Química General Conferencia: Equilibrio Iónico Determinación del pH de ácidos y bases fuertes

La química de los ácidos y las bases El ácido sulfúrico (H2SO4) por su volumen de producción es el producto químico más importante en el mundo, de ningún otro se fabrican tantas toneladas al año. Es uno de los compuestos químicos que primero se industrializó, lo cual se hizo en el siglo XVI mediante el calentamiento de los minerales llamados alumbre y vitriolo verde. Alumbre Vitriolo

La química de los ácidos y las bases El hidróxido de sodio (NaOH) es la base más importante en la industria química. Este compuesto se fabrica desde el siglo XVI mediante el proceso llamado “caustificación” que consiste en la reacción entre el carbonato de sodio con el hidróxido de calcio.

La química de los ácidos y las bases Aplicación Sin ácidos ni bases no se podría fabricar una multitud de sustancias entre las que figuran fertilizantes, pigmentos, sales, productos del petróleo, fibras sintéticas, acero, etc. Los ácidos y las bases son indispensables en la agricultura. Muchas plantas requieren un medio ligeramente ácido para crecer. La acidez y basicidad desempeñan un papel fundamental en el comportamiento de ciertos sistemas químicos, biológicos y geológicos. Ciertos medicamentos como la penicilina son estables en medios ácidos, pero no básicos.

La química de los ácidos y las bases pH La determinación del pH tiene una gran importancia, así, muchos procesos tecnológicos requieren de un pH definido, como la industria azucarera, cervecera, de aprovechamiento de productos lácteos, de curtido de cuero. La asimilación del nitrógeno atmosférico por las bacterias en los nódulos de las raíces de las leguminosas y el cultivo de determinados productos agrícolas requieren de un pH específico (5 para la papa y de 6 a 7 para el trigo). De los fertilizantes agregados al suelo, el nitrógeno que está en forma de nitratos es asimilado mejor por las plantas, a un pH de 5, que es un medio débilmente ácido; en tanto que, para el nitrógeno amoniacal es mejor un medio neutro.

pH en el organismo humano La química de los ácidos y las bases pH en el organismo humano El pH del plasma sanguíneo, se mantiene aproximadamente en 7,40 por medio de disoluciones ácido-base denominados buffer o amortiguadores. El más importante de ellos es el sistema HCO3-/CO2(ac). Pequeñas desviaciones de esta acidez pueden provocar peligrosas enfermedades y hasta la muerte. El jugo gástrico secretado por la membrana mucosa que envuelve el estómago contiene, entre otras sustancias, ácido clorhídrico cuyo pH debe ser aproximadamente 1,5 para garantizar la digestión de los alimentos. Sin embargo si esta concentración ácida aumenta demasiado puede ocasionar contracción muscular, dolor, hinchazón, inflamación y sangramiento.

Afectación del pH por la contaminación ambiental La química de los ácidos y las bases Afectación del pH por la contaminación ambiental Aumento constante de agua dulce en los mares por el deshielo de los glaciales, lo cual trae como consecuencias la acidificación de los océanos. Un pequeño cambio en el pH del agua puede suponer en muchos casos catástrofes medioambientales graves como la destrucción de arrecifes de coral y la enfermedad o muerte de los peces. Incremento de las lluvias ácidas, las cuales resultan perjudiciales para la vida vegetal y acuática, además de afectar las construcciones, estatuas, entre otras. Las mismas se producen debido al aumento de la concentración de óxidos ácidos en la atmósfera (SO2, SO3, CO2, óxidos de nitrógeno); dado que estos óxidos reaccionan con el agua produciendo los ácidos correspondientes.

Reacciones ácido-base en disoluciones acuosas de electrolitos HA (ac) + H2O H3O+(ac) + A-(ac) Electrolito fuerte: es aquel que se disocia en gran extensión, es decir, que presenta un grado de disociación alto y su K0disociación  1. Electrolitos Electrolito débil es aquel que se disocia poco, es decir, que presenta un grado de disociación pequeño y K0disociación  1. ESTUDIAR REGLAS DE FORTALEZA Y SOLUBILIDAD Pág. 267-271 L.T. Tomo II

Reacciones ácido-base en disoluciones acuosas de electrolitos Producto iónico del agua El agua es un electrolito débil: H2O = H+(ac) + OH-(ac) K0H2O:Constante del producto iónico del agua, el cual a 25oC es igual a 1.10-14 = 1.10-14 Teniendo en cuenta que en el agua pura las concentraciones iónicas son iguales: c(H+) = c(OH-) = 1.10-7 mol.L-1 a 25oC

Reacciones ácido-base en disoluciones acuosas de electrolitos Producto iónico del agua 2 H2O = H+(ac) + OH-(ac) = 1.10-14 Aplicando logaritmo a la expresión de KoH2O pH + pOH = 14

Relaciones entre las concentraciones de los iones hidronio e hidróxido, el pH, el pOH y el carácter ácido-base de las disoluciones acuosas correspondientes c (H+) /mol.L-1 c (OH-) /mol.L-1 pH pOH Carácter ácido-base 1.10-7 1.10-7  7 7 Ácido 1.10-7 7 Neutro 7 Básico Medición de pH pH metros Indicadores ácido-base Papel pH

Hind (ac) = Ind-(ac) + H+(ac) Indicadores ácido-base Los indicadores ácido-base son ácidos o bases muy débiles cuyas especies conjugadas disociadas tienen un color diferente al de las especies no disociadas Equilibrio de disociación de un indicador ácido Hind (ac) = Ind-(ac) + H+(ac) Color 1 Color 2  1 La adición de una pequeña cantidad del indicador a una disolución, prácticamente no afecta su C(H+), sino que ésta influye en el equilibrio de disociación del indicador y determina los valores de las concentraciones de las especies y, por tanto el color de la disolución

Indicadores ácido-base Hind (ac) = Ind- (ac) + H+(ac) A- (ac) H+ (ac) color 1 color 2 El intervalo de pH útil de un indicador viene dado por los valores límites de pH, entre los cuales es útil un indicador, ya que el ojo humano sólo puede distinguir cambios de color cuando la relación de las formas coloreadas está entre 0,1 y 10 pHpK0HInd 1

Indicadores ácido-base Indicador rojo fenol: pKHInd = 7,8 Intervalo de pH útil: 6,8-8,8  6,8 6,8-8,8  8,8 pH

Ácidos y bases fuertes en disolución acuosa Cálculo del pH H+ Cl- 2 H2O H+ + OH- HCl (ac) Ácido fuerte Por concepto de electroneutralidad: C(H+) + C(H+) = C(Cl-) + C(OH-) C0(HCl) C(H+) K0H2O / C(H+)

Cálculo del pH: Disolución de HCl c(H+) + c(H+) = c(Cl-) + c(OH-) c(H+) c0 (HCl) K0H2O / C(H+) Si c0(HCl) ≥ 10-6 mol/L > c(OH-) c(H+) = c(Cl-) = c0(HCl) c0(HCl) ≤ 10-6 mol/L c 2(H+) – c0(HCl) c(H+) - K0H2O = 0

Cálculo del pH: Disolución de NaOH c 0(NaOH) = 10-3 mol/L c(OH-) = c(Na+) = c0(NaOH) Na+ OH- 2H2O = H+ + OH- c0(NaOH) = 10-8 mol/L c(OH-) + c(OH-) = c(Na+) + c(H+) c(OH-) c0(NaOH) K0H2O / C(OH-) c2(OH-) – c0(NaOH) c(OH-) - K0H2O = 0