Química General

Equilibrios ácido-base

Los ácidos y las bases son muy importantes en nuestra vida cotidiana y en muchos procesos químicos que nos mantienen de pie en nuestro día a día. Un ejemplo muy claro de uno de estos procesos es el de la digestión; los jugos gástricos deben tener cierta acidez para que nuestros alimentos se descompongan y nuestro cuerpo pueda absorber los nutrientes que necesita. De manera general se puede decir que un ácido es aquella sustancia que libera iones hidrógeno (H+) en solución acuosa mientras que una base es aquel compuesto que libera iones hidróxido (OH) cuando se encuentra disuelto en agua. El cloruro de hidrógeno (HCl) al disolverse en agua forma ácido clorhídrico ya que se disocia en iones hidrógeno y iones cloro (Cl). Un ejemplo de una base es el hidróxido de sodio (NaOH) que en agua se descompone en iones sodio y iones hidróxido y forma una base muy fuerte.

La definición de ácido y base que vimos en el párrafo anterior corresponde a la propuesta por Arrhenius. Sin embargo, también hay otras definiciones como la sugerida por Bronsted y Lowry; la cual dice que un ácido es aquella sustancia capaz de donar un protón y una base es aquella capaz de aceptar un protón. Según esta definición, en todo equilibrio ácido-base y en ambos sentidos de la reacción hay transferencia de iones hidrógeno o protones. Por ejemplo, supongamos que añadimos un ácido desconocido (HX) en cierta cantidad de agua:

HX + H2O <—> X + H3O+

Del lado izquierdo, el ácido es el HX por su capacidad de donar un protón y la base es el agua, en cambio del otro lado la base es el ion X y el ácido es el H3O+ ( ion hidronio) por su capacidad de donar un protón. El par HX y X se denomina par conjugado ácido-base.

Fuerza de ácidos y bases

Los ácidos fuertes son aquellas sustancias que se disocian liberando iones hidrógeno en su totalidad. Como vimos anteriormente, al disociarse forman bases conjugadas las cuales son muy débiles. Los ácidos débiles en cambio se disocian solamente de forma parcial en solución acuosa y por lo tanto forman bases conjugadas también débiles. De igual forma también existen sustancias cuyo valor de acidez es despreciable y por lo tanto generan bases conjugadas muy fuertes.

El agua es una sustancia anfótera; esto significa que en ocasiones actúa como base y en otras ocasiones actúa como ácido. El proceso de autodisociación del agua es muy interesante ya que se disocia en un ion hidronio y en un ion hidróxido. Como este es un proceso en equilibrio se puede escribir de la siguiente forma:

Keq = Kw = [H3O+][OH] = 1×10-14

Por definición una solución neutra tiene la misma concentración de iones hidrógeno (o hidronio) y iones hidróxido. Haciendo las operaciones matemáticas correspondientes encontramos que la concentración de iones hidrógeno e hidróxido de una solución neutra es de 1 x 10-7 M. Como vemos la concentración de iones hidrógeno siempre es muy pequeña, por lo tanto se recurre al antilogaritmo con base 10 de la concentración de iones hidrógeno también denominado como pH.

Por lo tanto el pH de una solución neutra se obtiene como sigue:

pH=-log[H+]=-log (1 x 10-7) = 7

Ahora observemos qué pasa si aumentamos la concentración de iones hidrógeno. Supongamos que ahora tenemos una concentración mayor igual a 1 x 10-2 M de protones:

pH=-log[H+]=-log (1 x 10-2) = 2

Observamos que el valor de pH disminuye a 2.

Analicemos a continuación que pasa si tenemos una solución con una concentración menor de iones hidrógeno:

pH=-log[H+]=-log (1 x 10-9) = 9

En conclusión una solución ácida tiene un valor de pH menor a 7 y una solución básica tiene un valor de pH mayor a 7. En las referencias se pueden encontrar tablas y diagramas con ejemplos de sustancias que utilizamos en nuestro día día y su valor de pH para tener una noción más clara de la acidez de ciertos compuestos. Algunos ejemplos de sustancias muy ácidas son el jugo gástrico y el jugo de limón con un valor de pH de 1 y 2 respectivamente. Algunas sustancias muy básicas son el amoniaco y el NaOH con valores de pH de 12 y 13 respectivamente.

También se puede obtener el pOH que se define como el antilogaritmo de la concentración de iones hidróxido en una solución acuosa. En el caso del pOH una solución ácida tiene un valor de pOH mayor que 7 y una solución básica un valor menor. También es importante notar que la suma de pOH + pH siempre nos debe dar como resultado 14.

 

Referencias:

  1. Brown Theodre L., y cols. Química. La ciencia central. PEARSON Educación, México, 2004. Pág. 56 ISBN 970-26-0468-0