Al tomar el logaritmo decimal del producto iónico del agua:
Kw = [H3O+] [OH–]
, resulta:
log Kw = log ([H3O+] [OH–])
log Kw = log [H3O+] + log [OH–]
Al multiplicar por –1 se obtiene:
(–log Kw ) = ( –log [H3O+]) + (–log [OH–])
Empleando la terminología pH y pOH se define:
pKw = –log Kw resultando: pKw = pH + pOH Dado que: pKw = –log (1,0 • 10–14) = 14 , entonces: pH + pOH = 14
Esta relación es muy útil, porque permite calcular el pH a partir del pOH y viceversa.
ara tener
en cuenta
P
¿Recuerdas cómo operar con logaritmos?
log(a • b) = log a + log b log(a / b) = log a - log b
1
Neutralización
La neutralización es la reacción entre un ácido y una base.
El término neutralización surgió del hecho de que si cantidades estequiomé- tricas de un ácido fuerte con una base fuerte reaccionan, las propiedades áci- das y básicas de las soluciones iniciales desaparecen, o sea, se neutralizan. Por ejemplo, si se hacen reaccionar cantidades equivalentes de HCl y NaOH
se producen sal y agua, según la ecuación:
HCl (ac) + NaOH(ac) NaCl (ac) + H2O (l)
Sin embargo, como HCl, NaOH y NaCl son electrolitos fuertes solubles, se debe escribir estos compuestos en forma iónica de la siguiente forma:
H3O+ (ac)+ Cl– (ac) + Na+ (ac) + OH– (ac) 2H
2O (l)+ Cl– (ac) + Na+ (ac)
De tal manera que la ecuación neta es:
H3O+ (ac) +OH– (ac) 2H
2O (l)
Esta ecuación representa la reacción fundamental del proceso de neutra- lización.
En forma general, se puede decir que cualquier reacción entre un ácido y una base puede ser considerada como neutralización. Sin embargo, cuando en la neutralización participan ácidos y bases débiles el pH resultante es generalmente distinto de 7.
ara tener
en cuenta
P
Desechos industriales Las industrias que utilizan reactivos químicos en gran escala, entre ellos soluciones ácidas y alcalinas, deben ser muy cuidadosas con la eliminación de desechos. Si estas sustancias llegan a los ríos o lagos pueden matar la flora y fauna del lugar, en especial, aves acuáticas y peces. Por esta razón es fundamental que los desechos sean neutralizados.
Actividad experimental:
Neutralización de un ácido con una baseEn esta actividad se verifica experi- mentalmente en términos cualitativos el fenómeno de la neutralización. Procedimiento:
a) Con una pipeta coloca 1 mL de agua (destilada) y agrégale unas gotas de la solución de ácido clorhídrico. Añádele con un gotario unas gotas de fenolftaleína. ¿Qué cambio ob- servas? Anota los resultados.
b) Coloca 1 mL de agua (destilada). Agrega unas gotas de solución de hidróxido de sodio. Agrega unas go- tas de fenolftaleína. ¿Observas al- gún cambio? Anota los resultados.
c) A la solución anterior, añádele len- tamente gotas de ácido clorhídrico con un gotario. Agita el tubo hasta que observes algún cambio. ¿Qué ha ocurrido? ¿Qué reacción crees que se ha producido? Anota los resultados.
•¿Qué puedes concluir de los resul- tados obtenidos?
•¿Qué esperarías si repitieras es- tos experimentos con especies caseras como, por ejemplo, jugo de limón y bicarbonato de sodio? Anota los resultados. ¿Qué po- drías concluir?
• 1 gradilla con tubos de ensayo.
• 1 pipeta, un gotario.
• Recipientes pequeños donde
colocar las muestras.
• Fenolftaleína.
• Solución de ácido clorhídrico
u otro con el que cuente tu establecimiento.
• Solución de hidróxido de sodio.
• Experimentar • Analizar • Concluir • Inferir • Relacionar
abilidades y
destrezas
H
ejercicio:2. Equilibrio iónico de
ácidos y bases
• Fuerzas de los ácidos y las bases
No todos los ácidos ni todas las bases se comportan de la misma manera. Hay ácidos y bases fuertes como también ácidos y bases débiles. Tanto los ácidos y bases fuertes son electrolitos fuertes, o sea, tienen la capacidad de ionizarse completamente en agua. Por ejemplo, el HCl(g) es un ácido fuerte, porque en agua se ioniza totalmente generando iones H3O+ y Cl–.
HCl(g) + H2O H3O+(ac) + Cl–(ac)
En términos prácticos una solución acuosa de ácido clorhídrico contiene solo iones H3O+ y Cl–, que a veces se simboliza por HCl(ac). En la Tabla 3 se
indican los principales ácidos y bases fuertes.
Ácidos fuertes Bases fuertes
Ácido clorhídrico, HCl Hidróxido de litio, LiOH
Ácido bromhídrico, HBr Hidróxido de sodio, NaOH
Ácido yodhídrico, HI, Hidróxido de potasio, KOH
Ácido nítrico, HNO3 Hidróxido de magnesio,
Mg(OH)2
Ácido perclórico, HClO4 Hidróxido de calcio, Ca(OH)2
Ácido sulfúrico, H2SO4 (*) Hidróxido de bario, Ba(OH)2
(*) El ácido sulfúrico es un ácido diprótico que posee dos protones y se ioniza en dos etapas. La primera ionización produce
el ion HSO4– y la segunda, el ion SO
42–. Este es un ácido fuerte
solo en su primera etapa de ionización.
• Constantes de acidez y basicidad
La mayoría de los ácidos y bases son electrolitos débiles. Por lo tanto, al di- solverse en agua solo se ionizan parcialmente. Así, por ejemplo, una solución acuosa de ácido nitroso contiene moléculas (HNO2 y H2O) e iones (H3O+ y
NO2–), lo que se representa por la ecuación:
HNO2 + H2O H3O+ + NO
2–
Según la ecuación anterior, se establece un equilibrio que se caracteriza por una constante de equilibrio, Ka.
Ka = [H3O+][NO 2–] [HNO2]
ara tener
en cuenta
P
¿Por qué hay ácidos más fuertes que otros?
La explicación no es simple, porque tiene relación con la electronega- tividad y las energías de enlace.
Observa el orden de la acidez: HI(ac) > HBr(ac) > HCl(ac) >> HF(ac)
Como la energía de enlace aumen-
ta desde HI a HF, el HI se disocia más fácilmente que HBr y así
sucesivamente.
En la siguiente secuencia observa cómo cambia la acidez:
HClO4 > HClOs > HClO2 > HClO
Como el oxígeno es más electro- negativo que el cloro, mientras más átomos de oxígeno tenga
la molécula, en enlace O–H es
más polar.