, o que debemos tomar ácidos omega 3, o que tal chicle evita el aumento de pH en nuestros dientes o que un producto farmacéutico combate eficazmente la acidez de nuestro estómago.

Todo lo anterior confirma la gran presencia en nuestra vida cotidiana de unas sustancias a las que denominamos ácidos y de otras a las que llamamos bases.

Encontramos ácidos, como el salfumán o agua fuerte - ácido clorhídrico en realidad - y bases como el amoniaco en un gran número de productos de limpieza. Usamos bases, como el hidróxido de sodio, para desatascar las cañerías. Utilizamos ácidos como el sulfúrico y el nítrico en procesos metalúrgicos. Algunas sustancias de carácter básico, como el óxido de calcio, los empleamos en los procesos d obtención de cementos.

Y, por supuesto, encontramos ácidos y bases en muchos alimentos, bebidas y condimentos: cítricos, vino, cerveza, vinagre, bicarbonato. Pero también, la presencia excesiva de ácidos y bases en nuestro organismo puede dar lugar al desencadenamiento de enfermedades y problemas de salud.

El carácter ácido de algunas sustancias gaseosas vertidas a la atmósfera que posteriormente reaccionan con el agua de lluvia provocan el fenómeno de la lluvia ácida, causante del deterioro de la capa vegetal en algunas zonas afectadas por las emisiones de gases procedentes de la combustión del carbón en centrales térmicas.

Efectos de la lluvia ácida sobre un bosque de coníferas© Wikimedia

En lo que sigue, vamos a profundizar en el conocimiento de estas sustancias: veremos en qué se diferencian, estudiaremos a qué se debe su comportamiento químico, conoceremos algunas de sus reacciones características y descubriremos cómo podemos cuantificar su carácter ácido o básico.

Comportamiento ácido y comportamiento básico

Bajo la etiqueta ácido podemos agrupar un número muy elevado de sustancias con estructuras muy diferentes que se presentan en cualquier estado de agregación, de apariencia diversa y origen muy variado. Algo similar ocurre con las sustancias que podemos encasillar bajo la denominación bases o álcalis.

Sin embargo, en cada uno de esos dos grupos se manifiestan una serie de reacciones y efectos comunes a todas las sustancias que integran el grupo.

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Por ejemplo, todos hemos comprobado el sabor ácido de los limones o el vinagre, mientras que hemos experimentado el sabor amargo de la lechuga tratada con lejía para desinfectarla.

Quizás hayas observado que si añades vinagre a la lombarda cocida, adquiere un brillante color rojizo, y seguramente sabrás que una manera sencilla de eliminar la cal, en realidad carbonato de calcio, depositada en los rincones de un utensilio de cocina es sumergirlo en vinagre.

Sin duda también conoces que algunos ácidos son corrosivos y que, si nos cae una gota en la piel, debemos lavarnos con agua abundante para evitar la destrucción de nuestros tejidos orgánicos. Igualmente eres consciente de los indeseados efectos de una gota de lejía en nuestra camiseta preferida.

Todo lo que acabamos de citar constituye una serie de ejemplos de las reacciones y efectos que producen las sustancias ácidas o de los originados por las bases.

El conjunto de todos esos efectos y reacciones se conoce como comportamiento o carácter ácido en el caso de los ácidos y comportamiento o carácter básico en el caso de las bases

Como ya se ha comentado en ocasiones anteriores, los comportamientos y propiedades microscópicas de las sustancias son consecuencia de su estructura y propiedades moleculares y el caso de bases y ácidos no es una excepción, por lo que deberemos indagar el origen del comportamiento ácido y del carácter básico.

Comportamiento ácido Comportamiento básico

Sus disoluciones diluidas tienen sabor ácido Tiñen de rojo el papel de tornasol Producen efervescencia debida al desprendimiento de CO2 al reaccionar con la caliza. Atacan a algunos metales y producen desprendimiento de hidrógeno Sus disoluciones concentradas tienen propiedades cáusticas y destruyen los tejidos orgánicos. Conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa. Neutralizan las acciones de las bases Reaccionan con las bases produciendo sales

Sus disoluciones diluidas tienen sabor amargo Tiñen de azul el papel de tornasol Reaccionan con las grasa para formar jabón. Tienen tacto untuoso o jabonoso. Sus disoluciones concentradas son cáusticas y destruyen los tejidos vivos y la materia orgánica Conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa. Neutraliza los efectos de los ácidos Reaccionan con los ácidos produciendo sales.

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Autoevaluación

Teorías ácido-base

Cristales de ácido cítrico© Wikimedia

Ya en el siglo XVII Robert Boyle quien hizo la primera descripción sistemática de las propiedades de los ácidos, pero quien avanzó una primera afirmación sobre la naturaleza de los ácidos fue Lavoisier que consideró, erróneamente, que todos ellos contenían oxígeno.

Humpry Davy relacionó el carácter ácido con la presencia de hidrógeno en la molécula de un ácido y afirmó que algunos de ellos como el muriático - el ácido clorhídrico - no contenían oxígeno.

A comienzos del XIX Gay-Lussac razonó que debían definirse los ácidos en función de las bases y viceversa. Esta visión de la interrelación entre ácidos y bases se ha mantenido hasta el día de hoy.

Más adelante, Michael Faraday comprobó que las disoluciones acuosas de los ácidos y las bases conducían la electricidad, por lo que unos y otros pasaron a ser considerados como electrolitos.

Esta circunstancia condujo a Svante Arrhenius a proponer la primera de las teorías explicativas de la naturaleza de ácidos y bases en relación con su estructura.

Teoría de Arrhenius

Svante Arrhenius había propuesto a finales del siglo XIX la teoría de la disociación iónica sobre el comportamiento de las sustancias conductoras en disolución, según la cual los electrolitos se disocian en dos o más iones.

Completa la tabla indicando si la sustancia que se describe es un ácido o una base

Produce una sal al reaccionar con un ácido

Ataca a la caliza y desprende dióxido de carbono

Colorea de azul el papel de tornasol

Reacciona con cobre desprendiendo hidrógeno

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Svante Arrhenius © www.acienciasgalilei.com

Como ya Faraday había demostrado que, tanto sustancias ácidas como básicas, eran capaces de conducir la corriente eléctrica cuando estaban disueltas, Arrhenius aplicó su teoría de la disociación a estas sustancias para explicar la relación entre carácter ácido y carácter básico y disociación dando lugar a la Teoría de Arrhenius sobre ácidos y bases:

Según las propuestas de esta teoría, la reacción ácido base

ácido + base sal + agua

es siempre muy parecida, independientemente de cuáles sean el ácido y la base reaccionantes: lo importante es la formación de agua, limitándose el catión procedente de la base y el anión procedente del ácido a originar la sal.

La introducción de esta teoría permitió justificar el carácter ácido o básico de muchas sustancias; sin embargo, poseía limitaciones importantes:

Un ácido es un compuesto eléctricamente neutro que, al disolverse en agua, se disocia dando lugar a iones H+ y a un anión

HA H+ + A-

por ejemplo HCl H + + Cl- acido clorhídrico

HNO3 H+ + NO3- ácido nítrico

CH3-COOH H+ + CH3-COO- ácido acético

Una base o álcali es un compuesto eléctricamente neutro que en disolución acuosa se disocia produciendo iones OH - (hidroxilo) y un ión positivo

BOH OH- + B+

por ejemplo NaOH OH -+ Na+ hidróxido de sodio

Zn(OH)2 2 OH- + Zn+2 hidróxido de cinc

La reacción entre un ácido y una base, reacción de neutralización, consiste, en realidad, en la reacción entre H+ y OH - para producir agua

H+ + OH- H2O

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sólo explica el carácter ácido o básico de sustancias en disolución acuosa, es incapaz de justificar el carácter básico de sustancias como el amoniaco que no poseen grupos -OH en su estructura, pero presentan un comportamiento básico evidente, solo es aplicable a sustancias eléctricamente neutras.

La superación de estas limitaciones vino de la mano de Johannes Brönsted y Thomas Lowry.

Teoría Brönsted Lowry o de los pares ácido-base conjugados

Ya se ha señalado más arriba que Gay-Lussac opinó que era preciso definir ácidos y bases de manera interdependiente sin que fuera posible referirse sólo a un ácido o sólo a una base de manera aislada.

Bronsted

Un siglo después, en 1923, y de manera independiente y simultánea, Brönsted y Lowry recogieron esa idea para explicar el comportamiento de ácidos y de bases.

Consideraron que, para que una sustancia tenga comportamiento ácido, necesita la presencia de una base y, al contrario, no puede manifestarse un comportamiento básico si no hay presente un ácido:

Esta teoría pone la atención en la cesión o en la aceptación de protones y considera que las reacciones ácido-base son reacciones de transferencia de protones desde el ácido a la base:

HA + B A-+ HB+

en la que al ceder el protón el ácido HA, se transforma en A- al tiempo que la base B, que ha aceptado ese protón, se ha convertido en la especie BH+.

Casi resulta innecesario aclarar que un ión H+ es un átomo de hidrógeno que ha perdido su único electrón, por lo que, en realidad, equivale a un protón, de ahí que usemos ambas denominaciones para esa especie química.

Pero esa transferencia del ión H+ es un proceso reversible, de forma que la reacción puede transcurrir también en sentido inverso

HA + B A-+ HB+

Estamos hablando, por tanto, de un equilibrio

Ácido es una sustancia capaz de ceder iones H+, protones, a una base. Base es una sustancia que acepta protones procedentes de un ácido.

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HA + B � A-+ HB+ en el que las especies HA y A- pueden transformarse la una en la otra mediante la transferencia de un protón, circunstancia que se repite con las especies B y BH+. Se trata de un equilibrio ácido-base .

Cristales de ácido cítrico© Wikimedia

Pares ácido-base conjugados

Las parejas de especies químicas anteriores se denominan pares ácido-base conjugados y, como hemos apuntado más arriba, podemos definirlos como:

Tenemos así dos pares ácido-base conjugados HA / A- y B / BH+

en el primero A- es la base conjugada del ácido HA en el segundo BH+ es el ácido conjugado de la base B.

Si nos referimos al primero de ellos mediante un 1 y al segundo con un 2 podríamos representar el equilibrio de la siguiente forma:

Las cargas eléctricas son consecuencia de la forma de representar el ácido y la base en el ejemplo empleado para exponer la teoría de Brönsted Lowry. En cada equilibrio ácido-base será la transferencia de protones la que determinará la carga eléctrica de las sustancias que intervienen en el equilibrio.

Vamos a ver algunos ejemplos de equilibrios ácido base y notaremos que el agua interviene en ellos de dos maneras donando o aceptando protones:

HCl + H2O � Cl- + H3O+

el ión cloruro, Cl-, es la base conjugada del ácido clorhídrico, HCl, mientras que H3O+ es el

ácido conjugado de la base H2O. La especie H3O+ se denomina ión hidronio y no es sino el resultado de la formación de un enlace covalente coordinado entre la molécula de agua, que posee dos pares de electrones sin compartir, y el ión H+.

un par de especies químicas susceptibles de transformarse una en otra por intercambio de un protón.

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HNO3 + H2O � NO3- + H3O+

la base conjugada del ácido nítrico es el anión nitrato, NO3-, y el ácido conjugado del agua es el

ión hidronio, H3O+.

NH4+ + H2O � NH3 + H3O+

el amoniaco es la base conjugada del ácido NH4+ y el ión hidronio es el ácido conjugado de la

base H2O; por tanto, este equilibrio justifica el carácter ácido del ión amonio NH4+

HSO4- + H2O � SO4

-2 + H3O+

muestra la actuación del ión hidrogenosulfato como una especie ácida.

Amoniaco

En todos los equilibrios anteriores el agua ha actuado como base aceptando un protón: pero cuando es una base la que se encuentra en disolución acuosa, el comportamiento del agua es el opuesto como veremos a continuación.

Las sustancias que contienen grupos hidroxilo, se disocian en disolución acuosa, según establece la teoría de la disociación, de la siguiente manera

NaOH ( Na+ + OH-

y el grupo OH- es el que establece un equilibrio ácido-base con el disolvente

el grupo OH- procedente de la disociación del hidróxido de sodio acepta protones y se convierte en su ácido conjugado, H2O, mientras que las moléculas de disolvente, actuando como ácido,

ceden protones y se convierten en su base conjugada OH-.

Pero la teoria de Brönsted Lowry permite justificar también el carácter básico de sustancias que no poseen grupos hidroxilo en su molécula:

NH3 + H2O � NH4+ + OH-

el amoniaco se convierte en su ácido conjugado, NH4+, al mismo tiempo que el agua cede un

protón y se convierte en su base conjugada, OH-

CO3-2 + H2O � HCO3

- + OH-

el anión carbonato tiene carácter básico

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HSO4- + H2O � H2SO4 + OH-

el anión hidrogenosulfato es también una especie básica.

En estos tres últimos ejemplos el disolvente ha actuado como ácido al ceder protones; además los dos últimos muestran que esta teoría justifica el carácter ácido o básico de especies cargadas, superando así una de las limitaciones de la teoría ácido-base de Arrhenius. Pero también es aplicable a disoluciones en las que el disolvente no es el agua, aunque ese caso se escapa de los objetivos de la Unidad.

Ácido acético glacial© Wikimedia

Como se ha visto en alguno de los ejemplos anteriores, existen especies químicas, moleculares o iónicas, que pueden actuar como ácidos o como bases dependiendo del carácter básico o ácido de la sustancia con la que reaccionen; estas especies químicas se dice que son sustancias anfóteras , como el agua, ión hidrogenosulfuro, HS-, iones de ácidos con varios átomos de hidrógeno en su molécula o el hidróxido de aluminio, Al (OH)3

Teoría ácido-base de Lewis

En 1923 Gilbert N. Lewis avanzó un poco más en las teorías sobre el carácter ácido y el carácter básico introduciendo un nuevo concepto de ácidos y bases que acabó de desarrollar al final de la siguiente década.

Partiendo de la base de que las bases son especies químicas con pares electrónicos sin compartir (dos en el agua, tres en el caso del ión hidroxilo, uno en el amoniaco) y de que el ión H+ posee orbitales vacíos, puso la atención en la disponibilidad de orbitales vacíos o de pares

Resumimos los aspectos más importantes de la teoría ácido-base de Brönsted Lowry

Un ácido cede protones y se convierte en su base conjugada Una base acepta protones y se transforma en su ácido conjugado En un equilibrio ácido-base participan dos pares ácido-base conjugados Esta teoría explica el carácter ácido o básico, no sólo de sustancias eléctricamente neutras en disolución acuosa, sino también el de especies cargadas en disoluciones acuosas y no acuosas.

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de electrones sin compartir para proponer una nueva definición de ácidos y de bases:

Cuando dos átomos comparten un par de electrones, se establece entre ellos un enlace covalente coordinado o dativo; así, la teoría de Lewis considera que una reacción de neutralización entre un ácido y una base consiste en la formación de un enlace covalente coordinado

Lewis en su laboratorio de la Universidad de Berkeley © Wikimedia

La aplicación de esta teoría incrementa el número de ácidos: basta con que una sustancia disponga de un orbital vacío, sin que sea necesario que contenga átomos de hidrógeno en su molécula. Así, son ácidos de Lewis los iones metálicos o compuestos como SO3, SO2, AlCl3 o CO2.

Serán bases de Lewis las especies químicas con pares electrónicos sin compartir: compuestos como H2O, Na2O o NH3 son bases de Lewis, pero también los son iones como los

haluros, F-, Cl-, o cualquiera con electrones no compartidos.

Según la teoría de Lewis los siguientes equilibrios corresponden a reacciones ácido base

BF3 + F- � BF4-

SO3 +Na2O � Na2SO4

Ag+ + 2 NH3 � [Ag(NH3)2]+

Autoevaluación

Ácido es una especie química capaz de aceptar y compartir un par de electrones cedidos por una base Base es una especie química que cede un par de electrones y los comparte con un ácido

Señala cuales de las siguientes afirmaciones son correctas.

gfedc a) El ácido conjugado del amoniaco es el ión amonio

gfedc b) El ácido sulfúrico se disocia en agua produciendo iones H+

c) El NaOH es una base porque en disolución acuosa cede iones OH-

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La fuerza de los ácidos y de las bases

Todos conocemos los efectos completamente diferentes que puede ocasionar en nuestra piel el contacto con salfumán o con zumo de limón; en el primer caso se nos produciría una quemadura, mientras que en el segundo nuestra piel quedaría más limpia y suave que antes de aplicarnos el zumo del limón.

De forma similar, el contacto con hidróxido de sodio, sosa cáustica de nombre vulgar, llegaría a producirnos lesiones importantes en la piel, mientras que si nos cae amoniaco, las heridas serían más leves y casi se reducirían al desagradable olor característico de esa sustancia.

Si generalizamos los ejemplos anteriores, podemos afirmar que la magnitud de los efectos producidos por los ácidos o por las bases no es la misma para todos ellos, sino que dependen de la base o del ácido concreto.

Esas diferencias en la magnitud o en la extensión de los efectos que provocan bases y ácidos están relacionadas con la fuerza de los ácidos y de las bases.

Acabamos de ver que la teoría de Brönsted Lowry considera las reacciones ácido-base como equilibrios entre dos pares ácido-base conjugados y estudiamos, en la Unidad Didáctica anterior, que la extensión en que tiene lugar una reacción de equilibrio está determinada por el valor de la constante de equilibrio Kc.

Podemos, por tanto, aplicar las nociones aprendidas sobre equilibrio químico y constantes de equilibrio a los sistemas ácido-base para tratar de relacionarlas con la fuerza de ácidos y bases.

Ácidos fuertes y débiles. Constante de acidez

Vamos a referirnos al equilibrio de disociación de un ácido en disolución acuosa que representaremos así

HA + H2O � A- + H3O+

A- es la base conjugada del ácido HA

H3O+ es el ácido conjugado de la base H2O

gfedc

gfedc d) El amoniaco es un ácido porque contiene átomos de hidrógeno en sumolécula

gfedc e) El ión cloruro tiene pares de electrones no compartidos, por eso es una base de Lewis

gfedc f) El HF y el F- constituyen un par ácido base conjugado

gfedc g) El agua es una sustancia anfótera

gfedc h) Según Brönsted una base es todo compuesto que en disolución cede iones OH-

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La expresión de la constante de este equilibrio es y como la

concentración del disolvente, H2O, permanece constante, la podemos englobar en una nueva

constante .

A esta nueva constante, Ka, se le denomina constante de acidez o disociación del ácido HA.

¿Cuál es el significado de esta constante? ¿Cómo podemos utilizarla?

Si el equilibrio está muy desplazado hacia la derecha, la mayor parte de las moléculas del ácido HA estarán presentes en el equilibrio en la forma básica A- y el numerador de Ka será mucho más grande que el denominador y, como consecuencia de ello, el valor de la constante de acidez Ka será elevado.

Si, por el contrario el equilibrio está poco desplazado hacia la derecha, la concentración de la forma ácida HA en el equilibrio será mayor que la de la forma básica A- y el valor de la constante de acidez Ka será pequeño.

Esa diferencia en los valores de la constante de acidez nos sirve para distinguir entre ácidos fuertes y ácidos débiles; vamos a hacerlo profundizando un poco más en el significado de la constante de acidez:

Planta de ácido nítrico

Supongamos que la concentración inicial del ácido es c y que α, el grado de disociación del

ácido, representa la fracción de moles del ácido que se han disociado

Vamos a recontar el número de moles iniciales, que reaccionan y que están en equilibrio

HA A- H3O+

concentración inicial c

se disocian cα

se producen cα cα

concentración en equilibrio c-cα = c(1-α) cα cα

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y podemos expresar entonces la constante como que nos

permite diferenciar en disoluciones diluidas dos tipos de ácidos

El equilibrio se encuentra totalmente desplazado hacia la forma básica A- , por lo que el valor de Ka es muy elevado (mayor que 103) y, por tanto, el grado de disociación α es 1 y la disociación es del 100%.

En el equilibrio encontramos la forma ácida, HA, y la básica, A- como consecuencia de que el grado de disociación es menor que la unidad.

Si un ácido, HA, es un ácido fuerte tiene gran tendencia a la disociación y, por ello, su base conjugada, A-, será débil pues tiene poca tendencia a recuperar el protón y regenerar la forma ácida.

Pero si HA es un ácido débil, su base conjugada, A-, presentará una tendencia elevada a captar un protón y regenerar la forma ácida; es decir, la base conjugada será, en este caso, fuerte.

Bases fuertes y bases débiles. Constante de basicidad

Utilizando argumentos similares a los utilizados con los ácidos, podemos definir una constante para el equilibrio de disolución en agua de una sustancia básica,

B + H2O � BH+ + OH-

donde BH+ es el ácido conjugado de la base B y OH- la base conjugada del ácido H2O:

Ácidos fuertes : aquellos que en disolución acuosa están completamente o casi completamente disociados.

Ácidos débiles : aquellos cuya disociación es incompleta.

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Pulsa en la imagen para ampliarla

El valor de la constante de basicidad nos permite diferenciar entre:

En realidad, como en disolución se establece el equilibrio entre dos pares ácido-Base conjugados, podríamos tratar las reacciones de las bases como disociaciones de sus ácidos conjugados y, así, no sería necesario utilizar la constante básica. Pero como la teoría de Arrhenius sigue manteniendo su presencia en las reacciones ácido-base, se recurre frecuentemente a la constante de basicidad.

Constantes de acidez de pares acido base conjugados

Para saber más En el siguiente enlace podrás acceder a una animación de la disolución acuosa de ácidos fuertes y débiles; aunque está en inglés dispone de la transcripción al castellano

Disoluci ón acuosa de ácidos fuertes y d ébiles

Y en este otro podrás observar las diferencias entre las bases fuertes y las débiles

Diferencias entre las bases fuertes y las d ébiles

Medida de la acidez

Como acabamos de veren los equilibrios anteriores, el agua actúa como base frente a los ácidos y como ácido frente a las sustancias básicas. Es por tanto una sustancia anfótera capaz de ceder y aceptar protones.

Además, ese carácter anfótero hace posible que dos moléculas de agua interactúen entre sí comportándose una como ácido y la otra como base

Basesfuertes : aquellas en las que el equilibrio está desplazado hacia la forma ácida, BH+, en un 100%, por lo que el valor de Kb es elevado. Bases débiles : aquellas en cuyas disoluciones diluidas las formas Básica, B, y ácida, BH+, están presentes en el equilibrio de disociación; por tanto, el grado de disociación es menor que 1 y el valor de la constante de basicidad Kb es pequeño.

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La confirmación experimental de este equilibrio lo proporciona la conductividad eléctrica del agua que, aunque es muy baja, puede ser medida mediante conductímetros suficientemente sensibles.

Así pues, la existencia de este equilibrio provoca la ionización del agua en un grado o extensión determinado por la constante de equilibrio

;

de nuevo podemos considerar constante la concentración de agua y estamos en condiciones de modificar la expresión anterior y definir otra constante para el equilibrio de ionización o

disociación del agua que se conoce como producto iónico

del agua cuyo valor a 25 ºC es 10-14 mol2/L2.

Este pequeño valor del producto iónico del agua indica que el grado de ionización del agua es muy pequeño y que, por tanto, el equilibrio de ionización está casi completamente desplazado hacia la izquierda.

Sin embargo, esta constante puede servirnos para distinguir disoluciones ácidas, básicas y neutras:

En el agua o en disoluciones neutras se cumple que [OH-] = [H3O+] y, a 25 ºC, y ambas concentraciones valen

Cuando se disuelve en agua una sustancia ácida tiene lugar una cesión de protones al agua por parte del ácido, lo que se traducen un aumento de [H3O+], de manera que, para

que se mantenga constante el valor de Kw, debe disminuir [OH-].

Entonces, en disoluciones ácidas

En disoluciones de sustancias básicas la captación de protones por parte de la base disminuye la concentración presente de [H3O+], de tal modo que a 25 ºC

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pHmetro, aparato de medida para determinar el pH

Concepto y escala de pH

Pero trabajar con concentraciones de valor tan pequeño resulta engorroso e incómodo y, para solucionar ese inconveniente, Sorensen propuso en 1909 el uso del pH para facilitar los cálculos referidos a la concentración de protones y oxidrilos en las disoluciones

El pH es el logaritmo decimal de la concentración molar de los protones cambiado de signo

pH= -log [H3O+]

Definici ón y propiedades de los logaritmos

Además, como el producto iónico del agua tiene a 25 ºC valor constante e igual a 10-14 mol2/L2, el conocimiento del pH de una disolución permite deducir las concentraciones de los protones e de los iones hidroxilos y viceversa.

El valor del pH de una disolución nos permite una rápida decisión acerca del carácter ácido, nutro o básico de una disolución:

Ejemplo

Si la concentración de protones de una disolución es [H3O+]=10-3 mol/L, su pH será

pH= -log (10-3)= 3, y en ella, como Kw= 10-14mol2/L2 = [H3O+][OH-], el valor de la

concentración de OH- es

Si en otra disolución [OH-]= 10-4 mol/L, la de protones sería y, por tanto, pH= -log (10-10)=

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Pulsa en la imagen para ampliarla

En algunas ocasiones se usa el pOH, que se calcula como pOH = - log [OH-], para determinar el pH de una disolución o conocer la concentración de protones de un modo rápido.

Si partimos de la expresión del producto iónico del agua y tomamos logaritmos, de acuerdo con

las propiedades de los logaritmos tendríamos y

; como el logaritmo de un producto es igual a la suma de

los logaritmos de los factores,

y multiplicando la igualdad por (-1) llegamos a

, de donde

pH + pOH = 14.

El cálculo de la concentración de protones en una disolución si conocemos el Ph de la misma, requiere, simplemente, que hallemos el antilogaritmo del pH y lo cambiemos de signo; operación que con la calculadora científica consiste en usar la función 10x usando para x el valor del pH cambiado de signo.

En disoluciones ácidas [H3O+] 10-7 mol/L y, entonces, el pH 7

En disoluciones neutras [H3O+] = 10-7 mol/L por lo que pH = 7

En disoluciones básicas [H3O+] 10-7 mol/L y por ello pH 7

Ejemplo

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Para detectar visualmente variaciones en el pH de una disolución se emplean las sustancias indicadoras o indicadores .

Indicadores de pH © Wikimedia

Estas sustancias son ácidos o bases débiles que experimentan un equilibrio entre su forma ácida y su forma básica y tienen la particularidad de que estas dos formas poseen colores diferentes:

La constante de este equilibrio es .

La mayor o menor abundancia de protones en el medio, el pH en definitiva, y el valor de la constante de equilibrio determinan que predomine en el equilibrio la forma ácida, HInd, o la forma básica, Ind-, y, como consecuencia de ello, el color de la disolución.

Como cada indicador posee una constante de equilibrio propia, el intervalo de viraje (de cambio de color) se producirá a un pH específico para cada indicador.

El papel pH utilizado en el laboratorio para averiguar de forma aproximada el pH de la disolución no es más que un papel absorbente impregnado con una mezcla de indicadores que, al ser humedecido con una gota de la disolución, adquiere un color determinado de acuerdo con el valor del pH.

Si el pH de una disolución es 6, la concentración de H3O+ es [H3O+] = antilog (-6) para realizar este cálculo con la calculadora debemos efectuar

10(-pH) = 10-6 mol/L

Una disolución posee un pOH = 13; entonces su pH = 14 - pOH = 14 -13 = 1.

La concentración de protones es [H3O+] = 10(-pH) = 10(-1) = 10-1 mol/L

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Cuando se necesita efectuar una medida precisa del pH se utilizan pHmetros que, a través de la medida de la diferencia de potencial entre la disolución a medir y otra disolución patrón de pH conocido, proporcionan el valor del pH de la disolución problema.

Para saber más Si utilizas el siguiente enlace verás un vídeo en el que se muestran los efectos de la adición de un ácido o una base a dos indicadores naturales: la lombarda y el té fuerte.

Efectos de la adici ón de un ácido

Autoevaluación

Haz corresponder los conceptos, definiciones y explicaciones de ambas columnas de la tabla

a) Indicador Selecciona...

b) disolución básica

Selecciona...

c) disolución ácida

Selecciona...

d) base débil Selecciona...

¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas?

gfedc a) el pH de una disolución cuya concentración de iones hidrógeno es 2,5×10-3 mol/L es 2,60

gfedc b) el pH de una disolución es 7, por lo que [H3O+]= 107 mol/L

gfedc c) si el grado de disociación de una base es 1, se trata de una basefuerte.

gfedc d) si el pH de una disolución es 8, es una disolución de carácter básico

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Reacciones de neutralización y valoraciones ácido-base

Durante la revisión de las teorías ácido-base se ha hecho referencia al significado de la reacción de neutralización: sabemos que ese tipo de reacción tienen lugar entre un ácido y una base para producir una sal y agua y, tal como explica la teoria de Brönsted Lowry, supone en realidad la reacción entre iones hidrógeno e iones hidroxilo para formar moléculas de agua.

Cuando tiene lugar una reacción de neutralización se produce un cambio en el pH del medio de reacción y, si se ha añadido una sustancia indicadora, podemos seguir el curso de la variación del pH de la disolución.

Estas reacciones se utilizan para determinar la concentración de una disolución de un ácido o de una base por neutralización con una disolución de una base o un ácido, respectivamente, de concentración conocida. Este procedimiento experimental es una valoración ácido-base y recibe el nombre de volumetría .

Básicamente, la volumetría comporta los siguientes pasos:

medir con exactitud el volumen de la disolución de concentración desconocida añadir unas gotas del indicador en el recipiente de valoración añadir gota a gota y agitando la disolución de concentración conocida hasta el punto de equivalencia coincidente con el cambio de color permanente del indicador leer el volumen empleado de disolución de concentración conocida.

Coloración de una disolución de pH 9 que contiene fenolftaleina como indicador © Wikimedia.

Realizadas estas operaciones, hay que utilizar la estequiometría de la reacción y partir de que, en el punto de equivalencia , los moles de protones y de hidroxilos que han reaccionado, son iguales y se ha producido la neutralización.

Consideremos el caso general de un ácido poliprótico y una base polihidroxilada

m HnA + n B(OH)m AmBn + m·n H2O

si los datos de volúmenes y concentraciones del ácido y la base son

en el punto de equivalencia el número de moles de H3O+ que han reaccionado es

Ácido Base

concentración (mol/L) cA cB

Volumen (mL) VA VB

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y el número de moles de OH- es

como ambas cantidades deben ser iguales en el punto de equivalencia se cumple

expresión que nos permite conocer la concentración desconocida de la disolución de ácido o de base tras medir los volúmenes de disoluciones empleados y la concentración de la disolución de base o de ácido usada en la valoración.

Veamos un ejemplo del uso de esta expresión:

Necesitamos conocer la concentración de una disolución de Fe(OH)2 y, para ello, realizamos una valoración con una disolución acuosa de HCl de concentración 0,15 M. Para neutralizar 28 mL de la disolución del hidróxido se emplean 36 mL de la disolución ácida, ¿cuál es la concentración del Fe(OH)2?

Ejemplo

En primer lugar debemos escribir la ecuación ajustada que corresponde a la neutralización

Fe(OH)2 + 2 HCl FeCl2 + 2 H2O

por tanto, se necesita doble número de moles de HCl que de Fe(OH)2 para alcanzar el punto de equivalencia.

Como la concentración de la disolución de HCl está medida en mol/L, expresaremos los volúmenes de disoluciones empleados en L también

El número de moles de iones hidroxilo será

VB·cB·m= 0'028·cB·2= 0,056 cB mol OH-

donde m representa el número de iones OH- presentes en el hidróxido de hierro (II).

El número de moles de iones hidrógeno empleados en la neutralización es

vA·cA·n= 0'036·0,15·1= 5,4×10-3 mol

Igualando ambas cantidades de sustancia y despejando cBse obtiene

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Para saber más En el video al que se accede pinchando el enlace siguiente, se muestran los cambios de pH de una disolución mediante el empleo del indicador azul de bromotimol; se añade hielo seco (CO2) al agua que contienen el indicador y se muestra el carácter ácido del dióxido de carbono; la adición posterior de una base o de un ácido cambia el color de la disolución.

Video sobre los cambios de pH de una disoluci ón mediante el empleo del indicador azul de bromotimol

Autoevaluación

Sistemas ácido-base complejos

Nos hemos limitado hasta ahora a exponer las cuestiones básicas acerca del comportamiento de ácidos y bases sin profundizar en algunas situaciones que pueden resultar más complejas que las revisadas hasta aquí.

Por ejemplo, el ión hidrogenosulfato, HSO4-, ha aparecido en dos de los equilibrios propuestos

como ejemplo del comportamiento ácido-base, pero nada se ha dicho acerca de las disoluciones en que puede encontrarse o de la forma en que éstas evolucionan.

Se trata de una especie química que procede de un ácido fuerte, el sulfúrico, que posee dos átomos de hidrógeno en su molécula, por lo que, en disolución acuosa puede sufrir dos disociaciones sucesivas

H2SO4 + H2O � HSO4- + H3O+ (1)

HSO4- + H2O � SO4

-2 + H3O+ (2)

El equilibrio (1) está completamente desplazado hacia la formación de la base conjugada, HSO4

-, y el ión hidronio, H3O+ como consecuencia de que el sulfúrico es un ácido fuerte; sin

Se valoran 24 mL de una disolución de concentración desconocida de ácido sulfúrico con 36 mL de disolución 0,05 M de hidróxido de sodio. La concentración de la disolución de ácido sulfúrico es

nmlkj a) 0.05 mol/L

nmlkj b) 0'1 mol/L

nmlkj c) 3'75×10-2 mol/L

nmlkj d) 0'075 mol/L

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embargo, la constante del equilibrio (2) es menor que la de la primera disociación, de forma que en el equilibrio están presentes la forma ácida de la segunda disociación, HSO4

-, y su base

conjugada, SO4-2.

Esta circunstancia complica el cálculo de la concentración de H3O+ y del pH de la disolución pues habrá que tener en cuenta el valor de la constante de la segunda ionización.

Algo similar sucede con el ácido carbónico, que es además un ácido débil, o con el fosfórico y con algunas bases que contienen varios grupos hidroxilo como Mg(OH)2 o Ba(OH)2.

Otros sistemas ácido base no elementales son las disoluciones amortiguadoras, reguladoras o tampón empleadas cuando se requiere que el pH de un medio de reacción sea estable.

Se trata de disoluciones de dos solutos: un ácido o una base débil y una de sus sales. Como contienen ácidos o bases débiles, en la disolución en equilibrio coexisten las formas ácidas y básica y la presencia adicional de la sal permite que una adición de ácido sea absorbida por la forma básica y que una adición de base sea captada por la forma ácida.

La constancia del pH en el medio celular, imprescindible para el correcto desarrollo de las reacciones metabólicas, se asegura por la presencia en él de ácidos débiles o bases débiles y de algunas de sus sales que, en conjunto, ejercen el papel de disoluciones tampón.

Uso de un indicador preparado con lombarda para diferenciar disoluciones según su pH:

ácido a la izquierda (coloración roja) y básico a la derecha © Wikimedia

Hidrólisis de sales

En realidad, la eficacia de las disoluciones amortiguadoras se basa en la posibilidad de hidrólisis de los iones procedentes de la ionización de una sal.

Cuando una sal se encuentra en disolución acuosa, el anión y el catión que la constituyen pueden reaccionar con el agua para regenerar el ácido y la base de la que proceden; tendría lugar así una hidrólisis: Veamos algunos ejemplos.

El acetato de sodio, NaCH3-COO se disocia de acuerdo con

NaCH3-COO Na+ + CH3-COO-

El ión sodio Na+ es el ácido conjugado de una base fuerte, por lo que se trata de un ácido débil,

Se entiende por hidrólisis la reacción con el agua de los iones procedentes de la disociación de una sal.

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y no tiene tendencia a tomar iones OH- para regenerar NaOH.

Sin embargo el acético es un ácido débil y su base conjugada CH3-COO- tenderá a aceptar protones del agua para regenerar el ácido

CH3-COO- + H2O � CH3-COOH + OH-

Se dice entonces que el ión acetato ha sufrido hidrólisis originándose iones OH-, por lo que la disolución resultante tendrá carácter básico.

El cloruro de amonio, NH4Cl, e disolución acuosa se disocia dando lugar a

NH4Cl NH4+ + Cl-

el cloruro es la base conjugada de un ácido fuerte y no sufre hidrólisis, pero el ión amonio procede de una base débil por lo que se hidroliza

NH4+ + H2O � NH3 + H3O+

provocando un aumento de la concentración de H3O+ en la disolución, por lo que adquirirá carácter ácido

Reacción ácido-base entre el amoniaco y el ácido clorhídrico © Wikimedia

El nitrato de potasio KNO3 se disocia en disolución acuosa así

KNO3 K+ + NO3-

el ión potasio procede de una base fuerte y no sufre hidrólisis; tampoco el ión nitrato la sufrirá pues es la base conjugada de un ácido fuerte. Por tanto, la disolución tendrá carácter neutro.

Generalizando este resultado, se puede afirmar que l a disolución de una sal procedente de un ácido débil y una base fuerte tiene carácter básico.

La disolución acuosa de una sal procedente de un ácido fuerte y una base débil tiene carácter ácido.

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Cuando disolvemos en agua una sal obtenida por reacción de un ácido débil y una base débil, no se puede afirmar nada con respecto al carácter ácido, básico o neutro de la reacción pues, tanto el catión como el anión sufrirán hidrólisis, y el pH final dependerá de los valores de las constantes del ácido y la base.

Para saber más El programa Antonio de Ulloa del Ministerio de Educación desarrolla el currículo de Química en ESO y Bachillerato y, en la parte correspondiente a 2º de Bachillerato, dedica una apartado a las reacciones ácido-base que contienen ejercicios interactivos que puedes encontrar en

Reacciones ácido -base

Autoevaluación

La disolución acuosa de una sal procedente de un áci do fuerte y una base fuerte es neutra.

Indica cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas

gfedc a) Si la concentración de una disolución de H2SO4 es 0,05 M, la concentración del ión hidronio es 0'1 M

gfedc b) Podemos preparar una disolución tampón disolviendo en agua destilada ácido clorhídrico y cloruro de amonio.

gfedc c) La disolución acuosa de nitrito de sodio tiene carácter básico

gfedc d) Una disolución de cloruro de sodio tiene pH neutro

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