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Concepto de pH El concepto de pH nace de dos tipos de especies químicas llamadas ácidos y bases, las que se pueden clasificar como tal y predecir su potencia o fuerza de acuerdo al valor de su pH.

Características Generales Ácidos     

Bases

Son ácidos al gusto, y al tacto provocan ardor. Al reaccionar con metales desprenden H2 (g). Neutralizan a las bases generalmente desprendiendo H2O. Tiñen el papel tornasol de color azul. Son electrolitos por lo que conducen la electricidad.

    

Son jabonosas al tacto. No reaccionan con metales. Neutralizan a los ácidos generalmente desprendiendo H2O. Tiñen el papel tornasol de color rojo. Son electrolitos por lo que conducen la electricidad.

Los ácidos y bases se definen mediante tres teorías que fueron dictadas a lo largo de la historia por distintos personajes: Arrhenius, Brönsted-Lowry, y Lewis:

Teoría de Arrhenius Define a una especie ácida como: cualquier especie química capaz de liberar o ceder un protón (H+) en solución acuosa.

HA 

H



A

Define a una especie básica o alcalina como: cualquier especie química capaz de liberar o ceder un grupo hidroxilo (OH-) en solución acuosa.

BOH

 B

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 OH 

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Teoría de Brönsted – Lowry Define a una especie ácida como: cualquier especie química capaz de liberar o ceder un H+ en solución acuosa, al igual que Arrhenius, con la diferencia de que este protón es adquirido por una molécula de agua, transformándose en ion hidronio (H 3O+):

HA   H 3O 



A

Define a una especie básica o alcalina como: cualquier especie química que sea capaz de aceptar o captar un protón H+ en solución acuosa.

H 2O  BH 

B 

 OH 

Con ésta teoría nacen los ácidos y bases conjugados: Ácido conjugado El ácido, al ceder un protón (a la base) genera una especie que podría captar nuevamente el protón (base conjugada del ácido) en el equilibrio inverso.



HA

H 2O



Ácido 1  Base2

H 3O  Ácido2



A

 Base1

Base conjugada La base al captar un protón (del ácido) genera una especie que podría ceder nuevamente el protón (ácido conjugado de la base) en el equilibrio inverso.

B



H 2O

Base 1



Ácido2



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BH  Ácido1



OH 

 Base2

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Teoría de Lewis Es la teoría más actual, y define ácido y bases de acuerdo a su capacidad de intercambio de pares de electrones libres. Define a un ácido como cualquier especie química capaz de aceptar un par de electrones libres.

BF3



F

 BF4

Y define a una base como cualquier especie química capaz de donar un par de electrones libres. ¨

N H3



H 2O  NH 4

 OH 

Puesto que el protón (H+) posee un orbital vacío (orbital s), los ácidos y bases de Brönsted – Lowry son ácidos y bases de Lewis, pero no a la inversa.

Reacciones de Tipo Ácido – Base La reacciones ácido-base son aquellas en las cuales hay un intercambio de protones (Brönsted – Lowry) un donador (ácido) y un aceptor (base), o bien, un intercambio de pares de electrones libres (Teoría de Lewis) entre un donador (base) y un aceptor (ácido).

Definición de pH El pH de una solución se define como el anti-logaritmo de su concentración molar de protones. 

pH   log  H 

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Escala de pH Tiene valores que van desde el 0 al 14 en números enteros; se detalla a continuación:

[H+]

pH

pOH

Ácidez o Basicidad

1

0

14

Muy Ácido

1 x 10-1

1

13

1 x 10-2

2

12

1 x 10-4

4

9

1 x 10-6

6

8

1 x 10-7

7

7

Neutro

1 x 10-9

9

4

Poco Básico

1 x 10-11

11

3

1 x 10-13

13

1

1 x 10-14

14

0

Poco Ácido

Muy Básico

Así como el pH mide la acidez de las soluciones, el pOH mide la basicidad de las mismas en una escala de igual magnitud pero inversa.

Producto iónico del agua La sustancia que conocemos como “agua”, no está compuesta por un solo tipo de moléculas (H2O). En forma natural, se disocia según: ↔

+

En todas las condiciones (solución ácida, neutra, básica) el producto de la concentración molar de protones e iones hidroxilo es constante y dicho valor constante se llama constante del agua o producto iónico del agua; se denota Kw. =[

][

] = 1,0 × 10

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Aplicando antilog a todos los términos de la ecuación, para cualquier solución se tiene: ( Entonces,

) = − [ ] = 14 =− [ ] ] =− [ 14 =

SOLUCION ACIDA NEUTRA BASICA

Relación entre iones

[H+] > [OH-] [H+] = [OH-] [H+] < [OH-]

Ejemplo [H+] 1,0x10-2 1,0x10-7 1,0x10-10

+ Ejemplo [OH-]

[H+] x [OH-]

1,0x10-12 1,0x10-7 1,0x10-4

1,0x10-14 1,0x10-14 1,0x10-14

pH

2 7 10

pOH

12 7 4

pKw

14 14 14

Fuerza de ácidos y bases La fuerza de un ácido o de una base se mide como su capacidad para disociarse en agua. 

Un ácido fuerte es una sustancia que, al ponerse en contacto con agua, se disocia completamente, liberando hacia el medio todos sus protones ácidos.



Un ácido débil es una sustancia que, al ponerse en contacto con agua, no libera todos los protones ácidos que contiene, siendo esta disociación limitada por la constante de equilibrio ácido Ka.



Una base fuerte, por su parte, es una sustancia que, al ponerse en contacto con el agua, es ionizada en un 100% (sea por captación de H+ o por liberación de OH-).



Una base débil es una sustancia que, al ponerse en contacto con agua, no se ioniza completamente, siendo esta ionización limitada por la constante de equilibrio básico Kb.

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Soluciones Amortiguadoras, Tampones o Buffers Una solución amortiguadora tiene la capacidad de resistir o amortiguar los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de un ácido o de una base fuerte. Existen buffers de dos tipos: buffer ácido y buffer básico. Buffer Ácido: Se prepara a partir de un ácido débil y su base conjugada en forma de sal. Buffer Básico: Se prepara a partir de una base débil y su ácido conjugado en forma de sal.

Neutralización La neutralización es la reacción química entre un ácido y una base, cuyos productos son una sal y agua, en solución neutra. + → +

Una aplicación muy conocida de esta reacción es la neutralización de la acidez estomacal (exceso de secreción de HCl en el estómago), bebiendo una solución de bicarbonato de sodio: (

)+

(

)→

(

)+

( )+

( )

¿Puedes identificar una “molestia secundaria” originada por este tratamiento?

EJERCICIOS CONCEPTO DE pH 1.

Una solución amortiguadora, también llamada buffer, se utiliza para

A) disminuir la rapidez de una reacción. B) mantener constante la disociación del agua. C) disminuir el número de colisiones moleculares.

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D) igualar las concentraciones de iones H+y OH– en una solución. E) mantener constante el pH en una solución.

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2.

En el laboratorio se le determinó el pH a tres soluciones, S1, S2, S3, informándose los siguientes valores: Para S1: pH = 2 ; S2: pH = 4 ; S3: pH = 9 A partir de esta información, se puede afirmar que

A) sólo la solución S1 es ácida.

D) las soluciones S2 y S3 son básicas.

B) las soluciones S1 y S2 son ácidas.

E) las tres soluciones son ácidas.

C) la solución S2 es más ácida que la solución S1. 3. En el laboratorio, una persona midió el pH de tres soluciones, obteniendo los siguientes resultados: i) pH = 1. ii) pH = 3. iii) pH = 10. ¿Cuál(es) de ellas es(son) solución(es) básica(s)?

A) Sólo I. B) Sólo II. C) Sólo III.

D) Sólo I y II. E) Sólo II y III.

4. Se dispone de tres disoluciones acuosas de igual concentración: una de ácido acético (ácido débil), otra de hidróxido de sodio (base fuerte) y una tercera de ácido clorhídrico (ácido fuerte). ¿En cuál de las opciones el pH de estas disoluciones está ordenado de menor a mayor?

A) Hidróxido de sodio – ácido acético – ácido clorhídrico. B) Ácido clorhídrico – ácido acético – hidróxido de sodio. C) Ácido acético – ácido clorhídrico – hidróxido de sodio. D) Hidróxido de sodio – ácido clorhídrico – ácido acético. E) Ácido clorhídrico – hidróxido de sodio – ácido acético.

5.

¿Cuál es el pH de una solución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) 0,0001M?

A) 3

D) 11

B) 4

E) 14

C) 10

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6.

Las siguientes son reacciones ácido–base: +

+

→

→

+

+

De acuerdo con la teoría ácido–base de Brönsted–Lowry, se puede afirmar que I) el CO3–2 se comporta como base. II) el H2O se comporta como ácido en 1) y como base en 2). III) el NH3 se comporta como ácido. Es (son) correctas

A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo I y III D) Sólo II y III E) I, II y III 7.

En la reacción ácido-base

  CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-  

De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry se puede afirmar que: A) CH3COOH es el ácido y CH3COO– su base conjugada. B) CH3COOH es el ácido y el H2O su base conjugada.

8.

C) OH– es el ácido y el H2O su base conjugada. D) OH– es la base y el CH3COO– su ácido conjugado. E) CH3COOH es la base y CH3COO– su ácido conjugad

¿Cuál par de compuestos, disueltos en agua, forman una disolución amortiguadora (tampón o buffer)?

A) HCl y NaOH

D) CH3COOH y CH3COONa

B) HCl y NH3

E) HCl y CH3COONa

C) NaCl y NaOH

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