Equilibrio

QUÉ SON ÁCIDOS Y BASES

Los ácidos y bases son dos tipos de sustancias que de una manera sencilla se pueden caracterizar por las propiedades que manifiestan.

Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos cuantos cientos de años que se descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. Aunque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y las bases, en esta lección introduciremos los fundamentos de la química de los ácidos y las bases. Una reacción ácido-base o reacción de neutralización es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base obteniendo como productos una sal y agua. Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas.

A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto como los diferentes métodos de análisis cuando se aplica a reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.

Una definición más general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es aquella que puede donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar protones.

El pH

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

La sigla significa ‘potencial hidrógeno’, ‘potencial de hidrógeno’ o ‘potencial de hidrogeniones’ (pondus hydrogenii o potentia hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés S. P. L. Sørensen (1868-1939), quien lo definió en 1909 como el opuesto del logaritmo en base 10 (o el logaritmo del inverso) de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

El pOH

En química, concretamente en el estudio de la química ácido-base, se define el pOH como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los aniones hidroxilo, o también en términos de concentración de éstos.

Dado que tiene la misma definición que pH, pero aplicado a la concentración de aniones hidroxilo, cumple las mismas propiedades que éste; típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, pero en este caso son ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7, puesto que en términos de concentración de reactivos, si el pH tiene un valor pequeño, significa que tiene una alta concentración de iones hidronio con respecto a la disolución neutra, y en esa misma proporción, pero al contrario, se produce por desequilibrio químico que tenga poca concentración de aniones hidroxilo, luego un pOH con un valor alto.

RELACIONES ENTRE POH Y PH

El pH es el logaritmo de la concentración de iones oxonio presentes en la disolución de la que queremos determinar el pH. El pOH es lo mismo pero con la concentración de iones hidróxido. La relación existente entre el pH y el poh es que, para una cierta disolución, la suma siempre es 14:

PH + Poh = 14

IMPORTANCIA DEL PH

El

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