Conceptos Fundamentales de Ácidos y Bases

Definiciones de Ácido y Base

Un ácido es tradicionalmente considerado como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, es decir, un pH menor que 7. Esta definición se aproxima a la moderna de Brønsted-Lowry.

Un ácido de Lewis es una especie que acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un aceptor de par de electrones. Las reacciones ácido-base de Brønsted son reacciones de transferencia de protones, mientras que las reacciones ácido-base de Lewis son transferencias de pares de electrones.

• Moléculas ácidas: HClO₄, CH₃COOH, H₂SO₄
• Cationes ácidos: Fe³⁺, Ni²⁺
• Aniones ácidos: HSO₄^–, HCO₃^–
• Moléculas básicas: NH₃, NH₂NH₂
• Cationes básicos: Pb(OH)⁺

Si pH < pKa, predomina la especie ácida (AH); si pH > pKa, predomina la especie básica (A^–); si pH = pKa, entonces [A^–] = [AH].

Muestreo en Química Analítica

El muestreo es el primer paso en cualquier análisis químico y consiste en obtener una muestra representativa de lo que se quiere medir. Existen diferentes tipos de muestreo:

• Aleatorio
• Selectivo
• Estratificado
• De conveniencia

Es crucial evitar la exposición de las muestras a humedades extremas y mantenerlas a 4 ºC para prevenir alteraciones. También se deben reducir los riesgos de alteraciones por contacto con la atmósfera, como la absorción y la oxidación. Los sólidos se suelen mantener secos eliminando el agua en una estufa.

Indicadores, Tampones y Patrones

Un indicador es un ácido o base orgánica débil que presenta diferente coloración en su forma disociada y sin disociar. Las características clave de un indicador son:

• Reversibilidad
• Rapidez en la reacción
• Fácil preparación
• Solubilidad en agua

Una solución tampón (o buffer) contiene concentraciones adecuadas de un oxidante y su reductor conjugado, lo que permite variaciones suaves del potencial del medio al añadir un oxidante o un reductor. Actúan como una mezcla tampón del potencial redox.

Un patrón primario es un compuesto de elevada pureza que sirve como material de referencia. Una solución patrón es una disolución de una sustancia utilizada como referencia.

Cálculos de Equilibrio Químico

Potencial de un Anfolito

Para un anfolito que participa en las siguientes semirreacciones:

aA + n₁e^– ↔ bB

bB + n₂e^– ↔ cC

La reacción global es: aA + bB + (n₁ + n₂)e^– ↔ bB + cC

Los potenciales de las semirreacciones son:

E_A/B = E⁰_A/B + (0.06/n₁) * log([A]^a/[B]^b)

E_B/C = E⁰_B/C + (0.06/n₂) * log([B]^b/[C]^c)

Multiplicando cada ecuación por el número de electrones de la otra semirreacción y sumando:

n₁*E_A/B = n₁*E⁰_A/B + 0.06*log([A]^a/[B]^b)

n₂*E_B/C = n₂*E⁰_B/C + 0.06*log([B]^b/[C]^c)

Cálculo de la Constante de Equilibrio (K_eq)

Ejemplo: Reacción entre Fe y Sn

Semirreacciones:

2(Fe³⁺ + 1e^– → Fe²⁺)

Sn²⁺ → Sn⁴⁺ + 2e^–

Reacción global:

2Fe³⁺ + Sn²⁺ → 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺

K_eq = ([Fe²⁺]² * [Sn⁴⁺]) / ([Fe³⁺]² * [Sn²⁺])

Potenciales:

E_{Fe³⁺/Fe²⁺} = E⁰_{Fe³⁺/Fe²⁺} + (0.06/1) * log([Fe³⁺]/[Fe²⁺])

E_{Sn⁴⁺/Sn²⁺} = E⁰_{Sn⁴⁺/Sn²⁺} + (0.06/2) * log([Sn⁴⁺]/[Sn²⁺])

Igualando los potenciales (en el equilibrio, E_Fe = E_Sn) y despejando:

E⁰_{Fe³⁺/Fe²⁺} – E⁰_{Sn⁴⁺/Sn²⁺} = (0.06/2) * log([Sn⁴⁺]/[Sn²⁺]) – (0.06/1)*log([Fe³⁺]/[Fe²⁺])

0.76 V – 0.15 V = (0.06/2) * log(([Sn⁴⁺]/[Sn²⁺]) * ([Fe²⁺]²/[Fe³⁺]²))

0.61 V * 2 / 0.06 = log(K_eq)

K_eq = antilog(20.33) ≈ 2.15 x 10²⁰

Ejemplo: Reacción entre Cu y Zn

(Cu²⁺ + 2e^– → Cu⁰) / (Zn⁰ → Zn²⁺ + 2e^–)

Reacción global: Cu²⁺ + Zn⁰ → Cu⁰ + Zn²⁺

K_eq = [Zn²⁺]/[Cu²⁺] (Los sólidos no se incluyen en la expresión de K_eq)

E_{Cu²⁺/Cu⁰} = E⁰_{Cu²⁺/Cu⁰} + (0.06/2) * log([Cu²⁺])

E_{Zn²⁺/Zn⁰} = E⁰_{Zn²⁺/Zn⁰} + (0.06/2) * log([Zn²⁺])

Igualando y simplificando se obtiene la Keq

Valores Límite de pH

Valor mínimo de pH:

H₃O⁺ → H₂O + H⁺

K_eq = [H₂O] * [H⁺] / [H₃O⁺] = [H₂O] = 1000 g / 18 g/mol = 55.56 M ≈ 10^1.74

K = 10^1.74 = [H⁺]

pH = -log[H⁺] = -1.74

Valor máximo de pH:

H₂O → OH^– + H⁺

K_eq = [OH^–] * [H⁺] / [H₂O] = 10^-15.74

K = 10^-15.74 = [H⁺]

pH = -log[H⁺] = 15.74

pH de una Disolución de una Base Débil

AC → A^– + C⁺

A^– + H₂O ↔ AH + OH^–

K_H = ([AH] * [OH^–]) / [A^–] = ([AH] * [OH^–] * [H⁺]) / ([A^–] * [H⁺]) = [OH^–]² / [A^–] = K_w / K_a