Concentraciones de ácido y base

Ácidos y Bases

Un ácido Arrhenius produce iones de hidrógeno cuando se disuelve en agua:

HA + H_{2 O →}H⁺_(aq) + A^-_(aq)

Aquí, HA es el ácido no disociado, H⁺ es el catión hidrógeno y A^- es el anión solvatado, llamado base conjugada. Una base de Arrhenius produce iones de hidróxido cuando se disuelve en agua:

BOH + H₂O → B⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Aquí, BOH es la base no disociada, OH^- es el ion hidróxido y B⁺ es el catión solvatado, llamado ácido conjugado. Una base conjugada se forma cuando un ácido pierde un ion de hidrógeno y tiene el potencial de ganar un hidrógeno. Lo mismo ocurre con un ácido conjugado, que se forma cuando una base pierde un grupo hidroxilo y tiene el potencial de recuperarlo. Cada ácido tiene una base conjugada, y cada base tiene un ácido conjugado.

pH

El pH es el grado de acidez de la solución y es una medida de la cantidad de iones de hidrógeno en una solución. La escala de pH es logarítmica y va de 0 a 14; Las soluciones acuosas con un pH inferior a 7 se describen como ácidas, y las soluciones acuosas con un pH superior a 7 se describen como alcalinas o básicas. Las soluciones a pH 7 se consideran neutras.

El pH de una solución es igual al logaritmo negativo en base diez de la concentración de iones de hidrógeno en la solución.

El agua interactúa fuertemente con el ion hidrógeno porque su fuerte carga positiva atrae el polo negativo de las moléculas de agua circundantes. De hecho, interactúan tan fuertemente que forman un enlace covalente y el catión_H3O⁺, llamado hidronio. La ecuación anterior se reescribe para reflejar esto.

Para simplificar, nos referiremos a la concentración de iones de hidrógeno en lugar de iones de hidronio cuando analicemos el pH. Cuanto más bajo es el valor de pH de una solución, más iones de hidrógeno están presentes y, por extensión, más ácida es la solución. Por ejemplo, el pH de 1 mM de ácido sulfúrico es 2,75, mientras que el pH de 1 mM de clorhídrico es 3,01. La concentración de iones de hidrógeno en la solución de ácido sulfúrico se calcula como 1 × ^10-2.75, mientras que la concentración de iones de hidrógeno en la solución de ácido clorhídrico es 1 × ^10-3.01. Por lo tanto, hay más iones de hidrógeno presentes en el ácido sulfúrico y es más ácido. Recuerde, aunque el pH de dos soluciones puede variar en tan solo medio valor de pH, debido a la naturaleza logarítmica de la escala de pH, la cantidad de hidrógeno varía mucho.

Fuerza de ácidos y bases

La fuerza de un ácido se ve afectada por la electronegatividad de la base conjugada y la polaridad del hidrógeno ácido. La fuerza, por lo tanto, se refiere a la facilidad con la que el catión de hidrógeno (H⁺) se disocia del anión. Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente en soluciones acuosas, mientras que los ácidos y bases débiles solo se disocian parcialmente en sus iones conjugados.

La constante de disociación, K_a, representa la fuerza del ácido. K_{a se calcula} utilizando las concentraciones del ácido no disociado HA, y las concentraciones de los cationes de hidrógeno y la base conjugada, A^-. Los valores más altos de K_a representan ácidos más fuertes, mientras que los valores más bajos de K_a representan ácidos más débiles.

K_a es numéricamente muy pequeño, y a menudo se informa en forma de pK_a, que es el logaritmo negativo en base diez de K_a. Los valores más bajos de pK_a corresponden a un ácido más fuerte, mientras que los valores más altos de pK_a corresponden a un ácido más débil.

Algunos ácidos disocian solo un ion de hidrógeno y, por lo tanto, tienen_{un valor de} pK a. Estos ácidos se denominan monopróticos. Sin embargo, algunos ácidos pueden disociar más de un ion de hidrógeno y se denominan polipróticos. Estos ácidos tienen un valor_de pK a para cada disociación de iones de hidrógeno.

pK_a también se puede utilizar para calcular el pH de equilibrio de una reacción ácido-base, como se muestra en la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

La ecuación de Henderson-Hasselbalch se utiliza para calcular el pH, cuando se conocen las concentraciones de la base conjugada y el ácido débil, o para calcular el pK_a si se conocen el pH y las concentraciones.

Valoración

Las reacciones ácido-base se estudian cuantitativamente mediante valoración. En un experimento de valoración, se utiliza una solución de una concentración conocida, llamada solución estándar, para determinar la concentración de otra solución. Para las valoraciones ácido-base, se añade lentamente una solución estandarizada de base a un ácido de concentración desconocida (o el ácido se añade a la base). La reacción ácido-base es una reacción de neutralización, que forma una sal y agua. Cuando los moles de iones de hidrógeno en el ácido son iguales a los moles de iones hidroxilo agregados desde la base, la solución alcanza un pH neutro.

Para realizar una valoración ácido-base, la base estandarizada se añade lentamente a un matraz agitador del ácido desconocido utilizando una bureta, lo que permite la medición del volumen y la adición gota a gota de la base. El pH de la solución se controla de cerca durante toda la valoración utilizando un indicador de pH añadido al ácido. Por lo general, la fenolftaleína se usa ya que la solución permanece incolora hasta que se vuelve básica, volviéndose de un rosa claro.

A medida que la valoración se acerca al punto de equivalencia, que es cuando los moles de iones de hidrógeno son iguales a los moles de iones hidroxilo agregados, el indicador de pH cambia temporalmente de color debido a un exceso de iones hidroxilo. Cuando se agita el matraz, vuelve el color ácido del indicador de pH. La valoración se ha completado y ha alcanzado su punto final cuando un pequeño exceso de iones hidroxilo cambia el indicador permanentemente a su color básico.

La curva de valoración es un gráfico del pH de una solución frente al volumen de base estandarizada añadida. El punto de equivalencia se encuentra en el punto de inflexión de la curva y se calcula como la segunda derivada de la curva de valoración.

Si un ácido es poliprótico, tendrá múltiples puntos de equivalencia, uno para cada disociación de iones de hidrógeno. El pH en el punto medio del punto de equivalencia para los ácidos monopróticos, o entre los puntos de equivalencia en el caso de los ácidos polipróticos, es igual al pK_a del ácido.

Referencias

1. Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Química y reactividad química. Belmont, CA: Brooks/Cole, Cengage Learning.
2. Silberberg, M.S. (2009). Química: La naturaleza molecular de la materia y el cambio. Boston, MA: McGraw-Hill.
3. Harris, D.C. (2015). Análisis químico cuantitativo. Nueva York, NY: W.H. Freeman and Company.