Acido Base. Importancia del conocimiento del pH y pOH

Introducción

Debido a la abundancia y la importancia de este tipo de reacciones, este objetivo se dedicara a la comprensión de las reacciones que ocurren en el agua, involucrando a las sustancias de alta solubilidad que son los compuestos iónicos y polares.

Mediante este trabajo que se representa a continuación nos centraremos en estudiar el equilibrio iónico y todos los temas relacionados a este, el cual es un tipo especial de equilibrio químico que se caracteriza por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones. También estudiaremos términos como solubilidad, hidrolisis entre otros. Esto nos ayudara a entender de manera sencilla y nos facilitara el resolver ejercicios de acuerdo al tema.

¿Qué es el Ión?

Es una subpartícula cargada eléctricamente constituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente neutra. Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización.

Los iones pueden llevar una carga o más, generalmente entre 1 y 3. Los iones pueden ser un átomo solo (iones monoatómicos) o una combinación de varios átomos juntos (poliatómicos), como las moléculas.

¿Qué es un Catión?

Es un ion con carga eléctrica positiva, es decir, que ha perdido electrones. Los cationes se describen con un estado de oxidación positivo. Esto se debe a que ha ganado o perdido electrones, originalmente neutra, fenómeno que se conoce como ionización.

¿Qué es un Anión?

Es un ion con carga eléctrica negativa, es decir, que ha ganado electrones. Los aniones monoatómicos se describen con un estado de oxidación negativo. Los aniones poliatómicos se describen como un conjunto de átomos unidos con una carga eléctrica global negativa, variando su estado de oxidación individuales y tiene cargas negativas.

¿Qué es el Equilibrio Iónico?

El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones. Las especies que producen en solución cargas son denominadas electrolitos. Un electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica

Ácido y Base

En los primeros años del estudio de los materiales, se colocó el nombre de ácido en aquellas sustancias que tenían sabor agrio, reaccionaban con los metales desprendiendo Hidrogeno gaseoso y alteraban el color de los indicadores. Por ejemplo, el cambio del papel tornasol de azul a rojo.

En el año de 1884 un químico sueco, Svante Arrhenius, atribuyó esa característica acida al hidrogeno, denominando ácido una sustancia que aumenta la concentración de catión hidronio, H3O+, cuando se disuelve en agua. Esta definición parte del equilibrio de disociación del agua en hidronio e hidróxido:

H2O(l) + H2O (l) H3O+(ac) + OH-(ac)

En agua pura, la mayoría de moléculas existen como H2O, pero un número pequeño de moléculas están constantemente disociándose y reasociándose. El agua pura es neutra con respecto a la acidez o basicidad, debido a que la concentración de iones hidróxido es siempre igual a la concentración de iones hidronio.

Una base de Arrhenius es una molécula que aumenta la concentración del ion hidróxido cuando está disuelta en agua. En química se escribe con frecuencia H+(ac) significando ion hidrógeno o protón al describir reacciones ácido-base, pero no hay evidencia suficiente de que exista en disolución acuosa el núcleo de hidrógeno libre; sí que está probada la existencia del ion hidronio, H3O+ e incluso de especies de mayor nuclearidad. Los compuestos que no tienen hidrógeno en su estructura no son considerados ácidos de Arrhenius. Tampoco son bases de Arrhenius los compuestos que no tienen OH en su estructura.

Esta definición fue mejorada por el químico danés, Johannes Nicolaus Bronsted y el inglés Thomas Martin Lowry en 1923, denominando acido a la sustancia con capacidad para ceder protones, menos limitante que al considerar un ácido como un simple carácter productor eH3O+.

Reconocieron independientemente que las reacciones ácido-base involucran la transferencia de un protón. Un ácido de Bronsted-Lowry (o simplemente ácido de Bronsted) es una especie que dona un protón a una base de Bronsted-Lowry. La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry tiene varias ventajas sobre la teoría de Arrhenius.

Considere las siguientes reacciones del ácido acético (CH3COOH), el ácido orgánico que le da al vinagre su sabor característico:

Ambas teorías describen fácilmente la primera reacción: el CH3COOH actúa como un ácido de Arrhenius porque actúa como fuente de H3O+ cuando está disuelto en agua, y actúa como un ácido de Bronsted al donar un protón al agua. En el segundo ejemplo, el CH3COOH sufre la misma transformación, donando un protón al amoníaco (NH3), pero no puede ser descrito usando la definición de Arrhenius de un ácido, porque la reacción no produce cationes hidronio. La teoría de Brønsted-Lowry también puede ser usada para describir compuestos moleculares, mientras que los ácidos de Arrhenius deben ser compuestos iónicos.

El cloruro de hidrógeno (HCl) y amoníaco se combinan bajo varias condiciones diferentes para formar cloruro de amonio, NH4Cl. En solución acuosa, el HCl se comporta como ácido clorhídrico y existe como cationes hidronio y aniones cloruro.

A pesar de esto todavía hubo otra aplicación de la definición.

Ese mismo año Gilbert N. Lewis sugirió que los ácidos son aquellas especies químicas capaces de aceptar un par de electrones, lo que incluye en el grupo de ácidos, algunas sustancias, que no se relacionan para nada con los hidrógenos, que las otras definiciones descartaban es decir incluye reacciones con características ácido-base que no involucran una transferencia de protón. Un ácido de Lewis es una especie que acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un aceptor de par de electrones. Las reacciones ácido-base de Bronsted son reacciones de transferencia de protones, mientras que las reacciones ácido-base de Lewis son transferencias de pares de electrones.

Desde el punto de vista práctico, la definición de Bronsted Lowry adquiere mucha importancia debido a lo sencillo de su análisis.

Las bases o álcalis se distinguen por un sabor amargo, son resbaladizas o jabonosas al tacto y con la propiedad de cambiar a coloración de algunos indicadores; por ejemplo el papel tornasol toma la coloración azul, al ponerse en contacto con ellas. Este comportamiento es opuesto al comportamiento de los ácidos y fue explicado por Arrhenius con la presencia de iones Oxidrilo (OH-) los cuales aparecen con la ionización de un Hidróxido.

Al igual que en el caso de los ácidos, en 1923 surge la definición de Bronsted Lowry lo cual dice que una base es aquella sustancia capaz de aceptar un protón (H+). Esta definición engloba la anterior: en el ejemplo anterior, el KOH al disociarse en disolución da iones OH−, que son los que actúan como base al poder aceptar un protón. Esta teoría también se puede aplicar en disolventes no acuosos.

Esta definición explica el comportamiento básico Amoniaco (NH3), que la definición anterior no lograba.

Y por último Lewis, amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque esta teoría no tendría repercusión hasta años más tarde. Según la teoría de Lewis una base es aquella sustancia que puede donar un par de electrones. El ion OH−, al igual que otros iones o moléculas como el NH3, H2O, etc., tienen un par de electrones no enlazantes, por lo que son bases.

pH y pOH.

El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias.

´´La sigla significa potencial hidrógeno´´

Se define como el logaritmo decimal inverso de la concentración de iones Hidronio en moles/litro.

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro, es un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ion de hidrógeno.

De igual forma el pOH corresponde al logaritmo decila inverso de la concentración molar de iones oxidrilo (OH-).

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