Fuerzas de ácidos y bases
Conoce las fuerzas de ácidos y bases: Ácidos y bases fuertes, débiles o muy débiles, constante de disociación, equilibrio iónico del agua, pH, POH y las escalas de pH.
No todos los ácidos o bases tienen la misma capacidad de disociarse en iones, hay algunos que tienen mayor fuerza y se disocian por completo y otros que tienen menor fuerza y se disocian en forma parcial. Dependiendo de la fuerza que tengan los ácidos o bases, es el tratamiento matemático indicado a usar.
Para determinar la fuerza en el caso de los ácidos se emplea la constante de disociación de acidez Ka:
HA(ac) + H2O(l) ? H3O+ + A– donde Ka = [H3O+].[A–] ? [HA]
Esta constante nos indica que tan disociado se encuentra el ácido en sus iones, es decir su tendencia a liberar protones. Por lo tanto a mayor valor de esta constante, nos indica que estamos en presencia de un ácido más fuerte, por el contrario a valores bajos de Ka estamos en presencia de un ácido débil o muy débil, el cual se encontraría solo disociado parcialmente.
Para el caso de las bases, ocurre lo mismo, es decir la fuerza de las bases es medida con la constante de disociación de basicidad Kb
La que nos indica que tan disociada se encuentra una determinada base en sus respectivos iones. Y en forma similar a lo que ocurre con los ácidos, a mayor valor de Kb más fuerza tiene la base (más afinidad por los protones) y a menores valores de Kb estamos en presencia de una base débil, que se disocia parcialmente.
Equilibrio iónico del agua
Las sustancias reaccionan generalmente en solución acuosa, por lo cual es importante en las reacciones ácido-base saber lo que ocurre con la disociación del agua, lo que podemos ver de acuerdo a la ecuación:
H2O ? H+ + OH– donde la constante de disociación del agua es: Kw = [H+].[OH–] ? [H2O]
Dado que la disociación del agua es baja la concentración de [H2O] la podemos incluir dentro de la constante Kw, quedado:
Kw = [H+].[OH–] cuyo valor es 1 x 10-14
Con esta ecuación y conociendo la concentración de [H+] o [OH–] podemos fácilmente calcular la concentración que nos falta.
Por ejemplo: Se sabe que en una solución la concentración de [H+] es 1x 10-3 y se precisa saber cuál es la concentración de[OH–].
Para resolver empleamos la ecuación de la constante de ionización del agua Kw = [H+].[OH–] = 1 x 10-14
Dónde reemplazando la concentración de [H+] obtenemos la concentración de [OH–]:
[H+].[OH–] = 1 x 10-14
1 x 10-3 x [OH–] = 1x 10-14
Luego [OH–]= 1×10-14 ? 1×10-3 = 1×10-11
Como las concentraciones generalmente son muy bajas, se utiliza un operador matemático llamado «p», el cual es p=-log, el cual se utiliza para las concentraciones de [H+] y [OH–] , surgiendo los conceptos de pH y pOH, donde:
pH=-log[H+]
Por ejemplo si la concentración en una solución de [H+] es de 1×10-2 entonces su pH es de:
pH = – log [H+] = – log (1×10-2) = 2
En forma similar se puede calcular el pOH, el cual nos indica la fuerza de la base, donde:
pOH=-log[OH–]
Por ejemplo si la concentración en una solución de [OH-] es de 1×10-3 entonces su pOH es de:
pOH = -log [OH–] = – log (1×10-3) = 3
Escalas de pH y POH
Como Kw =[H+][OH–]=1×10-14 y pKw=pH + pOH = 14
Podemos establecer una tabla de escala de pH y POH, donde se establecen las regiones ácidas, básicas y neutra.
|
[H+] |
[OH-] |
pH |
pOH |
Región |
|
1 |
1×10-14 |
0 |
14 |
Ácida |
|
1×10-1 |
1×10-13 |
1 |
13 |
|
|
1×10-2 |
1×10-12 |
2 |
12 |
|
|
1×10-3 |
1×10-11 |
3 |
11 |
|
|
1×10-4 |
1×10-10 |
4 |
10 |
|
|
1×10-5 |
1×10-9 |
5 |
9 |
|
|
1×10-6 |
1×10-8 |
6 |
8 |
|
|
1×10-7 |
1×10-7 |
7 |
7 |
Neutra |
|
1×10-8 |
1×10-6 |
8 |
6 |
Básica |
|
1×10-9 |
1×10-5 |
9 |
5 |
|
|
1×10-10 |
1×10-4 |
10 |
4 |
|
|
1×10-11 |
1×10-3 |
11 |
3 |
|
|
1×10-12 |
1×10-2 |
12 |
2 |
|
|
1×10-13 |
1×10-1 |
13 |
1 |
|
|
1×10-14 |
1 |
14 |
0 |
De la tabla vemos que la región comprendida entre 0 y 7 sería ácida, donde a valores más bajos de pH la solución es más ácida. Si el pH es 7 nos encontramos con una región neutra, y a pH entre 7 y 14 estamos en una región básica, donde a valores mayores de pH la solución es más básica.