ÁCIDOS Y BASES; FORMULACIÓN; TEORÍA DE ARRHENIUS

IMPORTANCIA

Como nos muestra la imagen los ácidos y las bases son muy comunes y los encontramos en diversos artículos de uso cotidiano como por ejemplo: artículos medicinales (ácido acetilsalicílico, antiácidos), domésticos (soda y otros artículos de limpieza), cosmetológicos (amoníaco en tinturas de cabellos), gastronómicos (ácido acético-vinagre-), industriales (ácido sulfúrico en baterías); también son importantes en los sistemas biológicos (ejemplo: el ácido clorhídrico es el principal constituyente del jugo gástrico); en muchos compuestos de importancia bioquímica; en temas vinculados al medio ambiente (“lluvia ácida")...

PROPIEDADES GENERALES.

En cuanto al sabor los ácidos son agrios (a modo de ejemplos el sabor del vinagre se debe al ácido acético y el de los limones y otros frutos relacionados al ácido cítrico) y las bases tienen sabor amargo.

Los ácidos ocasionan cambios de color en los pigmentos vegetales (cambian el color del papel tornasol –un indicador- de azul a rojo); en cambio las bases cambian el color del papel tornasol de rojo a azul.

Los ácidos reaccionan con algunos metales (Zn, Mg, Fe, etc) para producir H₂ gaseoso y con carbonatos y bicarbonatos producen CO₂ gaseoso entre otros productos.

Los ácidos y las bases en disoluciones acuosas conducen la electricidad.

Las bases se sienten resbaladizas (los jabones cumplen con esta propiedad dado que contienen bases).

La principal diferencia entre ácidos y bases está relacionado a la definición teórica o dicho en otros términos: se relaciona con la teoría desarrollada. Existen varias teorías ácidos-bases: de Arrhenius; de Brønsted-Lowry; de Lewis. En primer año de bachillerato de la enseñanza media de nuestro país se trabaja con la teoría de Arrhenius; por lo tanto las restantes teorías sólo se enuncian brevemente.

Existen varias teorías ácidos-bases: de Arrhenius; de Brønsted-Lowry; de Lewis. En primer año de bachillerato de la enseñanza media de nuestro país se prioriza la teoría de Arrhenius; por lo tanto las restantes teorías sólo se enuncian brevemente.

El destacado científico sueco galardonado con el Premio Nobel de Química en 1903 Svante Arrhenius (1859-1927) entre otras contribuciones a la ciencia, a finales del siglo XIX desarrolló la teoría ácido-base que lleva su nombre. Se aplica a disoluciones acuosas: un ácido es una sustancia que en agua se ioniza para formar iones H⁺ (hidrógenos) mientras que una base en agua forma iones OH^- (hidroxilos). A modo de ejemplos y utilizando las correspondientes ecuaciones de ionización citamos:

a) Ácido clorhídrico: HCl_(ac) → H⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

b) Ácido nítrico: HNO_3(ac) → H⁺_(ac) + NO₃^-_(ac)

c) Hidróxido de sodio: NaOH_(ac) → Na⁺_(ac) + OH^-_(ac)

d) Hidróxido de calcio: Ca(OH)_2(ac) → Ca⁺²_(ac) + 2OH^-_(ac)

Nota: ac significa en solución acuosa.

En 1923 los químicos Johannes Brønsted (Dinamarca, 1879-1947) y Thomas Lowry (Inglaterra, 1874-1936) desarrollan de manera independiente la teoría que lleva sus nombres según la cual: un ácido es un donador de protones y una base es un aceptor de protones.

En 1932, el químico norteamericano Gilbert Newton Lewis (1875-1946) propuso su teoría mediante la cual: una base es una sustancia que puede donar un par de electrones, mientras que un ácido es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones.

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA.

Utilizaremos el sistema de prefijos y sufijos para nombrar ácidos y bases.

ÁCIDOS

Las fórmulas químicas de los ácidos contienen uno o más H y un grupo aniónico, la suma de los números de oxidación es cero y según la presencia o no de O los podemos clasificar en: hidrácidos y oxiácidos.                                                                                                                

Los hidrácidos están formados por hidrógeno y  un no metal. Se nombran con la palabra ácido y cambiando la terminación “uro” del anión por “hídrico”.

Una forma posible de obtención de estos ácidos es mediante la reacción entre un no metal e hidrógeno. 

Ejemplo: Cl_2(g) + H_2(g) → 2HCl_(g). 

Los oxiácidos están formados por hidrógeno, un no metal y oxígeno. Para nombrarlos se consideran los números de oxidación del no metal.

Algunos ejemplos se indican a continuación y para nombrar los restantes se utilizan prefijos y terminaciones similares a las que se mencionan.

Los elementos del grupo 17 pueden tener números de oxidación 1, 3, 5 y 7 dando lugar a 4 posibles ácidos que para el cloro son: ácido hipocloroso (HClO), ácido cloroso (HClO₂), ácido clórico (HClO₃), ácido perclórico (HClO₄). Para nombrar al resto de los ácidos elementos del grupo: se cambia el nombre del elemento.

El azufre pertenece al grupo 16 y presenta los números de oxidación 2, 4 y 6. Entonces tenemos los siguientes ácidos: ácido hiposulfuroso (H₂SO₂), ácido sulfuroso (H₂SO₃) y ácido sulfúrico (H₂SO₄).

Para el nitrógeno tendremos: ácido nitroso (HNO₂) y ácido nítrico (HNO₃) cuando los números de oxidación del N son 3 y 5 respectivamente.

Para el carbono tendremos: ácido carbonoso (H₂CO₂) y ácido carbónico (H₂CO₃) cuando los números de oxidación del C son 2 y 4 respectivamente.

Una forma posible de obtener estos ácidos es mediante la reacción química entre un óxido no metálico y agua. Por ejemplo: N₂O_5(g) + H₂O_(l) → 2 HNO_3(ac)

Nota. En cuanto a los oxianiones: para nombrarlos se cambian las terminaciones de los oxiácidos correspondientes “ico” y “oso” por “ato” e “ito” respectivamente. Ejemplos: 

i) Ácido fosfórico H₃PO₄: PO₄^3- anión fosfato.

ii) Ácido hipocloroso HClO: ClO^- anión hipoclorito.

BASES

Recordemos que nos estamos basando en la teoría de Arrhenius; entonces las bases son hidróxidos: formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. A su vez el grupo hidroxilo (OH^-) tiene un número de oxidación -1 y al igual que en los ácidos la suma de los números de oxidación de la fórmula química del hidróxido es cero.

Para nombrarlos distinguimos dos casos.

Cuando el metal presenta un sólo número de oxidación se nombran: hidróxido de ....(nombre del metal). Ejemplos: NaOH, hidróxido de sodio; Ca(OH)₂, hidróxido de calcio.

Si el metal presenta más de un número de oxidación se emplean las terminaciones “oso” e “ico” para el de menor y el de mayor número de oxidación respectivamente. Ejemplos: hidróxido plumboso, Pb(OH)₂, e hidróxido plúmbico, Pb(OH)₄ para los hidróxidos de Pb con número de oxidación 2 y 4 del Pb respectivamente.

Nota: en estos casos, para nombrar los hidróxidos también puede emplearse la nomenclatura por Stock. El esquema del nombre es: hidróxido de -nombre del elemento químico- (valencia del elemento o número de oxidación en números romanos). Entonces para los ejemplos anteriores los nombres son: hidróxido de plomo (II) e hidróxido de plomo (IV).

Una forma de obtener los hidróxidos es mediante la reacción de un óxido metálico con agua. Ejemplo: Na₂O_(s) + H₂O_(l) → 2NaOH_(s).

ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES

Recordemos que el agua es un muy buen disolvente de los compuestos iónicos y una solución acuosa que contiene iones conduce la electricidad. Por ejemplo la “sal de mesa común” (cloruro de sodio: NaCl) se ioniza en Na⁺ y Cl^- y estos iones aumentan la conductividad eléctrica de la solución. A la sustancia que aporta los iones se denomina electrólito.

Los ácidos y bases fuertes son electrólitos fuertes: en solución acuosa se ionizan totalmente. Algunos ejemplos de ácidos fuertes son: HCl, HBr, HI, HClO₃; HClO₄, HNO₃, H₂SO₄. Las bases fuertes más comunes son los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos (elementos del grupos 1 y 2 respectivamente de la tabla periódica). Nota: casi todos los hidróxidos metálicos restantes son insolubles en agua.

El comportamiento anterior lo podemos representar mediante las correspondientes ecuaciones de ionización utilizando una flecha: ésta indica que el compuesto está totalmente disociado o en otras palabras que los iones que lo forman no muestran tendencia a recombinarse en agua para formar la molécula. Ejemplos:

i) ácido clorhídrico: HCl_(ac) → H⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

ii) hidróxido de sodio: NaOH_(ac) → Na⁺_(ac) + OH^-_(ac)

Los ácidos y bases que son electrólitos débiles (parcialmente ionizados) se denominan ácidos débiles y bases débiles. Las ecuaciones de ionización correspondientes las planteamos utilizando una doble flecha la cual implica que la reacción se produce en 2 sentidos o procesos dinámicos y opuestos: por un lado moléculas sin disociar se están ionizando para formar los iones correspondientes y al mismo tiempo otros iones se están recombinando para formar moléculas sin disociar. La concentración relativa de los iones y la forma no disociada de la sustancia  están determinadas por el equilibrio químico entre ambos procesos y están relacionados por una constante de equilibrio que depende de la temperatura.

A modo de ejemplo de ácido débil citamos al ácido fluorhídrico: 

HF_(ac) ⇄ H⁺_(ac) + F^-_(ac)

La base débil más común es el amoníaco, NH₃ (que no es contemplado por la definición de base de Arrhenius). Al agregar amoníaco al agua se establece la siguiente reacción:

 NH_3(ac) + H₂O_(l) ⇄ NH⁺_4(ac)+ OH^-_(ac)

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Se da una reacción de neutralización cuando se mezcla una solución de un ácido con la solución de una base: los productos de la reacción no tienen ninguna de las propiedades características de la solución del ácido ni de la base. En general, una reacción de neutralización entre un ácido y un hidróxido metálico produce agua y sal. Ejemplos:

i) El ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio produce la “sal de mesa” (cloruro de sodio) y agua: HCl_(ac) + NaOH_(ac) → H₂O_(l) + NaCl_(ac)

ii) El ácido acético con el hidróxido de bario produce agua y la sal acetato de bario: 2HC₂H₃O_2(ac) + Ba(OH)_2(ac) → 2H₂O_(l) + Ba(C₂H₃O₂)_2(ac)

Notas:

1) las ecuaciones deben estar balanceadas.

2) las reacciones anteriores implican la participación de iones por lo que es posible plantearse en cada caso las ecuaciones iónicas netas. Las mismas surgen a partir de las ecuaciones de ionización correspondientes. Haremos el planteo para el caso del ácido clorhídrico.

El HCl, el NaOH y el NaCl son electrólitos fuertes. Entonces se disocian totalmente en agua y tenemos las siguientes ecuaciones:

HCl_(ac) → H⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

NaOH_(ac) → Na⁺_(ac) + OH^-_(ac)

NaCl_(ac) → Na⁺_(ac) + Cl^-_(ac)

Sustituyendo las fórmulas sin disociar por los iones correspondientes nos queda:

H⁺_(ac) + Cl^-_(ac) + Na⁺_(ac) + OH^-_(ac) → H₂O_(l) + Na⁺_(ac) + Cl^-_(ac).

Por último notamos que los iones Cl^-_(ac) y Na⁺_(ac) están en ambos miembros de la igualdad (se denominan “iones espectadores”) y los podemos “cancelar”. Así llegamos a la ecuación iónica neta para la reacción: H⁺_(ac) + OH^-_(ac) → H₂O_(l) Esta expresión indica que cuando reacciona una base fuerte con un ácido fuerte los iones hidrógenos e hidroxilos se combinan para formar agua.

ANTIÁCIDOS

El estómago y el tracto digestivo están protegidos del efecto corrosivo del ácido estomacal (ácido clorhídrico principalmente) por un recubrimiento de mucosa. A veces pueden aparecer agujeros, llamados úlceras, en dicho recubrimiento posibilitando que el ácido ataque a los tejidos subyacentes y causar importantes y dolorosos daños.

Las úlceras pueden tener su origen en una excesiva secreción de ácidos o en una debilidad del recubrimiento digestivo.

El problema del exceso de ácido estomacal puede tratarse de dos maneras: eliminando el ácido en exceso o reduciendo la producción de ácido.

A las sustancias que eliminan el exceso de ácido se les denominan antiácidos y a las que reducen la producción de ácidos se les llama inhibidores de ácidos.

Los antiácidos son bases simples que contienen iones hidróxidos, carbonatos o bicarbonatos y neutralizan el exceso de ácido clorhídrico en el jugo gástrico.

Las reacciones por medio de las cuales los antiácidos neutralizan el ácido estomacal son las siguientes:

NaHCO_3(ac) + HCl_(ac) → NaCl_(ac) + H₂O_(l) + CO_2(g)

CaCO_3(s) + 2HCl_(ac) → CaCl_2(ac) + H₂O_(l) + CO_2(g)

MgCO_3(s) + 2HCl_(ac) → MgCl_2(ac) + H₂O_(l) + CO_2(g)

Mg(OH)_2(s) + 2HCl_(ac) → MgCl_2(ac) + 2H₂O_(l)

Al(OH)_3(s) + 3HCl_(ac) → AlCl_3(ac) + 3H₂O_(l)

Al(OH)₂NaCO_3(s) + 4HCl_(ac) → AlCl_3(ac) + NaCl_(ac) + 3H₂O_(l) + CO_2(g)

                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                    

 

ESTRUCTURA E IMPORTANCIA DEL AGUA.

El multifacético y reconocido artista catalán nacido en 1943 Joan Manuel Serrat con la canción de su autoría "El Hombre y el Agua" describe a la perfección la importancia del agua. Simplemente cabe agregar que el agua es una sustancia que participa en todos los procesos vitales y es esencial para la vida.

La imagen nos muestra la estructura de la molécula de agua: formada por 2 átomos de H y un átomo de O unidos por enlace covalente. Además vemos que presenta 2 pares de electrones que no participan del enlace.

La electronegatividad es una propiedad que indica la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico y nos permite distinguir entre un enlace covalente polar y otro enlace covalente no polar. 

Una regla ampliamente usada para predecir el tipo de enlace químico se basa en la diferencia de electronegatividad entre los átomos involucrados. Resumidamente y a los efectos de realizar cálculos sobre predicción de enlace químico con relativa precisión, la regla mencionada establece: cuando dicha diferencia es mayor que 1,7 se forma un enlace por atracción iónica y en caso contrario tenemos un enlace covalente. A su vez: si la diferencia es menor que 0,4 el enlace será covalente apolar y si la diferencia está comprendida entre 0,4 y 1,7 obtendremos un enlace covalente polar.

Uno de los datos aportados por las tablas periódicas es el valor de electronegatividad de Pauling. Linus Pauling, 1901-1994, fue un destacado químico estadounidense, galardonado con 2 premios Nobel, que desarrolló un método para calcular las electronegatividades relativas de la mayoría de los elementos químicos.

Así para el agua tenemos que las electronegatividades del O y del H son 3,5 y 2,1 respectivamente lo que nos da una diferencia de:3,5-2,1= 1,4. En consecuencia el enlace químico en una molécula de agua es covalente polar.

Como se trata de un enlace covalente polar y tal cual lo indica la figura (que representa una molécula de agua aislada) los electrones se comparten de manera desigual: para entenderlo podemos imaginar que hay un "reparto desigual" de los pares de electrones compartidos que forman el enlace. 

Considerando el concepto de electronegatividad (capacidad de un átomo de atraer a los electrones de un enlace químico) en este caso podemos decir que los electrones que forman el enlace en la molécula del agua están más tiempo más cerca del O que del H.  Además el O presenta 2 pares de electrones "propios" (no enlazados, "ajenos" a la formación del enlace químico). En consecuencia observamos que sobre el átomo de O hay una densidad electrónica mayor y viceversa: sobre los átomos de H habrá una densidad electrónica menor. Nota: las densidades de cargas se simbolizan con los signos +q y -q en la imagen.

Nota: aunque este aspecto no lo trataremos en el presente artículo, la imagen también nos muestra que el ángulo formado por el O y los 2 H es de aproximadamente 104,5 °.

La estructura descrita permite que una molécula de agua pueda atraer a otras moléculas próximas y formar uniones intermoleculares denominadas enlaces por puentes de hidrógeno: interacciones débiles comparadas con el enlace covalente o la atracción iónica.

Como muestra el esquema, el enlace por puente de H es la "unión" entre un átomo de O (representado en rojo) y un  átomo de H (representado en celeste)  lo cual es posible gracias a las diferencias entre las densidades de cargas como se expresó anteriormente.

La capacidad de formar puentes de hidrógeno le permite al agua que se encuentra en nuestros lagos y océanos moderar el clima de las zonas circundantes absorbiendo calor en el verano y proporcionado calor en invierno con pequeños cambios en su temperatura. Nota: lo anterior implica que el agua tiene una calor específico elevado (para aumentar su temperatura y su energía cinética, primero se deben romper los puentes de hidrógenos intermoleculares, absorbiendo gran cantidad de calor con sólo un pequeño aumento de temperatura y viceversa).

Por otro lado, como vemos en la tabla adjunta, los puentes de H formados en el agua explican el hecho de que a temperatura ambiente sea la única sustancia del grupo en estado líquido: tiene alto punto de ebullición a pesar del bajo valor de la masa molecular.

El hielo flota en la superficie del agua líquida y obviamente: aunque "esté frío"no es porque quiera estar más cerca del sol!

Una de las propiedades más importantes del agua es que la densidad de su forma sólida es menor que la densidad de su forma líquida y por eso el hielo flota.

Como muestra la figura en el hielo las moléculas de agua forman una red tridimensional típica (que no ocurre en otras moléculas que pueden formar puente de H como por ejemplo el amoníaco, fluoruro de hidrógeno, etc.). 

En el agua sólida cada átomo de O (representados en rojo) forma un tetraedro con cuatro átomos de H (representados en celeste): dos átomos de H están unidos al O por enlaces covalentes (representados por líneas enteras) y otros 2 átomos de H se unen al O mediante puentes de H (representados por líneas punteadas).

La estructura tridimensional ordenada en el hielo evita que las moléculas se acerquen demasiado entre sí. 

Cuando el hielo se funde: en el punto de fusión varias moléculas adquieren suficiente energía cinética como para "liberarse" de los puentes de H intermoleculares y quedan atrapadas en las cavidades de la estructura tridimensional, las cuales se rompen en pequeños conglomerados. Entonces hay más moléculas por unidad de volumen de agua líquida que de hielo: la densidad del agua líquida aumenta. Al aumentar la temperatura más moléculas se liberan de los puentes de H y la densidad del agua líquida continúa aumentando. El valor máximo de densidad del agua líquida se alcanza a los 4°C como muestra la gráfica. 

Otra consecuencia de que la densidad del agua sólida sea menor que la densidad del agua líquida es que una cantidad de agua en estado sólido ocupa un volumen mayor que la misma cantidad en estado líquido. Este hecho lo podemos verificar en la vida cotidiana: si colocamos en el freezer un cubito con agua líquida a simple vista observaremos que cuando se transformó en hielo el volumen de agua aumentó.

Finalizando este artículo transcribimos un artículo (y la imagen que lo acompaña) publicado en el libro: "Química" Décima Edición. Editorial: Mc Graw Hill de Raymond Chang

"¿Por qué los lagos se congelan desde la superficie hacia el fondo? El hecho de que el hielo sea menos denso que el agua tiene una profunda implicación ecológica. Considere como ejemplo los cambios de temperatura en el agua dulce de un lago en un clima frío. A medida que la temperatura del agua cercana a la superficie desciende, su densidad aumenta. El agua más fría entonces se hunde hacia el fondo mientras que el agua más tibia, que es menos densa, sube a la superficie. Este movimiento normal de convección continúa hasta que la temperatura en toda el agua alcanza 4 °C. Por debajo de esta temperatura, la densidad del agua comienza a descender con la disminución de la temperatura de manera que ya no se va hacia el fondo. Con mayor enfriamiento, el agua de la superficie comienza a congelarse. La capa de hielo formada no se hunde debido a que es menos densa que el agua líquida; incluso actúa como aislante térmico para el agua que se encuentra debajo de ella..Si el hielo fuera más pesado, se hundiría hasta el fondo del lago y finalmente el agua se congelaría en forma ascendente. La mayoría de los organismos que habitan en el agua no sobrevivirían y se congelarían. Por fortuna, el agua de los lagos no se congela desde el fondo hacia la superficie. Esta propiedad peculiar del agua hace posible la pesca deportiva en hielo" (Como muestra la imagen).

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. 

TABLA PERIÓDICA Y ELEMENTOS QUÍMICOS

Ya en el siglo XIX los químicos comenzaron a ordenar los elementos químicos y desarrollar una tabla periódica basada en sus conocimientos de las masas atómicas. De esta manera el químico inglés John Newlands (1838-1898): en 1864 observó que al ordenar los elementos químicos según dicho criterio cada octavo elemento se encontraban propiedades semejantes y así elaboró la "ley de las octavas" que fue desechada dado que era inadecuada para elementos de mayor masa que el calcio.

Posteriormente, en 1869 el químico ruso Dmitri I. Mendeleev y el químico alemán Julius Meyer (1830-1895) de manera independiente realizaron una tabla de elementos basada en la repetición periódica y regular de sus propiedades.

La tabla periódica de Mendeleev agrupó los elementos según sus propiedades y permitió predecir las propiedades de varios elementos que a la fecha no habían sido descubiertos. A modo de ejemplo: predijo la existencia y algunas características  de un elemento desconocido que llamó eka-aluminio y debería ubicarse debajo del aluminio en el mismo grupo. 

En 1875 se descubre el galio y sus valores de masa atómica, punto de fusión, densidad y fórmula química del óxido coincidieron con los previstos por Mendeleev.

Por otro lado Meyer elabora una tabla periódica con muy pocas diferencias respecto a la del químico ruso: colocó de forma intercalada los elementos de los grupos principales y sub grupos (Mendeleev los separó); clasificó 55 elementos (Mendeleev incluyó a todos los conocidos).

Visto desde la perspectiva del conocimiento científico actual los aportes de los científicos mencionados y otros (contemporáneos o no) tienen sus errores. Sin embargo es indiscutible la importancia que han tenido en el desarrollo de la tabla periódica.

Las Naciones Unidas así lo ha reconocido: "El Año Internacional de la Tabla Periódica" fue declarado cuando se cumplieron 150 años de presentados los trabajos de Mendeleev y Meyer o sea en el 2019.

La tabla periódica actual ordena a los 118 elementos químicos existentes y brinda información cualitativa y cuantitativa de los elementos mismos.

En la actualidad los elementos químicos están ordenados según el número atómico creciente. 

También se contemplan las propiedades de los elementos químicos que son afectadas por la configuración electrónica. En consecuencia la estructura electrónica es el otro factor relevante en el ordenamiento actual de los elementos químicos.

Como se dijo la tabla periódica nos brinda información y nos muestra agrupados a los elementos químicos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes y reconoce las regularidades periódicas (aumento del radio atómico; energía de ionización; etc.)

La imagen de la izquierda nos indica que existen columnas verticales y filas horizontales.

Las primeras se conocen con el nombre de grupos o familias y los elementos que los integran tienen semejanzas en sus propiedades químicas (y en la configuración electrónica de su última capa). Son 18 grupos que se enumeran en sentido ascendente de izquierda a derecha.

Nota: por sus propiedades particulares el hidrógeno no se considera perteneciente al grupo 1.

Las filas horizontales se denominan períodos. Así encontramos 7 períodos.

Otra de las informaciones que nos brinda la tabla periódica tiene que ver con el carácter metálico de los elementos químicos el cual disminuye si nos desplazamos de izquierda a derecha a lo largo de un período.

Tomando en cuenta el último aspecto mencionado los elementos químicos los podemos dividir en tres categorías: Metales, no metales y metaloides o intermedios. 

Un metal es un buen conductor del calor y la electricidad; en tanto que un no metal es generalmente mal conductor de las 2 magnitudes mencionadas. En tanto los metaloides tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales.

En la tabla periódica vemos una "escalera" formada por los elementos químicos: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po y At. Dichos elementos son los considerados como intermedios. 

Los elementos químicos ubicados a la izquierda de la "escalera" se consideran que son metales; al tiempo que los que están a la derecha de la "escalera" son los no metales.