Equilibrio iónico del agua

Ionización del agua

En agua químicamente pura, las moléculas de esta sustancia reaccionan entre si con transferencia de un protón.

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-

Se produce de esta manera el ion hidronio y un ion hidróxido, este fenómeno se conoce como auto protolisis. La constante de equilibrio del agua a 25° C para esta reacción es igual a:

$$\mathrm{Keq}=\frac{\left[{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{\mathrm{+}}\right]x\left[{\mathrm{OH}}^{\mathrm{-}}\right]}{\left[H_2\mathrm{O}\right]}$$

Kw = [H₃O⁺] x [OH^-] … (1x10^-7) x (1x10^-7)

Kw = 1x10^-14

Concepto de pH

La acidez de una disolución acuosa depende de la concentración de iones hidrogeno o hidronios, la escala de pH nos da una forma numérica, sencilla y conveniente para expresar la acidez de una disolución.

$$\mathrm{pH}=\mathrm{-log}\left[H^{\mathrm{+}}\right]$$

pH < 7 la disolución es ácida
pH = 7 la disolución es neutra
pH > 7 la disolución es básica

Ejemplo 1: Determinar el pH de una sustancia

Dada la siguiente concentración [1x10^-11] determine el pH y el tipo de sustancia

pH= -log (1x10^-11) → pH= 11 - (la sustancia es básica)

Determine el pH e indique el tipo de sustancia de las siguientes concentraciones:

1. [6,0 x 10^-4]
2. [5,5 x 10^-8]
3. [2,0 x 10^-5]
4. [3,9 x 10^-12]
5. [1,3 x 10^-3]

Concepto de pOH

De la misma forma que expresamos el grado de acidez de las soluciones utilizando la concentración de los hidrogeniones, podemos expresar el grado de basicidad a partir de la concentración de los iones OH- en una solución obtenemos así otra escala llamada pOH que matemáticamente se representa de la siguiente manera:

$$\mathrm{pOH}=\mathrm{-log}\left[{\mathrm{OH}}^{\mathrm{-}}\right]$$

pH + pOH = 14

pOH < 7 la disolución es básica
pOH = 7 la disolución es neutra
pOH > 7 la disolución es ácida

Ejemplo 2: Calculo de pOH

Se tiene una solución cuya concentración de iones OH es 1x10-9, ¿Cuál es el pOH de dicha solución?

pOH= -log (1 x 10^-9) → pOH = 9 (la sustancia es ácida)

Ejemplo 3: Calculo del pOH a partir del pH

La concentración de iones H+ de una solución es 3,9 x 10^-13 ¿cuál será su pOH?

pH = -log (3,9 x 10^-13) → pH = 12,41
pOH = 14 - pH
pOH = 14 – 12,41 → 1,59
(la sustancia es básica)

Soluciones Neutras

Las soluciones neutras tienen un pH de 7. La concentración de iones de hidrógeno (H⁺) es igual a la concentración de iones hidroxilo (OH⁻). Un ejemplo común de una solución neutra es el agua pura (H₂O).

Soluciones Ácidas

Las soluciones ácidas tienen un pH menor a 7. Tienen una mayor concentración de iones de hidrógeno (H⁺) que de iones hidroxilo (OH⁻). Algunos ejemplos comunes de soluciones ácidas son el vinagre (ácido acético) y el jugo de limón (ácido cítrico).

Soluciones Básicas (o Alcalinas)

Las soluciones básicas tienen un pH mayor a 7. Tienen una mayor concentración de iones hidroxilo (OH⁻) que de iones de hidrógeno (H⁺). Ejemplos comunes de soluciones básicas son el bicarbonato de sodio en solución y el amoníaco en solución.

Indicadores de pH

De la misma forma en que podemos medir el nivel de acidez de una solución mediante los valores de pH y pOH, también podemos hacerlo mediante sustancias que cambia el color según el medio en el que se encuentre. A estas sustancias se les denomina indicadores y pueden usarse en forma de solución o impregnadas en papeles especiales. Los indicadores generalmente son ácidos orgánicos débiles con estructuras complejas, entre algunos indicadores podemos encontrar: la fenolftaleína, el rojo congo, el indicador universal y el tornasol.

El tornasol

Es una sustancia de origen vegetal, es un indicador ampliamente utilizado que presenta una coloración rosada en medio acido y azul en medio básico.

Sistemas reguladores de pH

Son llamados también amortiguadores o buffer, son soluciones con una composición tal, que ayudan a mantener el pH en un intervalo limitado. El principio que explica el comportamiento regulador de las soluciones buffer, se relaciona con el efecto del ion común, el cual se presenta cuando un mismo ion se produce a partir de dos compuestos diferentes.

Titulaciones de soluciones

La titulación o valoración de soluciones tiene como principal objetivo determinar la concentración de una solución acida o básica desconocida, (solución analizada). Esto se logra a través de la adición de pequeños volúmenes de una solución acida o básica de concentración conocida (solución valorada). El proceso se basa en la neutralización de las dos soluciones.

Para calcular la concentración de la solución analizada debe tenerse en cuenta la igualdad:

$$N_{\mathrm{A}}x{V}_{\mathrm{A}}=N_{\mathrm{B}}x{V}_{\mathrm{B}}$$

Donde:
N_A = Normalidad del ácido
V_A = Volumen del ácido
N_B = Normalidad de la base
V_B = Volumen de la base

Ejemplo 4:

En un proceso de titulación se emplearon 50 ml de una solución 0,50 N de NaOH, para neutralizar 75 ml de una solución de CH₃COOH de normalidad desconocida. ¿Cuál es la normalidad de la solución analizada?

Datos	Procedimiento	Resultado
NA = ? VA = 75 ml NB = 0,50 N VB = 50 ml	$$N_{\mathrm{A}}=\frac{\mathrm{0,50\; ml}x\mathrm{50\; ml}}{\mathrm{75\; ml}}\to \mathrm{0,33\; N}$$	La normalidad del ácido acético es 0,33 N

Ejercicio 2

¿Qué volumen de NH₄OH a 0,50 N se necesita para neutralizar 100 ml de solución al 0,1 N de HCl?

Datos	Procedimiento	Resultado
VB = ? NB = 0,50 N VA = 100 ml NA = 0,10 N	$$V_{\mathrm{B}}=\frac{\mathrm{0,10\; N}x\mathrm{100\; ml}}{\mathrm{0,5\; N}}\to \mathrm{20\; ml}$$	El volumen de NH4OH necesario para neutralizar los 100 ml de HCl es 20 ml

Ácidos polipróticos

Cuando un mol de ácido al disociarse libera un mol de iones H+ se denomina ácido monoprótico, por ejemplo, HCl, HNO₃ y HBr, pero cuando libera más de un mol de iones H+ se conocen como ácidos polipróticos, la disociación se realiza en etapas, liberando un protón a la vez.

H₃PO_4(ac) ↔ H⁺_(ac) + H₂PO₄⁻_(ac) … Primera etapa
H₂PO₄^⁻_(ac) ↔ H⁺_(ac) + HPO₄^2⁻_(ac) … Segunda etapa
HPO₄^2⁻_(ac) ↔ H⁺_(ac) + PO₄^3⁻_(ac) … Tercera etapa