Acidez basicidad y equilibrio
Acidez, basicidad y equilibrio
El equilibrio ácido-base del agua
La cesión de protones por un ácido y la aceptación de protones por una base son procesos reversibles. Dado que este tipo de procesos desembocan al cabo de un cierto tiempo en una situación de equilibrio, su estudio puede efectuarse aplicando los conceptos fundamentales del equilibrio químico.
El equilibrio ácido-base más sencillo y fundamental a la vez es el que corresponde a la disociación del agua:
| H₂O + base 1 | H₂O ácido 2 | ⇌ | H₃O⁺ ácido 1 | + OH⁻ base 2 |
Esta reacción pone de manifiesto que el agua puede actuar como una base (base 1) ganando protones para convertirse en H₃O⁺ (ácido 1) y puede actuar como un ácido (ácido 2) perdiendo protones para convertirse en OH⁻ (base 2). Se dice por ello que es una sustancia anfolita.
Como pone de manifiesto la escasa conductividad del agua pura, el equilibrio iónico del agua está considerablemente desplazado hacia la izquierda, lo que significa que, de acuerdo con la ley de acción de masas, su constante de equilibrio K es muy pequeña:
K = [H₃O⁺]·[OH⁻]/[H₂O]²
Determinaciones experimentales de dicha constante a 25 °C han arrojado un valor para K igual a 3,2·10⁻¹⁸, lo que indica la existencia de una disociación exigua. La concentración de H₂O es, por tanto, prácticamente igual a 1.000 g/litro, o en términos de molaridad:
| 1.000 g | · | 1 | = 55,5 M |
| 18 g/mol | litro |
Escribiendo la anterior expresión en la forma:
K·[H₂O]² = [H₃O⁺]·[OH⁻]
Operando, resulta:
3,2·10⁻¹⁸·(55,5)² = [H₃O⁺]·[OH⁻]
10⁻¹⁴ = [H₃O⁺]·[OH⁻]
Que se representa por Kw y se denomina producto iónico del agua.
El grado de acidez de una disolución. Concepto de pH
En el agua pura la presencia de iones H₃O⁺ y OH⁻ procede únicamente de su disociación iónica, por lo que sus concentraciones respectivas son iguales. Es decir:
[H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻14/2 = 10⁻⁷
La presencia de un ácido en disolución dará lugar a un aumento de la concentración de iones H₃O⁺, o lo que es lo mismo, el exponente disminuirá en valor absoluto por debajo de siete, alcanzando, por ejemplo, el valor:
| [H₃O⁺] = 10⁻⁴ = | 1 | > | 1 | = 10⁻⁷ |
| 10⁴ | 10⁷ |
En disoluciones diluidas el producto iónico del agua Kw es constante, por lo que un aumento de [H₃O⁺] supondrá una disminución de [OH⁻] y viceversa. Por tanto, la adición de una base aumentará la concentración de iones OH⁻ y disminuirá la de iones H₃O⁺, de modo que el exponente de la potencia decimal que lo representa aumentará el valor absoluto por encima de siete, por ejemplo:
| [H₃O⁺] = 10⁻¹⁰ = | 1 | > | 1 | = 10⁻⁷ |
| 10¹⁰ | 10⁷ |
Parece entonces razonable considerar el exponente de la concentración de iones H₃O⁺ de una disolución como una medida de su grado de acidez.
Se denomina pH de una disolución al valor absoluto del exponente de la concentración de iones H₃O⁺ expresada en la forma de potencia decimal; es decir:
[H₃O⁺] = 10⁻pH
Si se recurre a la noción de logaritmo resulta:
pH = -log [H₃O⁺]
El pH de una disolución es, pues, el logaritmo cambiado de signo de la concentración de iones hidronio.
En una disolución neutra como el agua pura el pH vale siete; en disoluciones ácidas es menor que siete y en disoluciones básicas es mayor que siete.
Fuerza de ácidos y bases
Según los conceptos de ácido y de base de Brönsted y Lowry la fuerza de un ácido se mide por su tendencia a ceder protones y la de una base por su tendencia a aceptarlos, pero también se puede definir por referencia al equilibrio de disociación en disolución acuosa. Así, para un ácido genérico AH en disolución se produce la reacción reversible:
HA + H₂O ⇌ A⁻(aq) + H₃O⁺(aq)
y la constante Kₐ de disociación del ácido vendrá dada por:
| Kₐ = | [A⁻]·[H₃O⁺] |
| [HA] |
Que se denomina, también, constante de acidez.
Si el ácido es fuerte, su tendencia a ceder protones desplazará considerablemente el equilibrio hacia la derecha y la disociación será prácticamente total, lo que se reflejará en un valor elevado de Kₐ
Análogamente se tendrá para una base genérica B:
B + H₂O ⇌ BH⁺(aq) + OH⁻(aq)
y la constante de disociación de la base o constante de basicidad será, en este caso:
| Kb = | [BH⁺]·[OH⁻] |
| [B] |
Cuanto mayor sea Kb más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha y, por tanto, mayor será la fuerza de la base o su capacidad para captar protones y convertirse en BH⁺
En general, para una reacción del tipo
ácido 1 + base 2 ⇌ ácido 2 + base 1
Si el ácido 1 es más fuerte que el ácido 2 la reacción estará desplazada hacia la derecha y viceversa. Lo mismo sucederá con la base 2 respecto de la base 1.
Concepto de pK
La descripción del grado de acidez en términos de pH tiene la enorme ventaja de evitar operaciones con potencias decimales de exponentes negativos. Dado que las constantes de equilibrio vienen dadas, por lo general, como potencias de diez, es posible extender la idea recogida en la definición de pH al caso de los valores de K. Así, se define el pK, para una reacción en equilibrio, en la forma:
pK = -log K
En equilibrios ácido-base la constante de equilibrio se denomina constante de acidez o de basicidad y su pK constituye una forma de expresar su valor. Así, por ejemplo, la constante de acidez del ácido acético a 25 °C es Kₐ = 1,8·10⁻⁵ y su pKₐ se calcula, de acuerdo con la definición, como pKₐ = -log (1,8·10⁻⁵) = 4,8.
Dado que el valor de la constante de acidez constituye una medida directa de la fuerza de un ácido, su pKₐ es entonces una medida inversa de dicha fuerza; cuanto mayor es la fuerza de un ácido menor es su pKₐ. Los ácidos fuertes, como el clorhídrico (HCl) o el sulfúrico (H₂SO₄), tienen pKₐ negativos y los débiles, como el acético (CH₃—COOH) o el carbónico (H₂CO₃), pKₐ positivos.
De la misma manera puede definirse el pKb de una base, cuyo significado es análogo.
Aplicación del concepto de pH
El ácido clorhídrico es un ácido fuerte, por lo que puede considerarse totalmente disociado en disolución acuosa, según la ecuación química:
HCl + H₂O ⇌ Cl⁻(aq) + H₃O⁺(aq)
Se prepara una disolución que contiene 1,823 g de HCl por cada litro de disolución. Calcular la concentración de iones H₃O⁺ en mol/l, [H₃O⁺], y a continuación determinar el pH de la disolución.
De acuerdo con la ecuación química, el número de moles de HCl y de H₃O⁺ está en relación de 1:1; por tanto, por cada mol de HCl disociado se generará un mol de H₃O⁺(aq) de disolución. La concentración de H₃O⁺ procedente de la disociación del agua es muy pequeña frente a la que procede del ácido y por ello puede despreciarse. Además, como todo el HCl está prácticamente disociado, la concentración en moles por litro del HCl inicial coincidirá con [H₃O⁺], es decir:
| [H₃O⁺] = | 1,823 g/l | = 0,05 M |
| 36,46 g/mol |
Ya que
M(HCl) = M(H) + M(Cl) = 1,0 + 35,46 = 36,46
Por lo tanto:
pH = -log [H₃O⁺] = -log 0,05 = 1,3
Autor: Lunita. Colombia.
Editor: Ricardo Santiago Netto (Administrador de Fisicanet).