Algunos Datos utiles sobre teorias acido-base; constantes de disociación, pH...y mas:
Ácidos y bases: estos dos tipos de compuestos químicos presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una solución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización en la que se forman agua y sal.
Pongamos como ejemplo: el ácido sulfúrico (H2SO4) y el hidróxido de sodio (NaOH), producen agua y sulfato de sodio (Na2SO4): H2SO4 + 2NaOH------2H2O + Na2SO4
Teorías
Teoría de Arrhenius y Ostwald:
Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo (OH–). La reacción de neutralización sería: H2O H + + OH –
La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
Teoría de Bronsted – Lowry:
Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brönsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + base----NH 2 + base + H+
El concepto de ácido y base de Brönsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones.
En forma de ecuación química: Ácido (1) + Base (2)Ácido (2) + Base (1)
La reacción de Acido (1) con Base (2) se produce al transferir un protón del primero al segundo. Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, o sea, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil.
Por ejemplo: HCl + H2O----- H3O+ + Cl-
El HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio, en este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl -, una base débil, y H3O +, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.
En otro ejemplo: HF + H2O------H3O+ + F
El fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua. Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F - y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brönsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2O ----- H3O+ + Cl -
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):
NH3 + H2O ---- NH 4+ + OH -
Medida de la fuerza de ácidos o bases
La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa: pH = -log [H3O+] pOH = - log [OH -]
El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0.
El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones. Esta teoría también tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o de pares ácido-base conjugados. Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base: H3N: + BF3 ---H3N- BF3
Ácidos Orgánicos:
Los ácidos orgánicos son un grupo de sustancias generalmente no se disuelven en agua, sino en cloroformo, éter o benceno. Tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Pueden ser saturados (ácidos que poseen ligadura simple entre cada par de carbonos involucrados) o no saturados (poseen doble o triple ligadura en uno o más pares de carbonos).
Grupo funcional:
Las propiedades químicas específicas de las moléculas orgánicas obedecen en particular a unosgrupos de átomos conocidos con el nombre de grupo funcional, el grupo funcional que caracteriza a los ácidos es el grupo llamado carboxilo que se encuentra siempre sobre un carbono primario (primer carbono) que está unidos a la cadena de carbonos. Los ácidos orgánicos que poseen un solo grupo funcional de este estilo se los llama ácidos monocarboxilados. En estado natural este tipo de ácidos se encuentran frecuentemente en los insectos (ácido metanoico o fórmico en las hormigas), formando parte de aceites y grasas (lípidos) en vegetales y animales.
Métodos de obtención: Los ácidos orgánicos resultan de la oxidación energética de los alcoholes o de la oxidación de los aldehídos.
Oxidación energética de un alcohol
El compuesto obtenido es un trioxhidro derivado inestable que se descompone en agua y ácido
b) Oxidación del aldehído
Nomenclatura de los ácidos
Los ácidos orgánicos que poseen un solo grupo funcional carboxilo se denominan ácidos monocarboxilados. Se lo nombra cambiando la última vocal o del alcano respectivo por el sufijo oico. De allí que el alcano metanol se denomina ácido metanioco, el etanol se lo llama ácido etanoico, etc.
Clasificación de los Ácidos
Ácidos Alifáticos
Los ácidos monocarboxilados acíclicos saturados y no saturados se denominan también Ácidos Grasos por hallarse los términos superiores constituyendo las grasas.
Ácidos saturados alifáticos: también llamados acíclicos pues presentan cadenas que no forman ciclos (anillos). Presentan ligaduras simples entre cada carbono y pueden presentar uno o dos grupos carboxilos. En el primer caso se los denomina monocarboxilos o monoácidos y constituyen una serie ácida llamada forménica.
A los ácidos acíclicos que poseen dos funciones carboxílicas se los llama dicarbolilados ó diácidos. Su nomenclatura indica esta doble posición del grupo funcional con el sufijo dioico.
Ácidos no saturados etilénicos: Se caracterizan por poseer doble ligadura. Los ácidos etilénicos se denominan generalmente con el nombre de ácidos acrílicos.
Ácidos no saturados acetilénicos: estos ácidos se los denomina propiólicos y se caracterizan por poseer triple ligadura.
Preparación: Se puede obtener este tipo de ácidos utilizando diversos métodos, a continuación se enunciarán algunos de ellos:
a) Oxidar fuertemente a los alcoholes primeros u oxidando suavemente a los aldehídos. Este método se puede usar en el laboratorio y se aplica en la industria. La oxidación se logra utilizando el oxígeno del aire y catalizadores.
b) Tratando a la sal orgánica del ácido que se desea obtener con ácidos inorgánicos.
c) Hidrolizando un éster. Un éster sometido a la acción del vapor sobrecalentado (a presión ) se desdobla en el ácido respectivo y un alcohol.
d) Tratando al dióxido de carbono con los compuestos de Grignard. Se carbonata al compuesto organomagnesiano que posea un átomo de carbono menos que el ácido que se desea obtener haciendo burbujear en él dióxido de carbono seco. De esa manera, si se quiere preparar ácido etanoico el radical órgano-magnesiano tendrá un solo átomo de carbono, el compuesto de Grignard debe poseer dos átomos de carbono.
Reacción Grinard: se hacen actuar un derivado halogenado de un hidrocarburo sobre el magnesio en presencia de un anhídrido, se lo pone en contacto con el agua para que descomponga al compuesto órgano-magnesiano de manera que el magnesio se oxida (pierde electrones) y un carbono (de la cadena) se reduce (gana electrones)
Propiedades físicas: constituyen una serie homóloga denominada Serie forménica por ser el ácido metanoico o fórmico el primero de la misma.
Los primeros términos (no más de cuatro carbonos) son líquidos de un suave olor picante y sabor ácido; luego (hasta nueve carbonos) se hacen aceitosos y poseen olor desagradable; a parir de los compuestos con más de diez carbonos se denominan ácidos grasos superiores y son sólidos, inodoros e insolubles al agua, pero lo son en alcohol y éter.
Ácido Densidad Pto. Fusión (ºC ) Pto. de Evaporación (ºC )
metanoico 1,22 8,4 100,7
etanoico 1,05 16,6 118,1
propanoico 0,99 -22 141,1
butanoico 0,96 -7,9 163,5
pentanoico 0,94 -5,9 187
Propiedades Químicas: Por su carácter ácido, en solución acuosa se disocian parcialmente en iones pero en menor grado que los ácidos minerales.
Los ácidos con pocos carbonos al solubilizarse en el agua enrojecen al tornasol, pero en cambio los superiores (con muchos átomos de carbono) debido a su insolubilidad en agua no lo hacen. Se conoce su carácter ácido por su capacidad de formar sales, no atacan a los metales a excepción de los alcalinos térreos y el cinc, reaccionan con las bases dando sales y agua.
Los ácidos grasos saturados, ante la presencia de alcoholes, forman ésteres.
Los ácidos grasos saturados también forman, en contacto con pentacloruro de fósforo, cloruros de ácidos. Teóricamente la combinación de dos moléculas de ácido con pérdida de una de agua da un anhídrido. También, teóricamente, una molécula de ácido combinada con una de amoníaco, con pérdida de agua, da una amida
La energía de los ácidos disminuye a medida que aumenta el peso molecular, por lo que el ácido fórmico es el más energético y también el de mayor grado de disociación.
Formación de sales: como ya se ha dicho, los ácidos orgánicos en contacto con hidróxidos (bases) reaccionan dando sales y agua. No hay que olvidar que el hidrógeno sustituible de los ácidos es el que pertenece al carboxilo.
2H - COOH + Ca (OH)2 ---- 2 H2O + (H . COO)2 Ca
ácido metanoico Hidróxido metanoato de calcio
(formico) de calcio (formiato de calcio)
CH3 - COOH + K (OH) ---- 2 H2O + CH3-COO K
ácido etanoico Hidróxido etanoato de potasio
(acético) de potasio (acetato de potasio)
Formación de ésteres:
Si se combinan ácidos saturados y alcoholes obtendremos ésteres con desprendimiento de agua. El fenómeno se denomina esterificación y se verifica en presencia de ácido sulfúrico. Se ha comprobado, por medio de isótopos pesados, que el agua se forma con el hidróxido del ácido y el hidrógeno del alcohol. El éster formado es más volátil que el ácido y el alcohol precursor.
ácido etanoico metanol (alcohol) etanoato de metilo (éster)
Preparación de halogenuros de ácidos o de acilo:
Los halogenuros de ácidos carboxilos resultan de la sustitución del hidroxilo de los ácidos por un átomo halógeno. Se los designa según el nombre del halógeno participante al que se le cambia la terminación ico por ilo.
Los más utilizados son los cloruros de ácido, por eso se explicará a continuación su obtención: se trata al ácido cuyo derivado de quiere obtener con pentacloruro de fósforo dando un cloruro de ácido que se separa por destilación fraccionada.
Preparación de anhídridos
Los anhídridos orgánicos resultan de la condensación de dos moléculas de ácidos orgánicos con pérdida de una molécula de agua. Los anhídridos pueden ser simples, formados por la deshidratación de dos moléculas del mismo ácido, ó mixtos, ácidos distintos. Ambas variantes pueden presentarse de forma cíclica o acíclica. Para nombrarlos, a continuación de la palabra anhídrido, se indica el ácido o ácidos que lo conforman. Por ejemplo: anhídrido etanoico butanoico.
Obtenemos anhídridos tratando sales alcalinas de un ácido graso con cloruro de ácido, lo que permite preparar anhídridos simples o mixtos.
Ácido Aromáticos
Los ácidos aromáticos son aquellos ácidos en los que el grupo carboxilo se halla unido al anillo bencénico o a una cadena del anillo bencénico.
También pueden ser monocarboxilados (un solo grupo carboxilo) o policarboxilados (dos o más grupos carboxilos)
Ácidos de funciones mixtas
Se llaman ácidos de función mixta a los ácidos compuestos que, además de la función ácida, poseen otros grupos funcionales.
La disociación del agua
Objetivo 7
Explique qué quiere decir la autoionization del agua, y escriba la expresión ion-producto-constante para este proceso.
H 2 O puede actuar como un donante y aceptor de un protón para sí misma. Un protón se puede transferir a partir de una molécula de agua a otra, dando por resultado la formación de un ión del hidroxido ( OH - ) y de un ión del hidronio
( H 3 O +).
2H 2 O(l) H 3 O + (ac) + OH - (ac)
Esto se llama el autoionization o la disociación del agua. Este equilibrio se puede también expresar como:
H 2 O(l) H + (ac) + OH - (ac)
En el equilibrio anterior, el agua actua tanto como un ácido, como base. La capacidad de una especie de actuar de ácido o base se conoce como anfoterismo .
Las concentraciones de H 3 O + y OH - producido por la disociación del agua son iguales. La expresión correspondiente del equilibrio para esto sería:
K C = { [ H + ][OH - ] / [ H 2 O ] }
En agua pura en 25 o C , [ H 2 O ] = 55,5 M.
Este valor es relativamente constante en lo referente a una concentración muy baja de H + y OH - (1 x 10 -7 M).
Por lo tanto,
K C = [ H + ][OH - ] / 55,5 M
Reacomodando da:
K C (55,5 M) = [ H + ][OH - ] = K W
Ahora podemos eliminar [ H 2 O ] de la ecuación y nos quedan con:
K W = [ H + ][OH - ]
Donde K W señala el producto (55,5 M) K C y se llama constante de ionización para el agua. En 25 o C, K W es iguala 10 -14 .
La constante del ionización sigue siendo siempre constante en el equilibrio (como el nombre lo dice). Por lo tanto, si la concentración de H + uOH - se eleva, entonces la otra deben caer para compensar. En soluciones ácidas,
[ H + ] > [ OH - ] , y en soluciones básicas [ H + ] < [ OH - ] .
La escala del pH
Objetivo 8
Defina el pH; calcule el pH a partir de un [ H + ] o [ OH - ] conocidos, y realice la operación reversa.
Mejor que expresar [ H + ]como cierto número muy pequeño, es a menudo más conveniente describir en los términos de pH , definidos como:
pH = - log[ H + ]
Por ejemplo, una solución neutra a 25 o C contiene concentraciones iguales de H + los iones yOH -los iones, donde [ H + ] = 10 -7M. así, el pH de la solución es:
pH = - Log 10 -7 = 7
De esto es obvio que en 25 o C:
pH <7 la soluciónl es ácida
pH = 7 la solución es neutral
pH > 7 la solución es básica
Note que el pH de una solución mide la concentración de protones disociados, y no la concentración total del ácido en una solución.
La escala negativa del logaritmo es útil para medir otras cantidades diminutas, por ejemplo para medir [ OH - ] :
pOH = - Log [ OH - ]
Sabiendo esto, obtenemos la siguiente expresión, muy útil :
pH + pOH = - Log K W = 14,00
Relacion entre el pH y pOH
pH pOH [ H + ] mol/L [ OH - ] mol/L
0 14 1,0 10 -14
2 12 0,01 10 -12
4 10 0,0001 10 -10
6 8 10 -6 10 -8
8 6 10 -8 10 -6
10 4 10 -10 0,0001
12 2 10 -12 0,01
14 0 10 -14 1,0
Relacion entre Ka y Kb
Mientras más fuerte un ácido, más débil su base conjugada. mientras más fuerte una base, más débil su ácido conjugada.
El ácido NH 4 + y su base conyugal NH 3 ambos reacciona con agua:
Ecuación A:
NH 4 + (ac) NH 3 (ac)+H + (ac)
Ecuación B:
NH 3 (ac) + H 2 O(l) NH 4 + (ac)+OH - (ac)
Las expresiones correspondientes del equilibrio son:
Ahora sumemos las ecuaciones A y B para conseguir:
Ecuación C:
H 2 O H + (aq)+OH - (aq)
Éste es el equilibrio del autoionization para el agua! Cómo nos damos cuenta quien es K c ?
PUNTO DE ÉNFASIS: Cuando dos reacciones SE AGREGAN juntas, la constante de equilibrio para la tercera reacción es dado por el PRODUCTO de las constantes del equilibrio de las primeras dos reacciones sumadas.
Note que multiplicando K a yK b , [ NH 4 + ] y [ NH 3 ]se cancelan, dejando el producto ionico del agua, que corresponde a K c para la ecuación C.
Así, para toda la pareja de ácido-base conjugado , Ka x Kb= K W, la constante del producto ionico.
Objetivo 13
Explique la relacion entre las fuerzas de ácidos y de sus bases de conjugación. Calcule K b conociendo el K a , y viceversa.
NOTA: Podemos calcular siempre Ka si K b es dada: K a = { Kw /K b } y viceversa.
PUNTO DE ÉNFASIS: Otro método común de expresarK a o K b está en la forma de pK a o de pKb .
Los químicos definen pK a y pK b como definen el pH, de que es:
pK a = - Log(K a) y pK b =- Log (K b)
Tomar -Log de ambos lados de:Ka x K b = K W = 1,00 x 10 -14, queda:
pK a + pK b = pK W = 14,00
Propiedades acido-base de soluciones salinas
Los iones pueden exhibir características ácidas o básicas. Por ejemplo, el NH 4 + es ácido, y F - es básico.
Las sales, siendo electrólitos fuertes, disocian totalmente en la solución acuosa para producir los iones de los cuales se componen. Por lo tanto, las soluciones de sal pueden ser ácidas, básicas o neutrales.
Objetivo 14
Predecir cuando una solución salina determinada será ácida, básico, o neutro.
PUNTO DE ÉNFASIS: Cuanto más débil es el ácido, más fuerte es la base.
Los iones pueden reaccionar con agua en una reacción de hidrólisis para producir H +(ac) u OH - (ac).
La hidrólisis es un término general para la partición de una molécula de agua. Por ejemplo, el ion del acetato, C 2 H 3O 2 -, reacciona con agua de la forma:
C 2 H 3 O 2 - (ac) + H 2 O (l) HC 2 H 3 O 2 (ac) + OH - (ac)
La producción del ion OH - hace la solución básica.
Observe que todos los cationes, excepto los de los metales del álcali y de la tierra alcalina (que no hidrolizan en agua y, por lo tanto, no afectan el pH), actuan como ácidos débiles en la solución.
Las concentraciones relativas de estos iones entonces determinan las características ácidas o básicas de la solución.
Nota: Los iones de ácidos fuertes y de bases fuertes no hidrolizan! Son tan débiles que son conocidos como iones espectadores . Solamente los iones de ácidos y de bases débiles hidrolizan.
Los iones Polipróticos son aniones de sustancias capaces de disociar más de un protón en el agua, tal comoHCO3- , que podría ganar o perder un protón en la solución acuosa. Esta característica de ser ácida o básica se conoce como anfoterismo .
El comportamiento de los aniones de iones poliproticos es determinado por las magnitudes relativas de su K ay de Kb .
Por ejemplo, si K b del ion >K a , el ion tiene una mayor tendencia a ser protonado en vez desprotonado y la solución es así básica. El contrario es también cierto.
EJEMPLO:
Prediga si la sal de Na2HPO4 formará una solución ácida o básica cuando este disuelta en agua. Sabemos que Ka para HPO4-2es 4,2x 10 -13 y K apara H 2 PO 4 -es6,2 x 10 -8.
El Na + , un ion espectador, no afecta la acidez o la basicidad de una solución, peroel HPO 4 - si podría. Las dos reacciones posibles que podría experimentar son:
Reacción A:
HPO 4 2 (ac) H + (ac) + PO 4 3 (ac)
Reacción B:
HPO 4 2 (ac) + H 2 O (l) H 2 PO 4 - (ac) + OH - (ac)
Si este ion causará la solución a ser ácida o básica depende encendido si la K a para la reacción A es más grande que la K b para la reacción B .
K a para HPO 4 -2 es 4,2 x 10 -13.
K a para H 2 PO 4 - es 6,2 x 10 -8 .
La K b de la reacción B es relacionada con la K a de H 2 PO 4 - por K b = K con K a :
K b = { 1,0 x 10 -14 / 6,2 x 10 -8 } = 1,6x 10 -7 para HPO 4 2
K b > K a , así que la solución serán básicas .
Determinación cualitativa del pH
Podemos predecir si una solución será básica ,ácida o neutra cualitativamente encontrando el pH:
1. Sales de un ácido fuerte y de una base fuerte:
• ninguna hidrólisis del catión o del anión
• pH = 7,00
2. Sales de una base fuerte y de un ácido débil:
• hidrólisis del anión del ácido débil (para producir OH - iones)
• pH > 7,00 (básico)
3. Sales de una base débil y de un ácido fuerte:
• hidrólisis del catión de la base débil (para producir H + iones)
• pH <7.00 ( acido )
4. Sales de una base débil y de un ácido débil:
• el catión y el anión hidrolizan
• si K b de la hidrólisis de un anión es mayor que K a de la hidrólisis de un catión, la solución es básica (pH > 7,00), y viceversa.
pH y alcalinidad
Medida de calidad de agua: el pH
La calidad del agua y el pH son a menudo mencionados en la misma frase. El pH es un factor muy importante, porque determinados procesos químicos solamente pueden tener lugar a un determinado pH. Por ejemplo, las reacciones del cloro solo tienen lugar cuando el pH tiene un valor de entre 6,5 y 8.
El pH es un indicador de la acidez de una sustancia. Está determinado por el número de iónes libres de hidrógeno (H+) en una sustancia.
La acidez es una de las propiedades más importantes del agua. El agua disuelve casi todos los iones. El pH sirve como un indicador que compara algunos de los iones más solubles en agua.
El resultado de una medición de pH viene determinado por una consideración entre el número de protones (iones H+) y el número de iones hidroxilo (OH-). Cuando el número de protones iguala al número de iones hidroxilo, el agua es neutra. Tendrá entonces un pH alrededor de 7.
El pH del agua puede variar entr 0 y 14. Cuando el ph de una sustancia es mayor de 7, es una sustancia básica. Cuando el pH de una sustancia está por debajo de 7, es una sustancia ácida. Cuanto más se aleje el pH por encima o por debajo de 7, más básica o ácida será la solución.
El pH es un factor logarítmico; cuando una solución se vuelve diez veces más ácida, el pH disminuirá en una unidad. Cuando una solución se vuelve cien veces más ácida, el pH disminuirá en dos unidades.El término común para referirse al pH es la alcalinidad.
La palabra pH es la abreviatura de "pondus Hydrogenium". Esto significa literalmente el peso del hidrógeno. El pH es un indicador del número de iones de hidrógeno. Tomó forma cuando se descubrió que el agua estaba formada por protones (H+) e iones hidroxilo (OH-).
El pH no tiene unidades; se expresa simplemente por un número.
Cuando una solución es neutra, el número de protones iguala al número de iones hidroxilo.
Cuando el número de iones hidroxilo es mayor, la solución es básica, Cuando el número de protones es mayor, la solución es ácida.
¿Sabías que el pH de la Coca-Cola está alrededor de 2? ¿Y sabías que es inútil medir el pH del agua de ósmosis inversa o del agua desmineralizada? Ni el agua desmineralizada ni el agua de ósmosis inversa contienen iones tampón. Esto significa que el pH puede ser tan bajo como 4, pero también tan alto como 12. Ambos tipos de agua no son fácilmente utilizables en su forma natural. ¡Siempre son mezclados antes de su aplicación!
Métodos de determinación del pH
Existen varios métodos diferentes para medir el pH. Uno de estos es usando un trozo de papel indicador del pH. Cuando se introduce el papel en una solución, cambiará de color. Cada color diferente indica un valor de pH diferente. Este método no es muy preciso y no es apropiado para determinar valores de pH exactos. Es por eso que ahora hay tiras de test disponibles, que son capaces de determinar valores más pequeños de pH, tales como 3.5 or 8.5.
El método más preciso para determinar el pH es midiendo un cambio de color en un experimento químico de laboratorio. Con este método se pueden determinar valores de pH, tales como 5.07 and 2.03.
Ninguno de estos métodos es apropiado para determinar los cambios de pH con el tiempo.
El electrodo de pH
Un electrodo de pH es un tubo lo suficientemente pequeño como para poder ser introducido en un tarro normal. Está unido a un pH-metro por medio de un cable. Un tipo especial de fluído se coloca dentro del electrodo; este es normalmente “cloruro de potasio 3M”. Algunos electrodos contienen un gel que tiene las mismas propiedades que el fluído 3M. En el fluído hay cables de plata y platino. El sistema es bastante frágil, porque contiene una pequeña membrana. Los iones H+ y OH- entrarán al electrodo a través de esta membrana. Los iones crearán una carga ligeramente positiva y ligeramente negativa en cada extremo del electrodo. El potencial de las cargas determina el número de iones H+ y OH- y cuando esto haya sido determinado el pH aparecerá digitalmente en el pH-metro. El potencial depende de la temperatura de la solución. Es por eso que el pH-metro también muestra la temperatura.
Ácidos y bases
Cuando los ácidos entran en contacto con el agua, los iones se separan. Por ejemplo, el cloruro de hidrógeno se disociará en iones hidrógeno y cloro (HCL--à H+ + CL-).
Las bases también se disocian en sus iones cuando entran en contacto con el agua. Cuando el hidróxido de sodio entra en el agua se separará en iones de sodio e hidroxilo (NaOH--à Na+ + OH-).
Cuando una sustancia ácida acaba en el agua, le cederá a ésta un protón. El agua se volverá entonces ácida. El número de protones que el agua recibirá determina el pH. Cuando una sustancia básica entra en contacto con el agua captará protones. Esto bajará el p del agua.
Cuando una sustancia es fuertemente ácida cederá más protones al agua. Las bases fuertes cederán más iones hidroxilo.