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ESTE DOCUMENTO CONTIENE LA SEMANA 6 1

ÍNDICE

ÁCIDOS Y BASES, PH, REDOX Y SOLUCIÓN AMORTIGUADORA ..................................................... 2 APRENDIZAJES ESPERADOS ......................................................................................................... 3 INTRODUCCIÓN .......................................................................................................................... 3 1. ÁCIDOS Y BASES .............................................................................................................. 3

1.1. ÁCIDOS, BASES Y REACCIONES ÁCIDO-BASE ................................................................. 4 1.1.1. ÁCIDOS Y BASES DE Brönsted ............................................................................... 4 1.1.2. PROPIEDADES ÁCIDO-BASE DEL AGUA ................................................................. 8 1.1.3. ÁCIDOS Y BASES DE LEWIS.................................................................................. 10

2. CONSTANTE DE ÁCIDEz DE ÁCIDOS Y BASES DÉBILES ..................................................... 11 2.1. LA MEDIDA DE LA ÁCIDEz, EL pH ................................................................................ 14 2.2. PORCENTAJE DE IONIZACIÓN ..................................................................................... 17

3. ÓXIDO-REDUCCIÓN ....................................................................................................... 18 3.1. REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN .......................................................................... 18 3.1.1. METODOS DE CÁLCULO...................................................................................... 19

4. SOLUCIONES AMORTIGUADORAS .................................................................................. 21 COMENTARIO FINAL ................................................................................................................. 23 REFERENCIAS ............................................................................................................................ 24

QUÍMICA GENERAL

QUÍMICA

SEMANA 6


ÍNDICE ÁCIDOS Y BASES, PH, REDOX Y SOLUCIÓN AMORTIGUADORA ..................................................... 3 APRENDIZAJES ESPERADOS ......................................................................................................... 3 INTRODUCCIÓN .......................................................................................................................... 3 1. ÁCIDOS Y BASES .............................................................................................................. 3

1.1. ÁCIDOS, BASES Y REACCIONES ÁCIDO-BASE ................................................................. 4 1.1.1. ÁCIDOS Y BASES DE Brönsted ............................................................................... 4 1.1.2. PROPIEDADES ÁCIDO-BASE DEL AGUA ................................................................. 8 1.1.3. ÁCIDOS Y BASES DE LEWIS.................................................................................. 10

2. CONSTANTE DE ÁCIDEz DE ÁCIDOS Y BASES DÉBILES ..................................................... 11 2.1. LA MEDIDA DE LA ÁCIDEz, EL pH ................................................................................ 14 2.2. PORCENTAJE DE IONIZACIÓN ..................................................................................... 17

3. ÓXIDO-REDUCCIÓN ....................................................................................................... 18 3.1. REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN .......................................................................... 18 3.1.1. METODOS DE CÁLCULO...................................................................................... 19

4. SOLUCIONES AMORTIGUADORAS .................................................................................. 21 COMENTARIO FINAL ................................................................................................................. 23 REFERENCIAS ............................................................................................................................ 24


ÁCIDOS Y BASES, PH, REDOX Y SOLUCIÓN AMORTIGUADORA

APRENDIZAJES ESPERADOS

Identificación de reacciones de neutralización.

Analizar de los procesos de óxido – reducción.

Examinar el funcionamiento de una solución amortiguadora.

INTRODUCCIÓN

Las reacciones ácido-base tal como las reacciones REDOX en solución, son unos de los procesos

más importantes tanto en sistemas químicos como en sistemas biológicos. En este documento

se revisarán estas reacciones que sostienen los organismos y el entorno en que se desarrollan.

Hay muchos enfoques respecto a estos compuestos y sus interacciones, pero aquí solo se

estudiarán aquellos que guardan mayor relevancia práctica.

El estudio de este contenido se basará en los contenidos previos de este curso, siendo de suma

importancia el conocimiento de los mismos y su consulta cuando sea necesario.

1. ÁCIDOS Y BASES

Para comenzar este estudio es necesario recordar la naturaleza electrolítica de los compuestos y

su clasificación (semana 3), tómese en cuenta que:

a) No electrolitos: en esta categoría están la mayoría de los compuestos con enlaces

covalentes, excepto los de hidrógeno, que sean ácidos o bases. Aquí se incluyen azúcares

(C12H22O11), alcoholes (CH3OH) y gases como H2, O2 y N2. Son malos conductores eléctricos

y de baja disociación en solución acuosa.

b) Electrolitos débiles: en esta categoría están el amoniaco (NH3) y la mayor parte de los

ácidos débiles (estos se listan más adelante). Son conductores eléctricos de mediana

calidad y sus moléculas se disocian parcialmente o solo una parte de las moléculas en

disolución.

c) Electrolitos fuertes: en esta categoría están los compuestos iónicos como las sales (pero

diferentes a H+, OH-, H- y O-2) que sean cristalinos. Además, están en esta categoría los seis

ácidos fuertes HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 y H2SO4, este último (ácido sulfúrico) actúa como

electrolito fuerte solo al “liberar” su primer hidrógeno, en la posible liberación del segundo


hidrógeno actúa débilmente. Son muy buenos conductores eléctricos y las especies

presentes en solución se disocian casi en forma total.

1.1. ÁCIDOS, BASES Y REACCIONES ÁCIDO-BASE

Existen tres definiciones principales de lo que son ácidos y bases según las distintas

características consideradas (Chang & College, 2002).

1.1.1. ÁCIDOS Y BASES DE BRÖNSTED

Ácido Cualquier sustancia que al añadirse al agua aumenta la concentración de iones hidronio (H3O+), por lo tanto, “los ácidos son dadores de protones” (H+).

Base Cualquier sustancia que al añadirse al agua aumenta la concentración de iones hidroxilo (OH-); “las bases son captores de protones”.

Reacción ácido-base Es la transferencia de un protón (H+) de la especie más ácida a la más básica de la solución.

Exceptuando los seis ácidos fuertes (vistos en la semana 3), ya que cualquier otro ácido sería

débil en comparación a ellos.

Los cationes de metales con cargas altas (+2 o más) suelen enlazarse con electrones del oxígeno

en el agua, los protones en las moléculas de agua tienden a repelerse, actuando cono ácidos

débiles.

Por su parte, las bases fuertes (hidróxidos, óxidos e hidruros solubles de metales alcalinos y el

bario), otros óxidos e hidróxidos son bases, pero casi ninguno de ellos es particularmente

soluble en agua, no obstante, estas bases poco solubles pueden reaccionar con ácidos.

Los productos de una reacción de un ácido y una base, son un ácido y una base nuevos:

Ácido(reactivo) + Base(reactivo) → Ácido(producto) + Base(producto)

Para que la reacción proceda, los ácidos y bases formados como resultado deben ser débiles en

comparación con los ácidos y bases reactivos (electrolitos débiles).

Ejemplo:


El NH3 tiene un H menos y una carga positiva menos que el NH4+, de ahí que se deduzca que el

NH4+ es el ácido derivado del NH3 y, a la vez, es un ácido más débil que el HF; en estas

condiciones, el par, NH4+ y el NH3 reciben el nombre de par conjugado ácido base (Chang &

College, 2002). A través del mismo análisis, el F- tiene un H menos que el HF y también tiene una

carga negativa más, por lo que el F- es la base (más débil como base que el NH3) y el HF el ácido,

par conjugado ácido base.

Entonces, la base formada por la pérdida de un protón del ácido reactivo y este ácido, forman

un par ácido base conjugado, lo mismo para el ácido producto y la base que lo generó.

Los ácidos y las bases tienen fuerzas variables que se representan en la tabla 1, la región de

letras sombreadas representan las bases conjugadas de los ácidos fuertes que son menos

básicos que el agua y los ácidos conjugados de las bases fuertes que son menos ácidos que el

agua.

Esta tabla sirve para predecir una reacción ácido-base y el grado en que procederá.

Tabla 1

Ácido conjugado Base conjugada

Nombre Fórmula Nombre Fórmula

DIS

MIN

UC

IÓN

DE

LA F

UER

ZA D

EL Á

CID

O

Ácido perclórico(l) HClO4 Ion perclorato ClO4-

AU

MEN

TO D

E LA

FU

ERZA

DE

LA B

ASE

Yoduro de hidrógeno(g) HI Ion yoduro I-

Bromuro de hidrógeno(g) HBr Ion bromuro Br-

Cloruro de hidrógeno(g) HCl Ion cloruro Cl-

Ácido sulfúrico(l) H2SO4 Ion bisulfato HSO4-

Ácido nítrico(l) HNO3 Ion nitrato NO3-

Ion hidronio H3O+ o H+ Agua H2O Ion bisulfato HSO4

- Ion sulfato SO4-2

Ácido sulfuroso H2SO3 Ion bisulfato HSO3-

Ácido fosfórico H3PO4 Ion dihidrogenofosfato H2PO4

Ion hexahidrato de hierro(III) Fe(H2O)6+3 Fe(H2O)5OH+2

Ácido fluorhídrico HF Ion fluoruro F-

Ácido nitroso HNO2 Ion nitrito NO2-

Ácido acético CH3CO2H Ion acetato C2H3O2-

Ion hexahidrato de aluminio Al(H2O)6+3 Al(H2O)5OH+2

Ácido carbónico H2CO3(CO2)(ac) Ion bicarbonato HCO3-

Ion bisulfito HSO3- Ion sulfito SO3

-2

Sulfuro de hidrógeno H2S Ion hidrosulfuro HS-

Ion dihidrógeno fosfato H2PO4- Ion monohidrogenofosfato HPO4

-2


Fenolftaleína C20H14O4 Anión fenolftaleína C20H13O4-

Ion amonio NH4+ Amoniaco NH3

Ácido cianhídrico HCN Ion cianuro CN-

Ion hexahidrato de hierro(II) Fe(H2O)6+2 Fe(H2O)5OH+

Ion bicarbonato HCO3- Ion carbonato CO3

-2

Peróxido de hidrógeno H2O2 Ion hidroperóxido HO2-

Ion mono hidrógeno fosfato HPO4-2 Ion fosfato PO4

-3

Ion hidrosulfuro HS- Ion sulfuro S-2

Agua H2O Ion hidróxido OH-

Metanol CH3OH Ion metóxido CH3O-

Amoniaco NH3 Ion amida (aminuro) NH3-2

Ion hidróxido OH- Ion óxido O-2

Hidrógeno H2 Ion hidruro H-

Amida (amiduro) NH2- Ion imida (imiduro) NH-2

Ion imida (imiduro) NH-2 Ion nitruro N-3

Metano CH4 Meturo (carbanión metilo) CH3-

Fuente: Extraído de Buscarvos, Capitán G., Capitán V, 1986.

Si a una solución de KOH (un hidróxido) se añade HF (un hidrácido), ácido débil, las moléculas

principales del soluto en solución serán de HF, pero el agua es un compuesto polar, por lo que el

KOH se ioniza en K+ y OH-. El HF será el más ácido de ambos compuestos en solución y el OH- el

más básico, el K+ es solo un espectador por lo que no aparece en la ecuación iónica neta.

Por lo tanto, la reacción es la transferencia de un protón desde el HF al OH-:

HF(ac) + OH- → F- + H2O (l)

En este caso el producto ácido es el H2O y el producto base es el F-, los que son más débiles que

el ácido y la base reactivos.

Si esta reacción se hubiera realizado usando H2S como ácido y KF como base, los productos

debieran haber sido HS- como base conjugada y HF como ácido conjugado, pero ya que el HS- es

una base más fuerte que el F- y el HF es un ácido más fuerte que el H2S, la reacción no procede,

es decir, no habrá tal reacción.


Ejemplo:

Escribir la ecuación total y la ecuación iónica neta de la reacción de neutralización que ocurre

cuando se mezclan soluciones de ácido acético y de hidróxido sódico.

Desarrollo:

La reacción total es una reacción 1:1, ya que el ácido libera solo un protón (H+) y la base aporta

solo un hidroxilo (OH-).

Reacción total: CH3CO2H(ac) + NaOH(ac) → HOH + CH3CO2Na(ac)

Como el Na+ se conserva sin cambios químicos en la reacción, se elimina de la ecuación iónica

neta.

Reacción iónica neta: CH3CO2H + OH- → H2O + CH3CO2-

Ejemplo:

Escriba la ecuación de la reacción que tiene lugar cuando se agrega óxido sódico al agua.

Desarrollo:

Puesto que el Na2O es un sólido, es un reactivo importante y no puede ser representado por O-2.

La sustancia ácida más representativa es el ion óxido en el sólido. A medida que el sólido se

disuelve, la base fuerte O-2 pasa a formar la base más fuerte capaz de existir en agua, OH-.

Na2O(s) + H2O(l) → 2 Na+ + 2 OH-

Nótese el equilibrio estequiométrico del Na+ por la conservación de la materia.

Ejemplo:

Escriba la ecuación de la reacción que resulta de la mezcla de volúmenes iguales de KH2PO4, con

una concentración 0,1 M y Na3PO4 con una concentración 0,1 M.

Desarrollo:

K+ y Na+ son iones espectadores y se omiten en la ecuación, por otro lado, las especies

principales en cada solución son H2O, H2PO4- y PO3

-3, por lo que la reacción es:

H2PO4- + PO3

-3 → 2 HPO4-2

Puesto que en términos de fuerza ácida H2PO4- es mucho mayor que HPO4

-2 y este, a su vez, es

mayor que H2O (H2PO4- >> HPO4

-2 > H2O). Así, la combinación de sustancias ácidas y básicas más

representativas es la que se escribió, por lo tanto, la reacción ocurre.


1.1.2. PROPIEDADES ÁCIDO-BASE DEL AGUA

Como es sabido, el agua es el llamado disolvente universal. Pero junto a esto tiene una

propiedad que la vuelve sumamente versátil y es la capacidad de actuar como ácido frente a

algunas bases (como el NH3) y como base frente a algunos ácidos (como el HCl).

El agua es un electrolito débil, es decir, es un pobre conductor eléctrico, sin embargo

experimenta un proceso de autoionización, dado por:

2 H2O(l) ⇆ H3O+(ac) + OH-

(ac)

En este caso, se considera que una de las moléculas de agua es el ácido reactivo (y que el OH- en

los productos es su base conjugada) y que la otra molécula de agua es la base reactivo (y que el

H3O+ es su ácido conjugado).

Como toda reacción que llega a un equilibrio, la autoionización del agua tiene una constante de

equilibrio, en las reacciones ácido-base. Es de suma importancia conocer la concentración del

ion hidronio (H3O+ o H+), si esta se conoce se puede escribir la constante de equilibrio del agua

como:

Debido a que solo una pequeña fracción de las moléculas de agua es ionizada, se considera que

la concentración de moléculas de agua (H2O) permanece constante, por lo que en la ecuación

anterior se puede pasar el divisor ([H2O]) multiplicando al Kc.

Kc . [H2O] = Kw y Kw = [H+].[OH-]

Esta nueva constante Kw se denomina constante del producto iónico, que es el producto de las

concentraciones molares de H+ y OH-.

Los subíndices c y w hacen referencia a concentración y water (agua en inglés) y varían según el

compuesto del que se trate (por ejemplo, en el caso de ácidos es a).

En el agua pura (a 25 °C) las concentraciones de H+ y OH- son iguales, ya que por cada molécula

escindida se forma uno de cada ion. Las concentraciones molares de los iones son:

[H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 M

Entonces,

Kw = [H+] . [OH-] = 1,0 x 10-7 x 1,0 x 10-7


Kw = 1,0 x 10-14

Nótese que al tener las concentraciones de H+ y OH- el mismo valor, la solución es neutra, pero

si la concentración del H+ fuera mayor, la solución sería ácida, si la concentración de OH- fuera

mayor, la solución sería básica.

Dados los datos anteriores, si en una solución aumenta la concentración de hidronio de 1,0 x 10-

7 M a 1,0 x 10-6 M, la concentración de OH- debe disminuir a 1,0 x 10-8 M de manera que el

producto de ambas concentraciones sea igual a Kw (1,0 x 10-14).

Si

Kw = [H+] . [OH-]

Entonces,

Por lo que

Ejemplo:

Supóngase una solución de carácter básico, en que la concentración de iones H3O+ (o H+) es de

0,0031 M, ¿Cuál sería la concentración molar de iones OH-?

Respuesta:

Considérese la fórmula de Kw: Kw = [H+] . [OH-]

Luego, habría que despejar (como incógnita) la concentración de [OH-]:

Entonces,

[OH-] = 3,22 x 10-12 M

Como la [OH-] es mucho menor que la concentración de [H+] ([OH-] << [H+]) la solución es

catalogada como solución ácida.


1.1.3. ÁCIDOS Y BASES DE LEWIS

Lewis se basa en la Teoría Electrónica para definir los ácidos y las bases (Chang & College, 2002).

Ácido Consiste en un aceptor de pares de electrones, esto es, cualquier especie con deficiencia de electrones o con un sitio carente de ellos. Según esto, los ácidos pueden ser apróticos (sin hidrógenos). Entonces, se consideran los cationes metálicos (Al+3, Ag+, Zn+2, etc.), moléculas con un átomo unido de manera múltiple a un átomo electronegativo, generalmente oxígeno, por ejemplo:

Base Es un donador de pares de electrones, en principio, cualquier especie que tenga un par de electrones no compartido podría ser una base de Lewis, por ejemplo:

Las definiciones anteriores extienden la cantidad de moléculas a considerar.

La neutralización, para Lewis, es la unión del donador de la base y el átomo central de la

molécula que actúa como ácido:

Muchas reacciones ácido-base de Lewis se caracterizan por el desplazamiento de la base, en la

que una base coordinada es desplazada por otra, por ejemplo:


Puede ser visualizada como desplazamiento de la base H2O por una base más fuerte, OH-.

Además, por lo general, se forman iones complejos cuando hay desplazamiento de agua

coordinada, en la solución acuosa, por otra base, por ejemplo:

Ag(OH2)2+ + 2 NH3 → Ag(NH3)2

+ + 2 H2O

2. CONSTANTE DE ÁCIDEZ DE ÁCIDOS Y BASES DÉBILES

Al igual que en el caso de la autoionización del agua, los ácidos débiles tienen una constante de

ionización fácil de calcular, esta constante se considera en el equilibrio de la reacción.

Para un ácido de la forma general HA, su ionización en agua está dada por:

HA(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A-

(ac)

O en su forma simplificada:

HA(ac) H+(ac) + A-

(ac)

Entonces, la expresión para la ionización es:

A modo de ejemplo, el ácido fluorhídrico (HF) tiene una Ka (constante de ionización o en este

caso, constante de acidez) de 7,4 x 10-4 y el ácido cianhídrico tiene una constante ácida de 4,9 x

10-10, la constante del primero 1,5 millón de veces mayor que la del segundo, pero ambos son

considerados ácidos débiles.

Revísese la siguiente tabla 2 de constantes de equilibrio para la gran parte de los ácidos y las

bases más comunes. En la cuarta columna se aprecian los valores pKa que no son otra cosa que

los logaritmos negativos de las constantes Ka (véase el título 3 de este documento).

Tabla 2:

Ácido Reacción ka pk

a

Yodhídrico HI + H2O → I

−

+ H3O

+

Muy grande Muy grande

Bromhídrico HBr + H2O → Br

−

+ H3O

+


Perclórico HClO4

+ H2O → ClO

4

−

+ H3O

+


Clorhídrico HCl + H2O → Cl

−

+ H3O

+


Sulfúrico H2SO

4 + H

2O → HSO

4

−

+ H3O

+



Nítrico HNO3

+ H2O → NO

3

−

+ H3O

+


Yódico HIO3

+ H2O ⇆ IO

3

−

+ H3O

+

0,19 0,721

Sulfuroso H2SO

3 + H

2O ⇆ HSO

3

−

+ H3O

+

0,016 1,796

Hidrogenosulfato HSO4

−

+ H2O ⇆ SO

4

=

+ H3O

+

0,012 1,921

Cloroso HClO3

+ H2O ⇆ ClO

3

−

+ H3O

+

0,011 1,96

Fosfórico H3PO

4 + H

2O ⇆ H

2PO

4

−

+ H3O

+

7,5 · 10−3

2,125

Fluorhídrico HF + H2O ⇆ F

−

+ H3O

+

7,0 · 10−4

3,155

Nitroso HNO2

+ H2O ⇆ NO

2

−

+ H3O

+

4,5 · 10−4

3,347

Fórmico HCOOH + H2O ⇆ HCOO

−

+ H3O

+

1,8 · 10−4

3,745

Benzoico C6H

5COOH + H

2O ⇆ C

6H

5COO

−

+ H3O

+

6,6 · 10−5

4,180

Acético CH3COOH + H

2O ⇆ CH

3COO

−

+ H3O

+

1,8 · 10−5

4,745

Carbónico H2CO

3 + H

2O ⇆ HCO

3

−

+ H3O

+

4,2 · 10−7

6,377

Sulfhídrico H2S + H

2O ⇆ HS

−

+ H3O

+

1,0 · 10−7

7,000

Hipocloroso HClO + H2O ⇆ ClO

−

+ H3O

+

3,0 · 10−8

7,523

Dihidrogenofosfato H2PO

4

−

+ H2O ⇆ HPO

4

=

+ H3O

+

6,2 · 10−8

7,208

Amonio NH4

+

+ H2O ⇆ NH

3 + H

3O

+

5,5 · 10−10

9,260

Cianhídrico HCN + H2O ⇆ CN

−

+ H3O

+

4,0 · 10−10

9,398

Hidrogenocarbonato HCO3

−

+ H2O ⇆ CO

3

=

+ H3O

+

5,6 · 10−11

10,25

Hidrogenofosfato HPO4

=

+ H2O ⇆ PO

4

3−

+ H3O

+

2,2 · 10−13

12,66

Hidrogenosulfuro HS−

+ H2O ⇆ S

=

+ H3O

+

1,0 · 10−13

13,00

Base Reacción kb pk

b

Hidróxido sódico NaOH → Na+

+ OH−


Hidróxido potásico KOH → K+

+ OH−


Etilamina CH3CH

2NH

2 + H

2O ⇆ CH

3CH

2NH

3

+

+ OH− 6,41 · 10

−4

3,193

Metilamina CH3NH

2 + H

2O ⇆ CH

3NH

3

+

+ OH−

3,70 · 10−4

3,432

Amoniaco NH3

+ H2O ⇆ NH

4

+

+ OH−

1,77 · 10−5

4,752

Anilina C6H

5NH

2 + H

2O ⇆ C

6H

5NH

3

+

+ OH−

4,27 · 10−10

9,37

Fuente: Extraído el 30 de marzo del 2012 de: http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui/kakb.pdf

Hay que considerar que los ácidos polipróticos (con más de un H+) liberan sus protones en

etapas sucesivas. Esto se muestra a continuación.

http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui/kakb.pdf


Ejemplo de Constante de Equilibrio Ácida:

Supóngase que se tiene una solución con una concentración de 0,004 M en H3PO4, al ser

poliprótico tendrá tres constantes distintas, una por cada H+ liberado, por lo que la primera

liberación está dada, como se muestra en la tabla correspondiente, por:

H3PO4 + H2O ⇆ H2PO4

- + H3O+

O

H3PO4 ⇆ H2PO4- + H+

Su Ka = 7,5 x 10-3, entonces:

A partir del equilibrio estequiométrico de la reacción se puede deducir que por cada mol de

H3PO4 se producen un mol de H2PO4-

y un mol de H+, entonces:

H3PO4 ⇆ H2PO4- + H3O+

Inicial (M) 0,004 0,00 0,00 Cambio (M) -x +x +x Final (M) 0,004 - x x X

Entonces,

Al reordenar se obtiene:

X = X2 + 7,5 x 10-3 X – 3,0 x 10-5

Desarrollando la ecuación cuadrática resultan los valores:

X1 = 0,0029 y X2 = -0,0104

Como el valor de una concentración no puede ser negativo, el valor correcto es 0,0029 M.


Luego, los valores en equilibrio serían:

H3PO4 ⇆ H2PO4- + H3O+

Inicial (M) 0,004 0,00 0,00 Cambio (M) -0,0029 +0,0029 +0,0029 Final (M) 0,0011 0,0029 0,0029

2.1. LA MEDIDA DE LA ÁCIDEZ, EL PH

Los valores expresados de las concentraciones molares en una solución acuosa son, por lo

general, sumamente pequeños y pueden ser difíciles de manejar. Debido a esto, el bioquímico

danés Soren Sorensen planteó traducir estas concentraciones a logaritmos negativos de las

mismas (Atkins & Jones, 2007), a esta medición le dio el nombre de pH, la p minúscula

representa al logaritmo negativo (- log) y la H representa a la concentración de iones hidronio

(H3O+).

El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion

hidrógeno (en mol/L) (Atkins & Jones, 2007).

pH = - log[H+]

Es necesario recordar que debido al pequeño valor de [H+] un logaritmo positivo daría un valor

negativo, de ahí que se anteponga el signo menos. Por otra parte, al valor del pH es solo una

orientación para la concentración y no un valor de la misma.

http://www.epa.gov/acidrain/education/site_students_spanish/phscale.html

Así, las soluciones se definen según su valor pH como:

Disoluciones ácidas [H+] > 1,0 x 10-7 M pH < 7,0

Disoluciones neutras [H+] = 1,0 x 10-7 M pH = 7,0 Disoluciones básicas [H+] < 1,0 x 10-7 M pH > 7,0

Es decir, el pH aumenta a medida que la [H+] disminuye.

También se puede calcular un valor pOH que equivale a –log[OH-] y que tiene (como valor) una

interpretación inversa al de pH tal que, pH + pOH = 14.

Ejemplo:

La orina humana tiene una concentración de iones H+ entre 1,6 x10-5 y 3,16 x 10-8 (según

la salud del individuo), ¿cuáles son los valores de pH en ambos casos?

Respuesta:

a) [H+] = 1,6 x10-5



-log[H+] = -log 1,6 x10-5

pH 4,8

(El símbolo se debe leer como “aproximadamente igual a” debido a la gran cantidad de

decimales que arroja el resultado obtenido).

b) [H+] = 3,16 x 10-8

-log[H+] = -log 3,16 x 10-8

pH 7,5

Ejemplo:

El pH de un vino es 3,5 al destaparlo, pero una vez avinagrado alcanza un valor de 3,0, ¿cuál es la

concentración molar de iones H+ ([H+]) en ambos casos?

Respuesta:

a) pH = 3,5

-log[H+] = 3,5

Aplicando antilogaritmo:

[H+] = 10-3,5

[H+] 3,16 x 10-4 M

b) pH = 3,0

-log[H+] = 3,0

Aplicando antilogaritmo:

[H+] = 10-3,0

[H+] 1,0 x 10-3 M

Nótese que el valor 1,0 x 10-3 M es mayor que el valor 3,16 x 10-4 M es decir, la solución es más

ácida (1,0 x 10-3 M > 3,16 x 10-4 M).

Ejemplo:

Una solución de hidróxido sódico tiene una concentración de 2,9 x 10-4 M ([OH-] = 2,9 x 10-4 M),

¿cuál es el pH de la solución?


Respuesta:

[OH-] = 2,9 x 10-4 M

pOH = -log 2,9 x 10-4

pOH = 3,5

Luego, usando pH + pOH = 14

pH + 3,5 = 14

Despejando pH (como incógnita):

pH = 14 – 3,5

pH = 10,5 (solución básica)

Nótese que en todos los cálculos de pH o pOH no se representa la unidad de medida (M), ya que

los logaritmos son adimensionales (son solo un valor).

Como ya se vio en documentos anteriores (y en el presente) las concentraciones en las

reacciones dependen del coeficiente estequiométrico, por lo que hay soluciones en que la

concentraciones de H+ o de OH- son un múltiplo de aquellas moléculas que le dan origen, sobre

todo en los considerados ácidos o bases fuertes (recuérdese la constante de equilibrio).

Ejemplo:

El H2SO4 (ácido sulfúrico) es uno de los seis ácidos catalogados como fuertes, por lo que en una

solución acuosa su ionización será prácticamente de un 100%, de esto se desprende que en una

solución que tenga [H2SO4] = 1,2 x 10-4 M, la concentración de iones H+ será:

H2SO4 + 2 H2O ⇆ SO4-2 + 2 H3O+

Por cada mol de H2SO4 se generan dos mol de H+ (H3O+), por lo que la concentración molar de H+

estará dada por:

[H2SO4] = 1,2 x 10-4 M

1,2 x 10-4 M H2SO4 + (2 x 1,2 x 10-4 M H2O ⇆ 1,2 x 10-4 M SO4-2 + (2 x 1,2 x 10-4 M) H3O+

Entonces, [H+] = 2,4 x 10-4 M (0,00024 M)

Y el pH de la solución debido al ácido sulfúrico será:

pH = -log 2,4 x 10-4

pH 3,6


Ejemplo:

Retomando el ejemplo de Constante de Equilibrio Ácida, en el que la concentración de H3O+ es

0,0029 M, se puede completar calculando el pH de esa solución:

H3PO4 ⇆ H2PO4- + H3O+


[H+] = 0,0029 M

-log[H+] = -log 0,0029

pH 2,54

2.2. PORCENTAJE DE IONIZACIÓN

El modo más común de medir la acidez de una solución es el pH, pero existen otros modos de

medir este factor, una de estas formas es el porcentaje de ionización en el que se divide la

concentración del ácido que se ionizó dividido por la concentración inicial del ácido multiplicado

por 100 (Chang & College, 2002).

Volviendo al ejemplo de Constante de Equilibrio Ácida:

H3PO4 ⇆ H2PO4- + H3O+


Porcentaje de ionización = 72,5%


3. ÓXIDO-REDUCCIÓN

Una gran cantidad de reacciones se debe a la transferencia de electrones de un átomo a otro.

Como se vio en el contenido de la semana 1 (en la sección de Estados de Oxidación) los átomos

pierden y ganan electrones. Para aquellos elementos que pierden electrones su número de

oxidación aumenta (al pasar, por ejemplo, desde -3 a -2, el valor aumenta, ya que se vuelve más

positivo) y en aquellos elementos que ganen electrones el número de oxidación disminuye

(Chang & College, 2002).

Para aquellos elementos en que el número de oxidación disminuye se dice que se reducen, es

decir, adquirieron más electrones de los que poseían previamente a partir del medio en que

estén inmersos u otro elemento con el que comparten ambiente.

Para aquellos elementos en que el número de oxidación aumenta se dice que se oxidan, es

decir, pierden más electrones de los que poseían previamente cediéndolos al medio en que

estén inmersos o a otro elemento con el que comparten ambiente.

Si se hace una comparación de estas definiciones se tiene que:

“Los elementos que se oxidan, pierden electrones y se convierten en agentes reductores”.

“Los elementos que se reducen, ganan electrones y se convierten en agentes oxidantes”.

3.1. REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN

Estas reacciones consisten en la transferencia de electrones desde una especie química a otra y

pueden suceder en sustancias puras o con especies en solución. Hay que considerar que en las

reacciones redox (reducción – oxidación) participan el disolvente (H2O) y otras especies como H+

en soluciones ácidas o el OH- en soluciones básicas.

Antes de comenzar con los métodos (cálculos) asociados con las reacciones redox, es necesario

recordar cómo calcular los estados de oxidación de los elementos que forman compuestos.

Si se analiza el ion dihidrógeno fosfato (H2PO4-) se verá que:

a) Al ser un ion ácido, los hidrógenos tienen carga +1 (H+), por lo que aportan dos cargas

positivas a la molécula.

b) Los átomos de oxígeno tienen estado de oxidación -2 cada uno por lo que aportan una

carga total de -8.

c) La molécula en su conjunto tiene una carga -1.

d) La carga del fósforo es desconocida (x).

Entonces, se tiene: (+2) + (-8) + x = (-1), al despejar la incógnita (x) se ve que x = 5, que

corresponde al estado de oxidación del P en esta molécula.


Del mismo modo se desarrolla en cualquier otra molécula.

3.1.1. METODOS DE CÁLCULO

Pueden usarse dos métodos para equilibrar una reacción de óxido-reducción:

a) El método del cambio del número de oxidación, de aplicación general para ecuaciones

totales.

b) El método del ion y el electrón, para ecuaciones iónicas netas.

El modo más simple de comprender estos métodos es analizando los siguientes ejemplos.

a) Ejemplo del método del cambio del número de oxidación:

Analícese la reacción redox del cromato potásico, ioduro potásico y ácido sulfúrico:

K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O

Esta es una ecuación total, en la que todos los reactivos y productos se escriben como unidades

de fórmula neutra. La designación de los números de oxidación revela que todos los átomos,

excepto el Cr y el I, permanecen constantes en su estado de oxidación. El cambio en el número

de oxidación del Cr es de +6 a +3 que corresponde a una ganancia de 3 e- (tres electrones) por

cada átomo de cromo; en el I el cambio es de -1 a 0, es decir, una pérdida de 1 e- por cada

átomo de yodo.

La clave para lograr el equilibrio de una ecuación redox es que la ganancia de electrones debe

ser igual a la cantidad de electrones perdidos. Entonces, puesto que una molécula de K2Cr2O7

gana 6 e-, entonces se requerirán 6 moléculas de KI para aportar los seis electrones al agente

oxidante. Esto precisa colocar los coeficientes estequiométricos:

1 K2Cr2O7 + 6 KI + x H2SO4 → 4 K2SO4 + 1 Cr2(SO4)3 + 3 I2 + x H2O

Como los grupos sulfato (SO4-2) permanecen intactos, el coeficiente del H2SO4 debe ser 7, ya que

hay siete de estos grupos al lado derecho de la ecuación. Del mismo modo, al equilibrar los

átomos de hidrógeno, se generan 7 moléculas de agua, quedando:

K2Cr2O7 + 6 KI + 7 H2SO4 → 4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3 I2 + 7 H2O

b) Ejemplo del método del ion y el electrón:

Analícese la siguiente ecuación iónica neta:

MnO4- + H2O2 → Mn+2 + O2

(solución ácida)

Usando el método del ion y el electrón, la ecuación se divide en dos “medias reacciones”, una para la reducción y otra para la oxidación (Correa, 2004):


MnO4- → Mn+2 Reducción, ya que el manganeso tiene estado de oxidación +7 en

MnO4- y cambia a +2

H2O2 → O2

Oxidación ya que el oxígeno cambia de estado de oxidación -1 a 0

En una reacción ácida, se equilibra cada una de estas medias reacciones agregando una

molécula de H2O por cada átomo de oxígeno faltante, luego se equilibran los hidrógenos

agregando H+ y finalmente se equilibran las cargas añadiendo electrones (e-). Como se muestra a

continuación:

MnO4- → Mn+2 + 4 H2O

Ahora hay 8 hidrógenos entre los productos:

MnO4- + 8 H+ → Mn+2 + 4 H2O

Y ya que el estado de oxidación del manganeso cambió de +7 a +2:

MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn+2 + 4 H2O

Del mismo modo, para la oxidación del H2O2, se escriben entre los productos los dos protones

liberados desde el H2O2 y 2 electrones, ya que el estado de oxidación del oxígeno cambió desde -

2 a -1, por lo que cada oxígeno liberó un electrón:

H2O2 → O2 + 2 H+ + 2 e-

Para mantener el equilibrio de electrones (para poder simplificarlos en la ecuación final) se

multiplica por 2 la primera media reacción y por 5 la segunda media reacción.

2 MnO4- + 16 H+ + 10 e- → 2 Mn+2 + 8 H2O

5 H2O2 → 5 O2 + 10 H+ + 10 e-

Para sumar estas medias reacciones, basta con ubicar todos los reactivos a la izquierda de la

reacción y todos los productos al lado derecho, luego se simplifican aquellos participantes que

se repiten a ambos lados de le ecuación:

2 MnO4- + 16 H+ + 10 e- + 5 H2O2 → 2 Mn+2 + 8 H2O + 5 O2 + 10 H+ + 10 e-

2 MnO4- + 6 H+ + 5 H2O2 → 2 Mn+2 + 8 H2O + 5 O2

Ahora, como se planteó en el documento de la semana 5, se verá la normalidad en reacciones

redox. Tómese como ejemplo la media reacción:

K2CrO4 → Cr2O3


Aquí el cromo cambia su estado de oxidación de +6 a +3 de modo que ha ganado 3e-. Esta

relación indica que hay 3 equivalentes gramos en un mol del compuesto y como para el K2CrO4

el PM = 194,15 (g/mol), entonces se tiene que:

Eq = 64,72 (g/eq)

La ecuación anterior indica que por cada 64,72 gramos de compuesto hay un equivalente.

4. SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Una solución amortiguadora (también llamada solución tampón o buffer) está compuesta de un

ácido débil (o una base débil) y su sal respectiva en concentraciones relativamente elevadas

(Chang & College, 2002), por ejemplo HCN + H2O ⇆ CN- + H3O. Estas soluciones tienen la

capacidad de resistir los cambios de pH al agregarse pequeñas cantidades de ácido o base a la

solución. Así, un tampón ácido debe tener concentraciones elevadas para neutralizar los OH-

que se le agreguen y un tampón base debe tener concentraciones elevadas para neutralizar los

H+ que se agreguen.

Es importante que si, por ejemplo, el buffer se hace con un ácido débil, su base conjugada se

debe agregar en una sal, en el caso del HCN la sal debe ser, por ejemplo, KCN. De este modo, la

sal se disocia en solución acuosa en K+ y CN-, de modo que los H+ agregados por un ácido, como

el HCl que se disocia en H+ y Cl- (HCl + H2O ⇆ Cl- + H3O+), reaccionan con el CN- formando HCN.

Del mismo modo, si se agrega una base como el NaOH que se disocia en Na+ y OH-, los iones

hidroxilo reaccionarán con el HCN formando CN- y agua (HCN + OH- ⇆ CN- + H2O). La capacidad

amortiguadora de una disolución depende de la cantidad de ácido y base conjugada que tenga la

solución, a mayor concentración, mayor capacidad amortiguadora (Chang & College, 2002).

Una solución tampón suele expresarse como sal/ácido o como base conjugada/ácido

(dependiendo de cada caso), por lo que en el caso anterior la expresión sería KCN/HCN o CN-

/HCN.

Si se tiene una solución tampón HCO3-/ H2CO3 con una concentración 1,2 M (1,2 M en HCO3

- y

1,2 M en H2CO3) y se agrega 0,2 mol de HCl por litro de solución, ¿cuál es el valor del pH final?

(refiérase a los valores de la constante de acidez de la tabla 2 en la página 11). Dada la alta

concentración de la solución tampón, se puede considerar que sus concentraciones no varían,

por lo que:

(Expresión general)


[H+] = 4,2 x 10-7 M

Entonces el pH es:

pH = -log 4,2 x 10-7 M

pH 6,4


COMENTARIO FINAL

Las reacciones aquí tratadas, forman parte importante de las reacciones en los seres vivos,

mantienen el equilibrio, por ejemplo, en los organismos humanos, equilibrando la acidez

estomacal, pH 1,5 (equivalente a una concentración de ácido clorhídrico de 0,03 M), y la de la

sangre, pH 7,36, (véase http://elaguatraevida.blogspot.com/2011/08/los-antiacidos-y-el-

balance-del-ph-en.html).

A lo anterior, se suma la presencia de reacciones ácidas en procesos de descomposición o la

alteración del pH en la ingesta de alimentos. El papel fundamental de estas reacciones en la

industria abarca una temática que excede el contenido de este curso, pero que se insta al

estudiante a profundizar.

http://elaguatraevida.blogspot.com/2011/08/los-antiacidos-y-el-balance-del-ph-en.html



REFERENCIAS

Atkins, P. W. & Jones, L. L. (2007). Principios de Química: Los caminos del descubrimiento (3ª

ed.). Madrid, España: Editorial Médica Panamericana S. A.

Blogspot. El agua trae vida. Extraído el 22 de marzo de 2012 de


Chang, Raymond y College, Williams. (2002). Química (2ª ed.). Bogotá, Colombia: Editorial

McGraw-Hill.

United States Environmental Protection Agency. Extraído es 23 de marzo de 2012 de


Vaxasoftware. Extraído el 22 de marzo de 2012 de


PARA REFERENCIAR ESTE DOCUMENTO, CONSIDERE:

IACC (2012). Ácidos y bases, pH, redox y solución amortiguadora. Semana 6.




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