ÁCIDOS Y BASES
Muchos químicos intentaron responder a una pregunta: “¿Qué es un ácido?” No fue
sino hasta 100 años más tarde que se tuvo una buena respuesta y esto es gracias a
tres químicos que se dedicaban a la búsqueda una mejor contribución a la ciencia.
Científicos como Svante Arrhenius, Johannes Niclaus Bronsted, Thomas M. Lowry y
Gilbert N. Lewis contribuyeron enormemente en lo que es la teoría de los ácidos y
bases en las cuales a través del tiempo se han dado cuenta de muchas cosas, gracias a
los experimentos de laboratorios que hacían con la ayuda de un papel llamado papel
tornasol.
Estos compuestos son electrólitos ya que tienen la característica de permitir el paso de
la corriente eléctrica con mayor o menor facilidad.
Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius
Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la
escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala
y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las
propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su
tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como
sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una
concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura.
Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua
producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:
H+ + OH- H2O
La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de
ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las
especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se
refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones
ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como
sustancias que, en solución acuosa.
• Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.
• Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo
• Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro
produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).
• Reaccionan con los compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-
) formando agua y compuestos llamados sales. La sal que se forma está
compuesta por el ion metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi
todas las sales son sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición.
La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. Si se mezclan las
cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades originales. El
producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo, sino salado. Se
produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.
Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en realidad
propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que liberan iones
hidrógeno en las soluciones acuosas.
Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las bases (también
llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa,
• Tienen un sabor amargo.
• Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.
• Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.
• Reaccionan con lo ácidos formando agua y sales.
Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en realidad
propiedades del ion hidróxido, OH-. Propuso que las bases con compuestos que liberan
iones hidróxido en solución acuosa. Las definiciones de Arrhenius son útiles en la
actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas.
Ácidos y bases de Arrhenius:
• Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.
• Las bases liberan iones hidróxido en agua.
Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted – Lowry
Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908
recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la
Universidad de Copenhague. Sus trabajos más importantes fueron en el campo de la
termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936) fue un químico británico que, junto a
Johannes Bronsted, anunció una teoría revolucionaria como resultado de los
experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica de
ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-base
conjugados.
Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las
soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando
con disolventes distintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como
bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.
Las definiciones de Bronsted - Lorwy son,
• Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion
hidrógeno, H+
• Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion
hidrógeno, H-
Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un
medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución
acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una
base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + base NH2- + base + H+
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido
fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base
fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición
por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con
Base (2)
Ácido (1) + Base (2) Ácido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el
Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2)
se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un
equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá
lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo,
HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua
formando un ion hidronio:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl,
Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.
Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con
facilidad un protón al agua:
HF + H2O H3O+ + F-
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que
F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry
también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede
reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base
en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un
ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como
el amoníaco):
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis
Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la
teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las
universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard
desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de
Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor
de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de
la Escuela de Química.
La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al
menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923
Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso
de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la
escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis.
Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:
• Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par
electrónico.
• Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par
electrónico.
Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de
Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias
que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry lo son también de
acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de
ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de
Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Bronsted y
Arrhenius
Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la
química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo
general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.
Ejemplos
Ejemplo de la teoría de Arrhenius:
• El ácido Clorhídrico , HCl (ac) reacciona con el magnesio metálico produciendo
hidrógeno gaseoso y cloruro de magnesio
2 HCl (ac) + Mg H2 (g) + MgCl2 (ac)
Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry:
• En la reacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con agua para dar
ácido clorhídrico, el HCl (g) es el donador de protones. Todas las bases de
Arrhenius son también bases de acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay
otras bases. En el caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el agua, el
receptor de protones (la base) es el agua.
HCl (g) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)
Ejemplo de la teoría de Lewis:
• El amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de
electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:
H3N: + BF3ðH3N-BF3
AUTOIONIZACION DEL AGUA
Químicamente, el agua se encuentra formada por dos átomos de hidrógeno y un
átomo de oxígeno unidos mediante enlace covalente, el cual es un tipo de unión que se
da entre átomos no metálicos en donde se comparten uno o más pares de electrones.
H-O-H
Debido a la mayor atracción electrónica por parte del núcleo del átomo de O
2
, los
electrones compartidos pasan más tiempo en torno a éste que a los átomos de H
2
. Por
esta razón, la zona cercana al átomo de O
2
posee una densidad de carga electrónica
alta, y la zona cercana correspondiente a cada átomo de H
2
presenta una densidad de
carga electrónica baja, que es lo mismo que decir densidad de carga positiva nuclear
alta. Así, la molécula de agua, adquiere un carácter polar, con polos positivos y
negativos.
Los sistemas biológicos eligen al agua no sólo por ser el solvente por excelencia, sino
también por las propiedades inusuales que la misma posee. Una de ellas es la
autoionización.
Los iones (átomos o moléculas que se cargan eléctricamente debido a la pérdida o
ganancia de electrones) se encuentran hidratados en el agua debido a la atracción que
presentan con las moléculas polares de la misma (interacción ion-dipolo). El ion
hidrógeno, H
+
(ac)
, es un caso especial en si mismo. Si bien, frecuentemente, para
abreviar, se emplea la fórmula H
+
(ac)
, hay que tener en mente que la fórmula H
3
O
+
(ac)
es la que mejor representa la estructura externa del ion hidrógeno hidratado en
solución acuosa (ac). Este ion se denomina ion hidronio.
Dos moléculas de agua pueden interactuar entre sí para producir un ion hidronio y un
ion hidróxido u oxidrilo (OH
-
) por transferencia de un protón desde una molécula de
agua a otra.
2H
2
O
(l)
= H
3
O
+
(ac)
+ OH
-
(ac)
Esta ecuación química se conoce como reacción de autoionización del agua. El proceso
de autoionización del agua es la piedra angular en el concepto actual de
comportamiento ácido-base.
Un ácido es cualquier sustancia que puede donar un protón a otra; y una base,
cualquiera que acepte un protón de otra.
Hay sustancias denominadas anfipróticas que pueden actuar como un ácido o como
una base. Tal es el caso del agua.
El agua se autoioniza, transfiriendo un protón a partir de una molécula de agua a otra
y dando lugar a un ion hidronio (H
3
O
+
) o bien a un ion hidróxido (OH
-
). Debido a que el
ion hidróxido es una base mucho más fuerte que el agua y el ion hidronio es un ácido
mucho más fuerte que el agua, el equilibrio se encuentra posicionado hacia la izquierda
(tiende a formarse agua). Para expresar esta idea de manera más cuantitativa,
definimos la constante de equilibrio para esta reacción de autoionización:
K = [OH
-
][H
3
O
+
]/[H
2
O]
2
K[H
2
O]
2
= K
w
= [OH
-
][H
3
O
+
]
A esta constante de equilibrio K
w
se la conoce como constante de autoionización del
agua. En agua pura, al ser el agua la única fuente para estos iones, se puede decir que
[H
3
O
+
] (concentración de iones hidronio) y [OH
-
] (concentración de iones hidróxido)
son iguales. Las mediciones indican que estos valores son:
[H
3
O
+
] = [OH
-
] = 1,0 10
-7
M (moles por litro) a 25ºC
por ende:
K
w
= [OH
-
][H
3
O
+
] = 1,0 10
-14
M a 25ºC
Como las concentraciones de ambos iones son iguales en el agua pura, se dice que
esta es neutra, y se extiende tal concepto a toda situación donde la concentración de
ion hidronio e ion hidróxido valga 1,0 10
-7
M.
Si se adiciona ácido o base al agua pura, el equilibrio se ve perturbado. El exceso de
ácido o base reaccionará con iones hidróxido u iones hidronio para generar agua,
disminuyendo la concentración de iones hidróxido u hidronio hasta recuperar los
valores de 1,0 10
-7
M.
De esta manera podemos decir que, para soluciones acuosas a 25ºC:
en una solución neutra
[H
3
O
+
] = [OH
-
] = 1,0 10
-7
M
en una solución ácida
[H
3
O
+
] > [OH
-
]
[H
3
O
+
] > 1,0 10
-7
M
[OH
-
] < 1,0 10
-7
M
en una solución básica
[H
3
O
+
] < [OH
-
]
[H
3
O
+
] < 1,0 10
-7
M
[OH
-
] > 1,0 10
-7
M
CONCEPTO DE PH
El pH de una solución se define como el valor negativo del logaritmo decimal de la
concentración de iones hidronios en una solución acuosa:
pH = - log[H
3
O
+
]
Definimos también el pOH de una solución, que consiste en el valor negativo del
logaritmo decimal de la concentración de iones hidróxidos en una solución acuosa:
pOH = - log[OH
-
]
Sabemos que:
K
w
= [H
3
O
+
][OH
-
]
Aplicando logaritmo a ambos términos y considerando las propiedades del mismo
llegamos a que:
pK
w
= pH + Poh
En el agua pura, a 25ºC, la concentración de iones hidronios e iones hidroxilos vale 1,0
10
-7
M. Por lo tanto:
pH = - log (1,0 10
-7
) = 7,0
pOH = - log (1,0 10
-7
) = 7,0
Así:
pK
w
= 7,0 + 7,0 = 14,0
Este valor de pK
w
se mantiene constante para toda solución, por lo tanto la suma pH +
pOH siempre será de 14,0.
De este modo podemos ver que el valor de pH tendrá un mínimo en 0 y un máximo en
14, es decir, su escala variará entre esos dos valores.
Ya obtuvimos el pH del agua neutra, el cual fue de 7,0. Si el pH medido es inferior a
7,0, entonces el agua será ácida, y si el pH es mayor a 7,0, el agua será básica o
alcalina.
Al ser la escala del pH logarítmica, un pH de 6,0 es 10 veces más ácido que un pH de
7,0 y 100 veces más ácido que un pH de 8,0. Por esta razón, un cambio repentino en
el pH de nuestro acuario es un cambio químico más que importante, lo cual debería
evitarse ya que provoca gran estrés en los peces. Lo ideal sería que la variación de pH
no supere, aproximadamente, las 0,3 unidades diarias, ya que pequeñas variaciones
en el pH pueden ser toleradas gracias a su sistema interno de regulación, que actúa
adaptando al pez a las nuevas condiciones. El mantener un pez en condiciones de pH
que no son las óptimas para él, supone un estrés continuo para su sistema de
regulación y, casi con seguridad, una muerte prematura. Por ello es necesaria, y muy
importante, una buena aclimatación de los individuos que entran en un nuevo acuario.
Por suerte, la mayoría de los peces pueden ajustarse y sobrevivir a un pH fuera de su
margen óptimo. Entre 6,5 y 7,5 podrán mantenerse la mayoría de las especies sin
necesidad de realizar cambios.
FUERZA DE ACIDOS Y BASES
Ácido Fuerte
Se llama ácido fuerte, aquel ácido que se disocia completamente en solución a
temperatura y presiones constantes. En esas condiciones, la concentración de un ácido
fuerte es igual a la concentración de iones de hidrógeno (Hidronio o H
3
O
+
). La ecuación
para la completa disociación de un ácido fuerte (HA) es:
HA(aq) → H
+
(aq) + A
-
(aq)
en donde el ácido libera protones (H
+
) y una base conjugada (A
-
) en concentraciones
iguales.
[HA] = [H
+
] = [A
-
]; pH = -log[H+].
Por ejemplo,
HCl + H
2
O → H
3
O
+
+ Cl
-
La constante de disociación de un ácido fuerte en comparación con ácidos débiles es
igual al de la concentración de hidronio expresada en el término logarítmico: pK
a
< -
1.74.
Algunos ácidos fuertes conocidos son el ácido clorhídrico, el ácido sulfúrico, el ácido
nítrico y el ácido perclórico.
Ácido Débil
Un ácido débil es aquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución
acuosa. Aporta iones H
+
al medio, pero también es capaz de aceptarlos. Si
representáramos el ácido con la fórmula general HA, en una disolución acuosa una
cantidad significativa de HA permanece sin disociar, mientras que el resto del ácido se
disociará en iones positivos H
+
y negativos A
−
, formando un equilibrio ácido-base en
la siguiente forma:
Las concentraciones en equilibrio de reactivos y productos se relacionan mediante la
constante de acidez (K
a
), cuya expresión es:
Cuanto mayor es el valor de K
a
, más se favorece la formación de iones H
+
, y más
bajo es el pH de la disolución. La K
a
de los ácidos débiles varía entre 1,80×10
-16
y
55,50. Los ácidos con una constante K
a
menor de 1,80×10
-16
son ácidos más débiles
que el agua. Los ácidos con una constante K
a
de más de 55,50 se consideran ácidos
fuertes y se disocian casi en su totalidad cuando son disueltos en agua.
La gran mayoría de los ácidos son débiles. Entre ellos, casi todos los ácidos orgánicos.
Pueden considerarse ácidos débiles:
• El ácido acético, ácido orgánico responsable de la acidez del vinagre,
• El ácido cítrico, presente en los limones y otras frutas,
• El ácido bórico, que se usa como antiséptico y en oftalmología,
• El ácido carbónico (H
2
CO
3
),
• El ácido fosfórico, presente en muchos refrescos,
• El ácido hipobromoso (HBrO),
• El ácido sulfhídrico o sulfuro de hidrógeno (H
2
S).
• También algunas sales, como el fosfato de amonio (NH
4
)H
2
PO
4
).
Bases Fuertes
Las bases fuertes solubles más comunes son los hidróxidos de los metales del grupo 1ª
y los del grupo 2ª, tales como NaOH, KOH y Ca(OH)
2
. Normalmente en la solución las
bases fuertes son la única fuente importante de OH-. Por ejemplo, una solución 0.10M
de Ca(OH)2 contiene 0.10m de Ca2+ y 0.20M de OH-.
Aunque todos los hidróxidos de los metales alcalinos (familia 1A.) son electrolitos
fuertes, LiOH, RbOH y CsOH no se encuentran comúnmente en el laboratorio. Los
hidróxidos de todos los metales alcalino-térreos, con excepción del Be, son también
electrolitos fuertes. No obstante, tienen solubilidades limitadas, lo cual solamente se
utilizan cuando una solubilidad elevada no es crítica.
También se forman soluciones básicas cuando las sustancias reaccionan con el agua
para formar OH-(ac). El caso más común es el ion óxido.
Los óxidos iónicos de los metales, especialmente Na
2
O y CaO se utilizan en la industria
cuando se necesita una base fuerte. Cada mol de O-2 reacciona con agua para formar
2 moles de OH- y prácticamente no queda nada de O-2 en la solución.
Bases Débiles
Muchas sustancias se comportan en agua como bases débiles. Estas sustancias
reaccionan con el agua removiendo protones de H
2
O, formando así el ácido conjugado
de la base e iones OH-:
Base Débil + H
2
O --- ácido conjugado + OH-
Debido a que la concentración del agua es prácticamente constante aun cuando
existan concentraciones moderadas de otras sustancias, el término [ H
2
O] se incorpora
en la constante de equilibrio, dando por ejemplo
K[ H
2
O] = Kb =[ NH4+] [ OH-] / [ NH
3
]
La constante Kb se llama constante de disociación básica por analogía con la constante
de disociación ácida, Ka, para los ácidos débiles. La constante Kb se refiere siempre al
equilibrio en el cual una base reacciona con H
2
O para formar el ácido conjugado y OH-.
COMPORTAMIENTO ACIDO-BASE DE LAS SALES
Los ácidos, las bases o las sales cuando se disuelven en agua se disocian produciendo
iones.
La disolución de un ácido produce iones oxonio (H
3
O
+
) y la solución es ácida, mientras
que una base genera iones hidróxido (OH
-
) y la solución es básica.
Si el soluto disuelto es una sal, la acidez o basicidad de la solución resultante
dependerá de la interacción con el agua de los iones que esta produce. En
consecuencia el comportamiento ácido-base de las soluciones salinas depende de los
cationes y anones presentes.
Los cationes que son ácidos conjugados de bases débiles como NH
4
+
o CH
3
NH
3
+
, tienen
carácter ácido ya que pueden ceder un protón al agua. Por ejemplo:
NH
4
+
+ H
2
O NH
3
+ H
3
O
+
Los cationes de metales alcalinos o alcalinotérreos como Li
+
, Na
+
, K
+
, Mg
2+
, Ca
2+
, que
provienen de bases fuertes, prácticamente no reaccionan con el agua y por lo tanto,
desde el punto de vista ácido-base son neutros.
Los aniones que provienen de la ionización de un ácido débil como Ac
-
, F
-
, NO
2
-
, HCOO
-
o CO
3
2-
se comportan como bases ya que pueden captar protones del agua y formar
iones OH
-
. Por ejemplo:
HCOO
-
+ H
2
O HCOOH + OH
-
Los aniones que son bases conjugadas de un ácido fuerte, como Cl
-
, I
-
, NO
3
-
, ClO
4
-
, Br
-
,
son bases tan débiles que prácticamente no captan protones del agua y en
consecuencia, desde el punto de vista ácido-base, son neutros.
Cuando se disuelve una sal en agua se disocia en iones cuya interacción con el agua
permite establecer la acidez o basicidad de la solución.
Si la sal está constituida por un catión y un anión neutros como NaCl o KClO
4
, la
solución resultante es neutra y su pH es prácticamente igual a 7.
Si la sal está constituida por un catión ácido y un anión neutro como NH
4
Cl o
CH
3
NH
3
Cl, la solución resultante es ácida y su pH es menor que 7.
Si la sal está formada por un catión neutro y un anión básico como NaF o NaAc,
produce una solución alcalina cuyo pH es mayor a 7.
Cuando la sal está compuesta por un catión ácido y un anión básico, como el NH
4
CN o
NH
4
Ac, la solución puede ser ácida, básica o neutra, según la fuerza ácida del catión y
la fuerza básica del anión. Es decir, la acidez o basicidad de la solución depende de los
valores relativos de Ka y Kb del catión y del anión respectivamente. Por ejemplo, la
solución de NH
4
CN origina los iones NH
4
+
cuya Ka es 5,50 x 10
-10
y CN
-
cuya Kb es
2,08 x 10
-5
. Como Kb (CN
-
) Ka (NH
4
+
), la solución de NH
4
CN es básica y su pH mayor
que 7.
SOLUCIONES REGULADORAS, AMORTIGUADORAS O BUFFER
Las soluciones amortiguadoras, también conocidas como disoluciones buffer o tampón,
son disoluciones que están compuestas por el ion común de un ácido débil o una base
débil. Y el mismo ion común en una sal conjugada, ambos componentes deben de
estar presentes.
También se dice que una solución es amortiguadora, reguladora o tampón si la [H+],
es decir el pH de una solución no se ve afectada significativamente por la adición de
pequeñas cantidades o volúmenes de ácidos y bases.
Buffer es una o varias sustancias químicas que afectan la concentración de los iones de
hidrógeno (o hidrogeniones) en el agua. Siendo que pH no significa otra cosa que
potencial de hidrogeniones (o peso de hidrógeno), un "buffer" (o "amortiguador") lo
que hace es regular el pH.
Cuando un "buffer" es adicionado al agua, el primer cambio que se produce es que el
pH del agua se vuelve constante. De esta manera, ácidos o bases (álcalis = bases)
adicionales no podrán tener efecto alguno sobre el agua, ya que esta siempre se
estabilizará de inmediato.
Los buffer consisten en sales hidrolíticamente activas que se disuelven en el agua. Los
iones de estas sales se combinan con ácidos y álcalis. Estas sales hidrolíticamente
activas son los productos que resultan de la reacción entre los ácidos débiles y los
álcalis fuertes como el carbonato de calcio (a partir del ácido carbónico e hidróxido de
calcio) o entre ácidos fuertes y álcalis débiles como el cloruro de amonio (a partir del
ácido clorhídrico e hidróxido de amonio).
Un ácido buffer reacciona cuando un ácido débil o base débil se combina con su
correspondiente sal hidrolítica en una solución de agua, se forma un sistema
amortiguador denominado "buffer".
No siempre un sistema buffer es apropiado, porque los iones de algunas sales
hidrolíticas pueden, por ejemplo, dañar a los organismos que entran en contacto con
él.
Por otra parte, cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, algunos de
los cuales no son adecuados para acuarios.
La función es la de resistir los cambios de pH cuando se le agregan cantidades de ácido
o base. Su función es muy importante en los sistemas químicos y biológicos y los
procesos que requieran un cierto valor de pH que no sea modificable con facilidad. Ya
sea para el funcionamiento adecuado de las enzimas en el sistema digestivo o los
glóbulos blancos en el torrente sanguíneo.
La razón del funcionamiento de las soluciones amortiguadoras se basa en el Principio
de Le Châtelier, en el equilibrio químico. El ácido o base utilizado, siendo débil, se
disocia parcialmente en la solución, por lo que hay una proporción según su constante
de equilibrio tanto de producto como de reactivo.
Es decir, poniendo como ejemplo una solución amortiguadora hecha por un ácido débil,
al momento de agregarle más ácido, este se disociara y aumentara la concentración de
iones H
+
, pero el ion común (en este caso la base conjugada de la solución creada) que
se encuentre en la solución por contrarrestar el efecto de desbalance en la reacción, se
asociará con los iones liberados y reducirá su concentración, de esta forma reduciendo
su pH, que no aumentará tan notablemente a como lo haría en una solución que no es
amortiguadora.
Para obtener una expresión que permita calcular la concentración molar en el equilibrio
de iones oxonio [H
3
O
+
] en una solución buffer, se considera, por ejemplo, una solución
formada por el ácido acético y su base conjugada.
El equilibrio de ionización del ácido en agua, es:
CH
3
COOH + H
2
O CH
3
COO
-
+ H
3
O
+
La expresión de la constante de acidez del ácido es:
Ka = [CH
3
COO
-
]x[H
3
O
+
]
[CH3COOH]
Despejando la concentración de iones oxonio se tiene: [H3O+] = Ka [CH
3
COOH]
[CH
3
COO
-
]
Se puede generalizar esta expresión para cualquier sistema regulador formado por un
ácido débil y su base conjugada, donde la [CH
3
COOH] representa la concentración del
ácido y [CH
3
COO
-
] la concentración de la base:
[H
3
O
+
] = Ka [ácido]
[base]
donde Ka es la constante de acidez del ácido y [ácido] y [base] son las
concentraciones molares en el equilibrio del ácido y de su base conjugada que
debemos conocer para calcular la [H
3
O
+
].
En las soluciones reguladoras utilizadas en la práctica, tanto el ácido como su base
conjugada se hallan en cantidades relativamente grandes. Luego, sus concentraciones
en el equilibrio son prácticamente iguales a sus concentraciones iniciales Ca y Cb.
Es decir, [ácido] ≡ Ca y [base] ≡ Cb
Sustituyendo en la ecuación anterior las concentraciones de equilibrio por las
concentraciones iniciales se obtiene:
[H
3
O
+
] = Ka Ca
Cb
Esta es la expresión más sencilla que permite calcular la [H
3
O
+
] en una solución buffer,
a partir de las concentraciones iniciales Ca y Cb del par ácido / base conjugado. Es
conocida como ecuación de Henderson – Hasselbalch o ecuación de buffer. Aplicando
logaritmos en ambos miembros de la ecuación y multiplicando por (-1) se obtiene:
PH= pKa + log Cb
Ca
Que es otra forma de la ecuación de Henderson y nos permite calcular directamente el
pH de la solución buffer. Si el sistema buffer está formado por una base débil y su
ácido conjugado (por ejemplo NH
3
/ NH
4
+
), y el dato es el pKb de la base, para utilizar
esta ecuación se debe calcular previamente el pKa mediante la expresión:
pKa = 14 – pKb
A partir del valor del pKa del ácido de un sistema buffer se puede obtener el intervalo
de pH para el cual el sistema tiene capacidad reguladora aceptable. Este intervalo
puede obtenerse teniendo en cuenta que las concentraciones iniciales Ca y Cb del
sistema son altas y que la relación entre ellas debe cumplir que: 0,1 Cb / Ca 10.
Así, aplicando la ecuación de Henderson:
Si Cb / Ca = 0,1 es pH = pKa + log 0,1 = pKa – 1, y despejando: pKa = pH + 1
Si Cb / Ca = 10 es pH = pKa + log 10 = pKa + 1, y despejando: pKa = pH – 1
Esto significa que para regular adecuadamente el pH de una solución al valor 5,00
debe elegirse un sistema en el que pKa del ácido esté comprendido entre 4 y 6, y en lo
posible lo más próximo a 5.
EJERCICIOS RESUELTOS ACIDO – BASE
1) Calcule las concentraciones de H
3
O
+
y OH
-
en una solución 0,050 molar de ácido
nítrico.
Solución:
2) Calcule el pH de una solución en la que la concentración de H
3
O
+
es 0,010 molar.
Solución:
3) El pH de una solución es 3,30. ¿Cuál es la concentración de H
3
O
+
en dicha
solución?
Solución:
4) Calcule la concentración de H
3
O
+
, pH, concentración OH
-
y pOH de una solución
0,015 Molar de ácido nítrico, HNO
3
.
Solución:
5) El pH de una solución 0,100 molar de un ácido débil monoprótico es 1,47. Calcular
la K
a
del ácido.
Solución:
6) Calcule el porcentaje de ionización de una solución 0,10 Molar de ácido acético.
sabiendo que su constante de ionización, K
a
= 1,8 x 10
-5
.
Solución:
7) El pH de una solución acuosa de amoniaco es 11,50. Calcule la molaridad original
de la solución. La constante de basicidad, K
b
= 1,8 x 10
-5
.
Solución:
8) Calcule la concentración de OH
-
y el pH de una solución acuosa que es 0,20 molar
en NH
3
y 0,10 molar en NH
4
Cl. La K
b
del amoniaco es 1,8 x 10
-5
.
Solución:
9) Calcule la concentración de OH
-
y el pH de una solución acuosa que es 0,15 Molar
en NH
3
y 0,075 Molar en (NH
4
)
2
SO
4
. pK
b
= 4,74.
Solución:
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