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Soluciones ácidas o básicas

En el artículo Ácidos y bases, se discutió el tema de estos dos tipos de sustancias, y a continuación trataremos con algún detalle cuando se puede considerar las soluciones ácidas y cuando básicas.

Según la definición de Arrhenius una sustancia ácida es aquella que produce iones H3O+ (hidronio) cuando se disocia al disolverse en agua y una básica produce iones OH- (hidróxido) en las mismas condiciones, y aunque esta definición no es la mas general siempre es aplicable a soluciones, de modo que será la que utilizaremos en el presente artículo excepto cuando haya que mencionar la definición de Brønsted y Lowry porque lo que se dice lo requiere.

Dada la condición de Arrhenius el balance entre los iones H3O+ y OH- presentes es el que define si una solución es ácida o básica, de forma que podemos asegurar que:

Una solución es ácida: cuando la concentración de iones hidronio es mayor que la concentración de iones hidróxido [H3O+] > [OH-].

Una solución es básica: cuando la concentración de iones hidróxido es mayor que la concentración de iones hidronio [H3O+] < [OH-].

Esto significa que cuando nos preguntamos cuán ácida o básica es una solución debemos pensar en términos de cantidades de los iones respectivos, y cuando se habla de cantidades, los químicos enseguida piensan en moles, de modo que si usted pregunta por cuanto ácida es una solución la respuesta del químico debe ser usando la molaridad del ion hidronio, es decir cuantos moles de H3O+ están presentes por cada litro de solución. Pero no podemos hablar de acidez o basicidad sin primero conocer el "patrón" de comparación, la solución neutra.

Soluciones neutras

Cuando decimos que una solución es neutra, es por que no es ácida ni básica, pero esto no significa que no existan iones hidronio e hidróxido en la solución. Por ejemplo, el agua pura es neutra, sin embargo, a la pregunta ¿hay iones H3O+ y OH- en el agua pura? la respuesta es sí. El agua pura siempre contiene estos iones, pero no muchos, de hecho, un litro de agua pura a 25°C tiene 1.0 x 10-7 moles de H3O+ y exactamente la misma cantidad de iones OH- y esto es lo que significa que el agua es neutra y no la ausencia de iones H3O+ y OH- .

Dada la definición de molaridad, este número de moles (1.0 x 10-7) de iones H3O+ en un litro de agua indica justamente que la concentración de estos iones es 1.0 x 10-7 M, o lo que es lo mismo 10-7 M ya que el 1.0 puede obviarse. Como sabemos que el agua es neutra se deduce que la concentración de iones OH- es también de 10-7 M.

No es posible tener agua, ni siquiera pura, sin que una pequeña parte de sus moléculas se disocien en iones y, de hecho, esto sucede siempre, simplemente porque así es la naturaleza del agua, una cantidad relativamente pequeña de moléculas ceden un protón (H+) y otra cantidad igual los aceptan, de esta forma las moléculas que donan protones se transforman en OH- y la que los aceptan en H3O+. La ecuación de equilibrio de esta autodisociación o autoionización sería:

         (Reacción 1)

lo que visto molecularmente es:

 Autodisociación del agua        (Reacción 1)

Esto significa además, que una de las moléculas de agua se comporta como ácido (dona un protón) y la otra como base (acepta un protón) en concordancia con la definición de ácidos y bases de Brønsted y Lowry.

Del artículo Equilibrio químico sabemos que la constante de equilibrio (Keq) para una reacción como esta, que se produce en una sola etapa, es igual a la multiplicación de las concentraciones molares de los productos elevadas a un exponente que coincide con su número estequiométrico en la reacción balanceada en el numerador, y la concentración de los reaccionantes elevados igualmente a su número estequiométrico en el denominador, es decir:




       (Expresión 1)

Note que hay dos moléculas de agua en los reaccionantes por eso el exponente 2 en el denominador.

La expresión 1 se puede simplificar teniendo en cuenta que la concentración del agua en la solución se puede considerar constante. Un litro de agua contiene unos 55.5 moles de agua, de forma que el agua pura tiene una concentración 55.5 M, lo que es un número realmente grande en comparación con el cambio de concentración que puede sufrir si dejamos que unas pocas moléculas se disocien. Teniendo en cuenta que la concentración de agua es constante los químicos han establecido una nueva constante de equilibrio particular para el agua llamada Kw que responde a la expresión:

 Kw = Keq x [H2O]2          (Expresión 2)

De manera que sustituyendo el valor de K
eq dado en la expresión 1 en la expresión 2 tenemos:

     (Expresión 3)

Finalmente la constante de equilibrio Kw es:

K
w = [H3O+] x [OH-]
 
                 (Expresión 4)
Es decir:

La constante de ionización o disociación del agua es el producto de las concentraciones molares de los iones H3O+ y OH-

Ahora calculemos Kw para el agua a 25°C usando la expresión 4:

Kw = [H3O+] x [OH-] = 1.0 x 10-7 x 1.0 x 10-7

Kw = 1.0 x 10-14

Este valor tan bajo de la constante de equilibrio (Kw= 1.0 x 10-14) de la reacción nos indica que en realidad la disociación de las moléculas de agua a 25°C es extremadamente poca, y por tanto la reacción 1 tiende fuertemente a la izquierda (vea el artículo Equilibrio químico).

La importancia de Kw va mucho mas allá de indicarnos la extensión de la reacción de la autodisociación del agua, es también una herramienta muy útil en el trabajo con disoluciones. Como se ha aclarado arriba, cuando se trata de una disolución acuosa la concentración del agua (el componente mayoritario) se puede considerar invariable, y este hecho es extensivo aun cuando se agreguen sustancias externas que aumenten la concentración de los iones H3O+ u OH- a la disolución, de forma que siempre, e invariablemente se cumplirá que:

El producto de las concentraciones de los iones H3O+ y OH- en una disolución acuosa es igual a 1.0 x 10-14 a 25°C 

Agreguemos ahora un ácido o una base al agua


Partiendo del hecho de que la concentración de iones hidronio e hidróxido en el agua neutra es 1.0 x 10-7, cuando agregamos un ácido al agua para formar una solución lo que hacemos es aumentar la concentración de los iones hidronio, y cuando le agregamos una base estamos aumentando la cantidad de iones hidróxido, en ambos casos por encima del valor 1.0 x 10-7 del agua neutra, esto nos permite enunciar otra definición de soluciones ácidas y básicas:

Una solución es ácida: cuando la concentración de iones hidronio es mayor que 1.0 x 10-7.

Una solución es básica: cuando la concentración de iones hidróxido es mayor que 1.0 x 10-7.

Pero como hay una relación de proporcionalidad inversa entre la concentración de iones hidróxido y la de iones hidronio en la solución, según establece la constante de equilibrio Kw , cuando la concentración uno de ellos aumenta la del otro tiene necesariamente que disminuir para que se cumpla que Kw = [H3O+] x [OH-] = 1.0 x 10-14. Veamos esto usando un ejemplo práctico.

Supongamos que agregamos un mol de ácido clorhídrico (HCl) a la cantidad suficiente de agua para formar un litro de solución acuosa. El HCl se disocia totalmente y adiciona un mol de H3O+ a la solución lo que la convierte en una solución muy ácida ya que la concentración de H3O+ es mucho mayor que 1.0 x 10-7 M. Ahora una pregunta ¿hay algún ion OH en la solución? la respuesta es sí; la constante de equilibrio Kw indica que siempre e invariablemente en una solución acuosa habrá un equilibrio entre los iones hidronio e hidróxido que responden a la expresión 4 vista arriba y que repetimos a continuación.

Kw = [H3O+] x [OH-] = 1.0 x 10-14       (Expresión 4)

Si despejamos en la expresión 4 la concentración del ion hidróxido y sustituimos los valores para la disolución de ácido clorhídrico presentada (1 M de H3O-) tenemos:



Note que ahora la concentración de los iones
H3O+ que subimos a 1M producen una disminución de la concentración de los iones OH- del agua pura desde 1.0 x 10-7 hasta 1.0 x 10-14 en la solución ácida, pero de todas formas están presentes.

Finalmente

De todo lo tratado se llega a dos importantes conclusiones:
  1. Ambos iones H3O+ y OH- están siempre presentes en todas las disoluciones acuosas.
  2. El producto de sus concentraciones molares será siempre igual a 10-14 a 25°C

Para continuar en el tema de aćidos y bases lea La escala de pH.
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