SOLUCIONES ÁCIDAS, BÁSICAS, NEUTRAS Y pH

AUTODISOCIACIÓN Y PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA

Según la teoría formulada por los químicos  Johannes Brønsted (Dinamarca, 1879-1947) y Thomas Lowry (Inglaterra, 1874-1936) el agua puede actuar como ácido o como base: en presencia de un ácido acepta protones y en presencia de una base dona protones. 

El proceso por el cual una molécula de agua dona un protón a otra  molécula de agua se denomina autodisociación del agua y lo podemos plantear según la ecuación: 

H₂O_(l) + H₂O_(l) ⇆ H₃O⁺_(ac) + OH^-_(ac)  

Nota. Dado que el protón hidratado se representa indistintamente como H₃O⁺_(ac) y H⁺_(ac) la ecuación anterior la podemos escribir como: H₂O_(l) ⇆ H⁺_(ac) +   OH^-_(ac)

A temperatura ambiente, el agua pura se encuentra casi en su totalidad sin disociar razón por la cual es mala conductora de la electricidad.

La constante de equilibrio de la ecuación anterior se conoce con el nombre de constante del producto iónico del agua, se representa por las letras K_w y a 25 ^oC es igual a 1×10^-14: 

K_equilibrio= K_w= [H⁺][OH^-] = 1×10^-14 (a 25 ^oC esta ecuación es aplicable al agua pura y cualquier solución acuosa diluida).

Aclaración: las concentraciones están expresadas en molaridad: moles/L. 

CLASIFICACIÓN DE SOLUCIONES

Cuando tenemos una solución en la cual se cumple que las [H⁺] = [OH^-] se dice que es neutra. Para el agua pura los valores de dichas concentraciones son:

 [H⁺] = [OH^-] = 1x10^-7

El agua no es pura. ¿Qué sucede si por ejemplo le agregamos un ácido a una solución que suponemos neutra? Al agregarle un ácido a esa solución le estamos aportando iones H⁺ y esto implica que aumenta la [H⁺] en la solución; por otro lado se cumple que [H⁺] X [OH^-] es un valor constante e igual a 1×10^-14; en consecuencia, si un valor aumenta el otro debe disminuir para que el valor del producto se mantenga. Por lo anterior la [OH^-] disminuye y entonces predominan los iones H⁺ por sobre los iones OH^- (iones hidroxilos). En síntesis: el medio ahora es ácido y estamos frente a una solución ácida.

Imaginemos ahora que tenemos agua pura y le agregamos una base. En este caso aumentamos la [OH^-] y siguiendo el razonamiento del párrafo anterior para que el producto [H⁺] X [OH^-] se mantenga constante la  [H⁺] debe disminuir. Por lo tanto en este caso predominarán los iones OH^- por sobre los H⁺ y la solución ahora es básica o alcalina. Generalizando lo visto hasta ahora llegamos a que las soluciones las podemos clasificar en: 

i) neutras  ( [H+] = [OH-] = 1x10^-7)

ii) ácidas  ( [H⁺] mayor que 1x10^-7 y [OH^-]  menor que 1x10^-7)  

iii) básicas  ( [H⁺] menor que 1x10^-7 y [OH^-]  mayor que 1x10^-7)

Observación: en el razonamiento anterior se aplicaron los conceptos de ácidos y bases correspondientes a la teoría de Svante Arrhenius (científico sueco, 1859-1927): en solución acuosa un ácido produce iones hidrógeno y una base produce iones hidróxidos (H⁺ y OH^- respectivamente). 

ESCALA DE pH

En general la concentración molar de H⁺] en una solución acuosa es muy pequeña lo cual nos conduciría a trabajar con expresiones exponenciales para saber la acidez de una sustancia (o solución) y hacer cálculos engorrosos.

Afortunadamente en 1909 Sören Sörensen (químico danés, 1868-1939) introdujo un método más conveniente para expresar la acidez: usar una escala de acidez. Así nace lo que luego sería conocido como escala de pH para soluciones (pH viene del francés: pouvoir hydrogene, “poder del hidrógeno).

El pH de una solución se define como el negativo del logaritmo de la concentración de iones hidrógenos  [H⁺].

La definición en forma matemática es: pH=-log [H⁺].

Para una solución neutra [H⁺] = 1x10^-7, entonces aplicando la fórmula el pH será: pH= -log (1x10^-7)=- (-7)= 7.

Supongamos ahora una solución ácida en la cual [H⁺] = 4x10^-7 (debe ser mayor que 1x10^-7). En este caso el pH será: pH= -log (4x10^-7)=- (-4)= 4.

Veamos ahora un ejemplo de cómo podemos calcular el pH sabiendo que la concentración de iones hidroxilos es: [OH^-] = 2 x10^-3 (mayor que 1x10^-7 y entonces estamos frente a una solución básica).

Debemos calcular la  [H⁺] empleando el valor de la constante del producto iónico del agua: K_w= [H⁺][OH^-] = 1×10^-14 (suponemos que la temperatura es 25 ^oC). 

Despejando de la ecuación tenemos: [H⁺]= K_w/[OH^-]. Así sustituyendo por los valores correspondientes en este caso tenemos:  [H⁺]=1×10^-14/2 x10^-3= 5 X 10^-12 M 

Nota: recordemos que la unidad de la concentración usada es la molaridad, moles/litros,o M siendo el significado de M: “molar”.

En consecuencia el pH de esta solución básica es: pH= -log (5 X 10^-12)= 11,3.

Generalizando podemos clasificar a las soluciones según el pH en:

i) neutras:  pH igual  7. 

ii) ácidas:  pH menor que 7.   

iii) básicas:  pH mayor que 7. 

ESCALA DE pOH

Cómo vemos la figura anterior además de mostrarnos ejemplos de soluciones y los conceptos vistos, nos muestra otra escala, relacionada con la de pH y quizás menos “conocida” que ésta. Nos referimos a la escala de pOH: vinculada a la concentración de iones OH^-.

La concentración de iones OH^- la podemos expresar de manera similar a como se hizo con la [H⁺]. Así definimos pOH de la siguiente manera: pOH= -log[OH^-] en la cual la [OH^-] también está dada en molaridad.

Recordemos que a 25 °C K_w= 1,0X10^-14= [H⁺][OH^-]. Si aplicamos logaritmos a ambos lados de la ecuación obtenemos la expresión: log(1,0X10^-14)= log{[H⁺][OH^-]}.

El logaritmo de un producto es igual a la suma de los logaritmos y  log(1,0X10^-14)= -14. Así la igualdad anterior se transforma en: -14= log[H⁺] + log[OH^-].

Ahora si multiplicamos a ambos miembros de la última igualdad por -1 obtenemos la siguiente expresión: 14= - log[H⁺] + {-log[OH^-]}. 

Por último aplicando las definiciones de pH y pOH llegamos a la expresión bastante usada en cálculos: 14= pH + pOH.

IMPORTANCIA Y MEDICIÓN DE pH

El pH de las soluciones es de vital importancia. A modo de ejemplo citamos algunos hechos que confirman la frase expresada: en los sistemas biológicos ocurren reacciones que implican transferencia de [H⁺] y para que las mismas ocurran el medio en el que se producen debe ser ligeramente alcalino (pH entre 7 y 7,4); si el pH de la sangre humana no es el normal (entre 7,35 y 7,45 aproximadamente) puede ser la causa de alguna enfermedad; la lluvia "ácida" o regar el jardín con agua contaminada con vinagre afecta el crecimiento de las plantas; en la fabricación de jabones y otros cosméticos los productos obtenidos tienen un pH determinado (alcalino); etc.

Existen varias formas de medir el pH: con un papel de tornasol (cambia de color a un pH cercano a 7; así en medio ácido quedará rojo mientras que en medio alcalino será azul); con papel pH (una cinta impregnada con varios indicadores acompañada de una escala comparativa de colores); con instrumentos como por ejemplo un pH metro.

En el laboratorio y para obtener resultados menos precisos, para medir el pH pueden utilizarse sustancias llamadas indicadores ácido-base. Estas sustancias pueden existir en forma de ácido o en forma de base y presentan la particularidad de que ambas formas tienen diferente color: en medio ácido tendrán un color y en medio básico tendrán otro. Entonces al agregar un indicador a una solución y sabiendo el rango de pH en el cual el mismo cambia de una forma a otra (o sea cambia de color), se puede saber si la solución tiene un pH mayor o menor que el obtenido.

La imagen nos brinda algunos ejemplos de indicadores de ácido-base y los intervalos de pH en los cuales cambia de color.