Conceptos Clave de Ácidos y Bases: pH, Equilibrio y Soluciones Químicas

Conceptos Fundamentales de Ácidos y Bases

Ácidos

• Son dadores de protones (H⁺).
• Antiguamente se creía que contenían H y O; actualmente, se definen por la presencia de H como partícula inicial (según Arrhenius) o como dadores de protones (según Brønsted-Lowry).
• Se disocian en H₂O y son conductores de electricidad (electrolitos).
• Cuando reaccionan con una base, pierden sus propiedades características (neutralización).
• Cambian el color de ciertos indicadores (colorantes) ácido-base.
• Cuando reaccionan con un metal, liberan hidrógeno (H₂).

Bases

• Son jabonosas al tacto.
• Antiguamente se creía que contenían OH⁻; actualmente, se definen como sustancias que aceptan iones hidrógeno (protones) o liberan iones hidroxilo (OH⁻).
• Son electrolitos y, por lo tanto, conducen electricidad.
• Cuando reaccionan con un ácido, pierden sus propiedades y cambian el color de ciertos indicadores.

Clasificación y Fuerza de Ácidos y Bases

Ácidos Ternarios (Oxoácidos)

Para los oxoácidos (HₓXOᵧ), la fuerza se puede estimar por la diferencia entre el número de oxígenos y el número de hidrógenos unidos al átomo central. Una regla empírica sugiere: si (O - H) ≥ 2, el ácido es fuerte; si (O - H) < 2, el ácido es débil.

Ácidos Binarios (Hidrácidos)

De los hidrácidos comunes, solo tres son considerados ácidos fuertes: el ácido clorhídrico (HCl), el ácido bromhídrico (HBr) y el ácido yodhídrico (HI).

Bases Fuertes (Hidróxidos)

Los hidróxidos de metales alcalinos (como sodio, Na; y potasio, K) y algunos alcalinotérreos (como calcio, Ca) son bases fuertes.

Bases Conjugadas

En el par ácido-base conjugado, la fuerza de la base conjugada es inversamente proporcional a la fuerza del ácido del que deriva. Es decir, un ácido fuerte tiene una base conjugada muy débil, y un ácido débil tiene una base conjugada relativamente fuerte.

Equilibrio Iónico del Agua

El agua experimenta una autoionización, estableciendo un equilibrio iónico: H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻. La constante de este equilibrio, conocida como producto iónico del agua (Kw), es de 1.0 × 10⁻¹⁴ a 25°C.

La expresión de Kw es: Kw = [H⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴.

En agua pura, las concentraciones de iones H⁺ y OH⁻ son iguales. Sin embargo, al añadir un ácido o una base, estas concentraciones se alteran, pero su producto iónico (Kw) permanece constante, ya que es una constante de equilibrio.

Determinación del pH

El método más simple para la determinación del pH es mediante el uso de indicadores ácido-base. Estas son sustancias que presentan un color distinto en un ambiente ácido y otro en un ambiente básico.

Los indicadores cambian de color en un rango específico de pH (por ejemplo, de pH 8 a pH 10). Existe también el papel indicador de pH universal, que cubre un rango amplio (por ejemplo, de 1 a 12) y muestra un color diferente para cada valor de pH. Otra forma de determinar el pH es mediante cálculos, conociendo la fórmula del ácido o la base y aplicando el concepto de pH para determinar la concentración de iones H⁺ en diferentes sistemas.

Soluciones Amortiguadoras (Buffer)

Una solución amortiguadora (también conocida como buffer o tampón) es aquella que resiste cambios significativos en su pH, incluso cuando se le añaden pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte.

Generalmente, las soluciones amortiguadoras están compuestas por:

• Un ácido débil y una de sus sales (ej. ácido acético, CH₃COOH, con acetato de sodio, CH₃COONa).
• Una base débil y una de sus sales (ej. amoníaco, NH₃, con cloruro de amonio, NH₄Cl).

Neutralización y Titulación Ácido-Base

La neutralización es un proceso químico en el que un ácido y una base reaccionan para formar una sal y agua. En el laboratorio, este proceso se puede llevar a cabo de manera controlada mediante una técnica conocida como titulación.

La titulación se utiliza para determinar la concentración desconocida de un ácido o una base. Consiste en añadir gradualmente una solución de concentración conocida (valorante) a una solución de concentración desconocida (analito).

El procedimiento típico de titulación implica el uso de una bureta, que contiene la solución de concentración conocida. En un matraz Erlenmeyer (o vaso de precipitados), se coloca un volumen fijo de la solución de concentración desconocida, a la cual se le añade un indicador ácido-base. Luego, la solución de la bureta se deja caer gota a gota en el matraz, agitando constantemente, hasta que se observa un cambio de color permanente en el indicador.

Este cambio de color indica que se ha alcanzado el punto de equivalencia (o punto final de la titulación), momento en el cual el ácido y la base se han neutralizado completamente.