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.

Un ácido Arrhenius es una sustancia que produce iones de hidrógeno cuando se disuelve en agua, mientras que una base produce iones de hidróxido. Los iones de hidrógeno reaccionan inmediatamente con el agua para formar iones de hidronio, pero para simplificar, seguiremos pensando en ellos como iones de hidrógeno. Dependiendo de la cantidad de iones de hidrógeno o iones de hidróxido en la solución, se considera ácido o básico.

Medimos la cantidad de acidez o basicidad utilizando el pH, que se calcula como el logaritmo negativo de la concentración de iones de hidrógeno. Por lo tanto, los valores de pH inferiores a 7 son ácidos y los valores de pH superiores a 7 son básicos. pH 7 es neutro.

Los ácidos y las bases también se comparan en función de su fuerza, que es diferente de su pH. La fuerza de un ácido está relacionada con la facilidad con la que el ion de hidrógeno se disocia del anión, llamado base conjugada. La misma idea se sigue para una base en referencia al ion hidróxido y su ácido conjugado. Podemos asignar un valor a esa intensidad usando la constante de disociación ácida, o K_a.

K_a se define utilizando las concentraciones del ácido no disociado y los iones de hidrógeno disociados y la base conjugada. A menudo puede ver esta relación representada como pK_a, que es simplemente el logaritmo negativo del K_a. Cuanto más pequeño es el pK_a, más fuerte es el ácido.

Algunos ácidos, como el ácido clorhídrico, son monopróticos, lo que significa que solo pueden disociar un ion de hidrógeno. Los ácidos polipróticos, al igual que el ácido fosfórico, pueden disociar varios iones de hidrógeno. Cada disociación tiene su propio pK_a.

Entonces, ¿cómo podemos determinar pK_a? Una forma es realizar una valoración ácido-base. La valoración se realiza añadiendo lentamente una solución de concentración conocida a una solución de concentración desconocida mientras se observa la reacción entre ellas. En este caso, el ácido reacciona con la base en una reacción de neutralización para formar una sal y agua.

Por lo tanto, si queremos medir la concentración de iones de hidrógeno en un ácido, simplemente podemos valorar con una base fuerte con una concentración de iones de hidróxido conocida hasta que el ácido se neutralice. Para realizar una valoración con precisión, la base debe estar estandarizada, lo que significa que conoce la concentración exacta de iones de hidróxido. Esto no siempre es sencillo.

Por ejemplo, el NaOH, que usarás en tu experimento, es muy higroscópico, lo que significa que absorbe agua de la atmósfera. Esto le sucede al NaOH tanto en forma sólida como en solución. Por lo tanto, la concentración real de una solución de NaOH puede ser más baja de lo que cabría esperar.

Para determinar la concentración exacta de NaOH, primero debemos realizar una valoración ácido-base. Para hacer esto, debe usar la base para valorar un ácido con una concentración conocida. El ftalato de hidrógeno de potasio, KHP, es un ácido no higroscópico, por lo que podemos calcular con precisión su concentración a partir de su masa.

Podemos ver cuándo se completa la valoración, lo que significa que el ácido se neutraliza, mediante el uso de un indicador de pH como la fenolftaleína. La fenolftaleína es neutra e incolora entre aproximadamente pH 0 y pH 8.

A medida que aumenta el pH, dos iones de hidrógeno se disocian. Esta forma aniónica es de color rosa. Entonces, cuando comenzamos la valoración, la solución de KHP es ácida y la fenolftaleína es incolora. A medida que añadimos NaOH y los iones de hidrógeno se neutralizan, el pH aumenta.

En esta reacción, la solución es neutra cuando se han mezclado cantidades iguales de ácido y base. Después de eso, la adición de un poco más de NaOH hace que el pH sea básico y la solución se vuelva rosada. Esto se conoce como punto de conexión. Si conocemos los moles de KHP y el volumen de NaOH utilizado para neutralizarlo, podemos calcular la concentración exacta de la base.

Una vez que tenemos una base estandarizada, podemos determinar el pK_a de un ácido ajustando una concentración conocida del ácido con nuestra base estandarizada mientras monitoreamos el pH. El gráfico del pH frente al volumen de base añadida se denomina curva de valoración. La curva suele seguir una forma S o sigmoidal, donde el punto de inflexión de la parte más empinada de la curva denota un punto de equivalencia.

Aquí, los moles de iones de hidróxido e iones de hidrógeno disociados son iguales. Al igual que pK_a, veremos un punto de equivalencia para cada ion de hidrógeno disociado. Por lo tanto, un ácido monoprótico tiene solo un punto de equivalencia y un ácido triprótico tiene tres.

Cuando realicemos la valoración, sabremos que hemos pasado el punto de equivalencia cuando el indicador de pH apenas pasa de incoloro a rosa. Esto se denomina punto de conexión de valoración. Al igual que cuando estandarizamos la base, esto es cuando la solución tiene un pequeño exceso de iones de hidróxido y, por lo tanto, es ligeramente básica.

Otro punto de inflexión en el gráfico se produce a mitad de camino del punto de equivalencia. Aquí, las concentraciones de los ácidos disociados y no disociados son iguales. Por lo tanto, el pH en este punto es igual al pK_a. Por lo tanto, si realizamos una valoración y determinamos el volumen del punto de equivalencia, entonces podemos calcular pK_a como el pH a la mitad de este volumen.

En este laboratorio, primero estandarizará su base y, a continuación, realizará una valoración con esa base estandarizada para determinar dos pK_a de un ácido poliprótico.