Ácidos y Bases Ionización del Agua La escala de pH

Ácidos y Bases
Ionización del Agua
La escala de pH

ácidos y Bases
En el siglo XVII, el escritor inglés y químico
amateur Robert Boyle fue el primero en distinguir
a las substancias como ácidos o bases (llamó a
las bases álcalis) de acuerdo a las siguientes
características:
• Los Ácidos tienen un sabor agrio,corroen el metal,
cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los
líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se
mezclan con las bases.
• Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y
se vuelven menos básicas cuando se mezclan con los
ácidos.

Teorias
Se han propuesto tres "teorías" para
definir que son los ácidos y las bases.
Cada una de estas teorías se enfoca hacia
aspectos ligeramente diferentes del mismo
problema. Según ha progresado la idea la
definición se amplía y comprende un
conjunto más extenso de sustancias
dentro de cada una de las categorías:
• La teoría de Arrhenius
• La Teoría de Brønsted-Lowry
• La Teoria de Sörensen

1.- Teoría de Svante Arrhenius
A finales de 1800, este científico sueco propuso que el
agua puede disolver muchos compuestos separándolos
en sus iones individuales.
Arrhenius sugirió que los ácidos son compuestos que
contienen hidrógeno y cuando se disuelven en el agua
liberan iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el
ácido clorhídrico (HCl) se disuelve en el agua de la
siguiente manera:
HCl + H 2O H + (aq) + Cl - (aq)
Arrhenius definió las bases como substancias que se
disuelven en el agua y liberan iones hidróxido (OH - ) a la
solución. Una base típica de acuerdo a la definición de
Arrhenius sería el hidróxido de sodio (NaOH):
NaOH + H 2O Na + (aq) + OH - (aq)

Teoría de Arrhenius
La definición de Arrhenius sobre los ácidos y las
bases ayudó a explicar varias cosas importantes:
Explica por que todos los ácidos tienen propiedades
similares (y de la misma manera por que todas las
bases son similares).
Justifica por que todos los ácidos liberan H + cuando
son disueltos (y por que todas las bases liberan OH - ).
Explica la observación de Boyle de que los ácidos y las
bases se neutralizan entre ellos. Este proceso por el
cual una base puede debilitar un ácido, y viceversa, es
justamente llamado neutralización.

La Neutralización
Tal como mencionamos en la figura anterior, según la
Teoría de Arrhenius todos los ácidos liberan H + en
solución y todas las bases liberan OH - .
Si mezclamos un ácido y una base, el ión H + se
combinaría con el ión OH - formándose una molécula de
agua (H 2O):
H + (aq) + OH - (aq) ↔ H 2O
La reacción de neutralización de un ácido con una base
siempre producirá agua y sal, tal como se muestra
abajo:
Ácido + Base ↔ agua + Sal
HCl + NaOH ↔ H 2O + NaCl
HBr + KOH ↔ H 2O + KBr

2.-Teoría de Brønsted- Lowry
Aunque la Teoría de Arrhenius ayudó a explicar los
fundamentos de la química sobre ácidos y bases,
desgraciadamente pronto fue demostrado que su teoría
tenía límites. Por ejemplo, la definición de Arrhenius no
explica por qué algunas substancias como la levadura
común (NaHCO 3) puede actuar como una base, a pesar de
que no contenga iones hidróxido.
En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y el
inglés Thomas Lowry publicaron diferentes, aunque
similares, trabajos que redefinieron la teoría de Arrhenius.
En las palabras de Brønsted:
"... los ácidos y las bases son substancias que tienen
la capacidad de liberar o fijar, respectivamente,
iones de hidrógeno (protones) de una solución."

Teoría de Brønsted- Lowry
En la definición de Brønsted, los ácidos son referidos
simplemente como donadores de protones porque un ión
hidrógeno H + (el hidrógeno menos su electrón) es, ni más
ni menos, un protón (una de las partículas elementales)
Así pues, la definición de Brønsted-Lowry sobre los
ácidos es muy similar a la de Arrhenius, cualquier
substancia que pueda donar un ión de hidrógeno, es un
ácido.
Sin embargo, la definición de Brønsted de las bases es
bastante diferente de la definición de Arrhenius.
La base de Brønsted es definida como cualquier
substancia que puede aceptar un protón, siendo
escencialmente lo opuesto de un ácido.

Teoría de Brönsted-Lowry
Esta teoría se enfoca sobre la participación de los protones en las
reacciones químicas. Puesto que los protones existen sólo en el
núcleo atómico, el ion hidrógeno es el único origen de protones en
una reacción química normal.
La definición de ácidos y bases se amplía porque no se requiere
formar específicamente ningún ion, sin embargo el hidrógeno sigue
siendo necesario para proporcionar el protón.
Tres términos importantes se asocian con esta teoría:
Ion Hidronium– formado por un hidrogenión y una molécula de
agua H 3O +
• Base Conjugada – la partícula que permanece después de que un
ácido proporciona un protón.
• Ácido Conjugado – la partícula formada cuando una base acepta
un protón
HCl + H2O → Cl - + H 3O +
Ácido + Base → Base Conjugada + Ácido Conjugado

Ácidos y Bases según la
Teoría de Brönsted-Lowry
Los ácidos son donadores de iones hidrógeno (H +)
Las bases son aceptores de iones hidrógeno (H + )
HCl + H 2O H 3O + + Cl -
donador + aceptor
+
+
+
-

Bases
• La sosa (NaOH) y la potasa (KOH), tal como vimos
arriba, seguirían siendo consideradas bases sin ningún
problema porque pueden aceptar un H + de un ácido
para formar agua.
• Sin embargo, la definición de Brønsted-Lowry también
explica por que las substancias que no contienen OH -
pueden actuar como bases.
• La levadura (NaHCO 3), por ejemplo, actúa como una
base al aceptar un ión de hidrógeno de un ácido tal
como se ilustra en la siguiente ecuación:
Ácido Base Sal
HCl + NaHCO 3 ↔ H 2CO 3 + NaCl

pH
En la definición de Brønsted-Lowry, tanto los
ácidos como las bases están relacionados con
la concentración presente del ión de hidrógeno :
Los ácidos son sustancias capaces de liberar
protones y por lo tanto aumentan la concentración de
iones de hidrógeno en la solución,
Las bases son sustancias capaces de aceptar (fijar)
iones de hidrógeno y por lo tanto disminuyen la
concentración de protones en la solución.
Por consiguiente, la acidez y la alcalinidad de
cualquier solución pueden ser simultáneamente
medidas por su concentración de iones de
hidrógeno.

3. Teoría de Lewis
Un ácido en la Teoría de Lewis es aquella sustancia
capaz de aceptar un par de electrones.
En una ecuación, un ácido de Lewis adquiere una carga
negativa mayor al pasar del lado izquierdo al lado derecho de la
reacción.
Una base en la Teoría de Lewis es aquella sustancia
capaz de donar un par de electrones.
En una ecuación, una base de Lewis adquiere una carga
positiva mayor al pasar del lado izquierdo al lado derecho de la
reacción.
Es la idea más comprensiva de las tres teorías.

Teoría de Lewis
Los conceptos de Lewis son más generales que los de
Brönsted porque no consideran indispensable al protón.
Lewis más bien toma como característica la clase de
enlace que se forma cuando un ácido reacciona con una
base y la presencia o ausencia de pares de electrones
no compartidos como carácter distintivo de los ácidos y
bases.
Lewis definió un ácido como una substancia que puede
aceptar un par de electrones (frecuente-mente tiene solo
6 electrones en lugar de 8 en su capa de valencia), y a
una base como una substancia capaz de donar un par
de electrones (tiene un octeto, pero por lo menos un par
de electrones no compartidos).

Teoría de Lewis
El resultado de la reacción entre un ácido
y una base es un producto con un enlace
covalente coordinado.
Este concepto incorpora a los ejemplos
anteriores y también a muchos otros,
incluye reacciones en fase sólida o en la
fase gaseosa y muchas reacciones de
compuestos orgánicos.

Teoría de Lewis
De acuerdo a esta teoría, cualquier reacción que
comprende el intercambio de un par de electrones
tendrá un ácido y una base.
Los términos imortantes que se asocian con esta teóría
son :
Ion Complejo – un ion positivo central, rodeado de grupos
enlazados.
Este ion central posee orbitales libres y puede actuar aceptando un
par electrónico, (Ácido de Lewis ).
Ligandos – son iones negativos o moléculas polares unidas a
un complejo iónico central.
Los ligandos poseen pares de electrones no apareados que pueden
ser donados (Base de Lewis ).

Sören Sörensen
En 1909, el bioquímico danés Sören Sörensen inventó
la escala de pH para medir la acidez.
La escala de pH está descrita en la fórmula:
pH = -log [H + ]
donde [H + ] = concentración molar de iones
hidrógeno.
Por ejemplo, una solución con [H + ] = 1 x 10 -7
moles/litro, tiene un pH = 7
(una manera simple de pensar en el pH es que es igual
al exponente de la [H + ] de la solución, ignorando el
signo menos).

La escala de pH va de 0 a 14.
La relación entre [H + ] y pH está
mostrada en la tabla, junto con
algunos ejemplos comunes de ácidos
y base de la vida cotidiana.
Podemos observar que pH y [H + ]
están inversamente relacionados,
menor pH significa mayor [H + ] y un
ácido más fuerte.
Las substancias con un pH menor de
7 y hasta 0, son ácidos
Las substancias con un pH mayor a 7
y hasta 14, son bases (mientras
mayor es el pH, más fuerte es la
base).
Exactamente en medio, a pH = 7,
están las substancias neutras, por
ejemplo, el agua pura.

Ocasionalmente en el agua, un protón (H + )
es transferido a otra molécula de agua H 2O

Producto Iónico del Agua K w
[ ] = Concentración Molar
Recordemos que los paréntesis cuadrados indican siempre concentración molar
K w = [ H 3O + ] [ OH - ]
de manera que el producto iónico del agua es igual al producto de las
concentraciones molares de los iones hidronio e hidróxido
= [1 x 10 -7 ][1 x 10 -7 ]
= 1 x 10 -14

H + Aumenta
ácidos
HCl (g) + H 2O (l) H 3O + (aq) + Cl - (aq)
Más [H 3O + ] que el agua > 1 x 10 -7 M
Segùn H 3O + aumenta, OH - disminuye
[H 3O + ] > [OH - ]
H 3O +
OH -

Bases
Aumentan los iones hidróxido (OH - )
NaOH(s) + H 2O(l) Na + (aq) + OH - (aq)
Más [OH - ] que el agua, [OH - ] > 1 x 10 -7 M
Cuando OH - aumenta, H 3O + disminuye
[OH − ] > [H 3O + ]
OH-
H +
3O

Como utilizar K w

pH
Indica la acidez [H 3O + ] de una solución
pH = - log [H 3O + ]
pH viene del francés ‘pouvoir hydrogene’
(“potencial hidrógeno”)

pH
En la expresión para [H 3O + ]
1 x 10 -exponente
valor absoluto exponente = pH
[H 3O + ] = 1 x 10 -pH M

Conversión de [H 3O + ] a pH
[H 3O + ] pH
1 x 10 -5 M 5
1 x 10 -9 M 9
1 x 10 -11 M 11

Escala de pH
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
ácido Básico
Neutro
[H + ]>[OH - ] [H + ] = [OH - ] [OH - ]>[H + ]

Ácidos y Bases Fuertes
Los ácidos y las bases fuertes se ionizan
completamente en solución acuosa.
Los ácidos y las bases débiles se ionizan
escasamente en soluciones acuosas, pueden
formar pares que funcionan como
amortiguadores o búferes.

Ácidos y Bases Fuertes
Es bueno tener en mente lo siguiente:
HCl, HBr, y HI son los únicos ácidos fuertes binarios.
Cualquier ácido binario no mencionado arriba es débil.
En los ácidos fuertes ternarios, el número de átomos de oxígeno
excede al número de átomos de hidrógeno por dos o más. Son
buenos ejemplos el HClO 4, H 2SO 4 y el HNO 3
Un ácido ternario es débil si la relación de oxígeno a hidrógeno en
su fórmula es menor de 2 a 1. Un ejemplo es el H 3PO 4
Los hidróxidos de los elementos de los grupos 1 y 2, exceptuando al
Be, son bases fuertes.
Cualquier hidróxido no mencionado arriba, es una base débil.

pH de algunos Ácidos Comunes
Jugo Gástrico 1.0
Jugo de Limón 2.3
Vinagre 2.8
Jugo de Naranja 3.5
Café 5.0
Leche 6.6

pH de Algunas Bases Comunes
Sangre 7.4
Lágrimas 7.4
Agua de Mar 8.4
Leche de Magnesia 10.6
Amoniaco 11.0

Ecuación de Henderson-Hasselbalch
La ecuación de Henderson-Hasselbalch
(frecuentemente mal escrito como Henderson-
Hasselbach) es una fórmula bioquímica que se utiliza
para calcular el pH, de una solución amortiguadora o
tampón, a partir del pK a (la constante de disociación de
un ácido débil) y de las concentraciones de equilibrio
del ácido y la base conjugada.

Ecuación de Henderson-Hasselbalch
La ecuación implica el uso de las concentraciones de equilibrio del ácido
y su base conjugada.
Para el cálculo del pH en soluciones amortiguadoras, generalmente se
hace una simplificación y se utilizan las concentraciones iniciales del
ácido y la sal, por lo tanto se debe tener en cuenta que el valor obtenido
es una aproximación y que el error será mayor cuanto mayor sea la
diferencia de las concentraciones de equilibrio con las de partida
(constante de equilibrio alta).
En la misma aproximación, tampoco se considera el aporte del agua, lo
cual no es válido para soluciones muy diluidas.

Ecuación de Henderson-Hasselbalch
Supóngase un ácido AH que solo se disocia
parcialmente.
El equilibrio de su solución en agua será:

La constante de disociación del
ácido (K a) para esta reacción,
vendría dada por la ecuación

Ecuación de Henderson-Hasselbalch
Despejando [H 3O + ] de la constante de
disociación, encontramos:

Ecuación de Henderson-Hasselbalch
Esta ecuación se puede reorganizar, invirtiéndola,
para despejar la concentración de iones
hidrógeno porque, recuerda, queremos una
ecuación que relacione el pH de la disolución con
el pK a y con el grado de ionización del ácido
débil. La forma en la que queda la ecuación es

Ecuación de Henderson-Hasselbalch
Por definición:
log ( 1/ [H + ] ) = pH y
log ( 1/K a ) = pK a
así que, aplicando logaritmos a la ecuación
anterior, obtenemos

Ecuación de Henderson-
Hasselbalch
Esta es la conocida ecuación de
Henderson-Hasselbalch que se utiliza a
menudo para realizar los cálculos que
requiere la preparación de disoluciones
tampón o búfer en el laboratorio, o para
otras aplicaciones.

Ecuación de Henderson-
Hasselbalch
Fíjate en varios aspectos interesantes relacionados con
esta ecuación:
Primero, si pH = pK a, el logaritmo de la relación de concentraciones de
las formas disociada y sin disociar será cero, de manera que estas
concentraciones serán iguales. En otras palabras, cuando el pH es
igual al pK a, el ácido estará disociado al 50%.
Segundo, date cuenta de que cuando el pH aumenta o disminuye una
unidad en relación con el pK a, la relación entre las formas del ácido
disociada y sin disociar cambia en un factor de 10. Es decir, si el pH de
una disolución es 7 y el pK a es 7, la relación [ A - ]/[ HA] será 1, si el pH
de la solución es 6 la relación sería 0,1; si el pH fuera 5, la relación
sería 0,01.
También, date cuenta de que si el pH está por debajo del pK a, la
relación es < 1, mientras que si el pH está por encima del pK a, la
relación será >1.

Amortiguadores o Búferes
A partir de esta fórmula se pueden deducir
fácilmente las propiedades de los
amortiguadores:
1.- El pH de una disolución amortiguadora depende
de la naturaleza del ácido débil que lo integra (de
su pK), de modo que para cantidades
equimoleculares de sal y de ácido, el pH es
justamente el pK de este ácido. Dicho de otra forma,
se puede definir el pK de un ácido débil como el
pH del sistema amortiguador que se obtiene
cuando [ácido] = [base conjugada (sal)]

Amortiguadores
2.- El pH del sistema amortiguador depende de la
proporción relativa entre la sal y el ácido, pero no
de las concentraciones absolutas de estos
componentes. De aquí se deduce que añadiendo agua al
sistema, las concentraciones de sal y ácido disminuyen
paralelamente, pero su cociente permanece constante, y
el pH no cambia. Sin embargo, si la dilución llega a ser
muy grande, el equilibrio de disociación del ácido se
desplazaría hacia la derecha, aumentando la [sal] y
disminuyendo [ácido], con lo cual el cociente aumenta y
el pH también, de forma que se iría acercando
gradualmente a la neutralidad (pH 7).

Amortiguadores
3.- Cuando se añaden ácidos o bases fuertes a la
disolución amortiguadora, el equilibrio se desplaza en el
sentido de eliminar el ácido añadido (hacia la izquierda)
o de neutralizar la base añadida (hacia la derecha). Este
desplazamiento afecta a las proporciones relativas
de sal y ácido en el equilibrio. Como el pH varía con
el logaritmo de este cociente, la modificación del
pH resulta exigua (amortigua el cambio de pH)
hasta que uno de los componentes está próximo a
agotarse.

Lluvia Ácida
La lluvia no contaminada tiene un pH = 5.6
Lluvia con un pH menor a 5.6 es “lluvia ácida“
El CO 2 del aire en la lluvia forma ácido carbónico
CO 2 + H 2O H 2CO 3
que se disocia agregando H + a la lluvia
H 2CO 3 H + (aq) + HCO 3 - (aq)

Formación de lluvia ácida:
1. Emisión de óxidos de azufre y nitrógeno por la quema
de combustibles especialmente carbón con alto contenido
en S, plantas eléctricas, refinerías, vehículos, así
como decomposición bacteriana y el efecto de descargas
eléctricas atmosféricas sobre el N 2
SO 2 26 millones tons en 1980
NO and NO 2 22 millones tons en 1980
Mt. St Helens (1980) 400,000 tons SO 2
2. Reacciones en la atmósfera que forman SO 3
2SO 2 + O 2 ⎯→ 2 SO 3
3. Generación de ácidos en el agua de la atmósfera
SO 3 + H 2O ⎯→ H 2SO 4 ácido sulfúrico
NO + H 2O ⎯→ HNO 2 ácido nitroso
HNO 2 + H 2O ⎯→ HNO 3 ácido nítrico

Efectos de la Lluvia Ácida
Disminución de la población de peces en ríos
y lagunas provocado por los efectos tóxicos
de productos del suelo, como el aluminio,
arrastrados por la lluvia ácida
La muerte de los peces aumenta
dramáticamente en la primavera cuando la
nieve, con gran cantidad de productos ácidos,
se funde y escurre hacia los cuerpos de agua
Disuelve minerales Mg, Ca, y K del suelo y las
capas de cera que protegen a las hojas de la
contaminación con bacterias
Corroe metales, textiles, papel y cuero

Orígenes de la Lluvia ácida
Plantas eléctricas
Refinerías
Hulla con alto contenido en S
Emisiones de coches y caminones
Decomposición bacteriana
Efecto de descargas eléctricas sobre
el N 2 atmosférico

Reacciones de Neutralización
Cuando ácidos y bases con la misma cantidad de
iones hidrógeno H + e hidroxilo OH - son mezclados,
la solución resultante es neutra.
NaOH (aq) + HCl(aq) NaCl + H 2O
base acid salt water
Ca(OH) 2 + 2 HCl CaCl2 + 2H2O base acid salt water

Neutralización
Los iones H 3O + y OH - se combinan para
producir agua
H 3O + + OH - ⎯→ 2 H 2O
de un ácido de una base neutra
Ecuación iónica neta:
H + + OH - ⎯→ H 2O