Conceptos Fundamentales de Equilibrio Iónico y Propiedades Ácido-Base

Conceptos Esenciales del Equilibrio Químico Ácido-Base

A continuación, se presentan definiciones clave relacionadas con la química de ácidos, bases y el equilibrio iónico en soluciones acuosas.

Clasificación de Ácidos y Bases Fuertes

• Ácidos y bases fuertes: Se ionizan completamente en una sola etapa en solución.

Procesos de Reacción en Solución

• Hidrólisis: Proceso de reacción de una sal con agua. Se establece un equilibrio entre especies iónicas y moleculares.

Soluciones Amortiguadoras (Buffer)

• Soluciones Buffer: Estas soluciones están diseñadas para resistir cambios significativos en el pH ante la adición de iones $\text{H}^+$ o $\text{OH}^-$.
• Están compuestas por un ácido débil y su base conjugada (o viceversa).
• Cualquier ácido agregado reacciona con la base débil, y cualquier base agregada reacciona con el ácido débil, impidiendo que los iones libres alteren drásticamente el pH.

Equilibrio Iónico

• Equilibrio iónico: Estado característico de especies químicas cuya acidez o basicidad es débil. Presentan una disociación incompleta, manteniéndose en equilibrio tanto los iones como las moléculas sin disociar.

Importancia del pH y Propiedades de las Moléculas

Importancia del pH

• Es fundamental saber calcular el pH de una solución.
• Los procesos de fermentación, utilizados en la fabricación de productos lácteos y otros, requieren un pH óptimo para el procesamiento de la materia prima.
• Es importante entender el grado de corrosividad de una solución de acuerdo a su valor de pH.

Tipos de Moléculas

• Moléculas polares: Aquellas que, sin estar compuestas de iones, presentan un exceso de carga positiva en uno de sus lados y un exceso de carga negativa en el otro.
• Moléculas iónicas: Aquellas que conducen la electricidad en estado líquido y en solución acuosa, pero no en estado sólido.

Definiciones de Ácidos según las Teorías Clásicas

Teoría de Arrhenius (Ácido)

• Es toda sustancia que aumenta la cantidad de iones $\text{H}^+$ en la solución acuosa.

Teoría de Brønsted-Lowry (Ácido)

• Es la sustancia con capacidad para ceder protones ($\text{H}^+$).

Teoría de Lewis (Ácidos)

• Son aquellas especies químicas capaces de aceptar un par de electrones.

Definiciones de Bases según las Teorías Clásicas

Teoría de Arrhenius (Bases)

• Son capaces de cambiar la coloración de algunos indicadores, lo opuesto al comportamiento de los ácidos.

Teoría de Brønsted-Lowry (Bases)

• Especie capaz de aceptar protones ($\text{H}^+$).

Teoría de Lewis (Bases)

• Especie química capaz de donar un par de electrones.

Medidas de Concentración Iónica

• pH: Logaritmo decimal inverso de la concentración de iones $\text{H}^+$ en $\text{mol/L}$.
• pOH: Logaritmo decimal inverso de la concentración de iones $\text{OH}^-$.

Cálculo de Disociación

• Porcentaje de Disociación: Relación entre la cantidad de ácido o base disociada y la cantidad inicial del mismo, multiplicado por 100.