ÁCIDO – BASE
Caso 1.- Fred Masterson era un agente de seguros de edad
madura, con un estómago muy delicado. Tenía siempre en
el bolsillo un paquete de antiácido para controlar la
indigestión ácida que siempre sufría; también bebía
grandes cantidades de leche, con la esperanza de evitar la
formación de una úlcera. Una tarde, Fred comenzó a
padecer síntomas fuera de lo corriente; tenía la presión alta
e irregular, se sentía mareado con el estómago más ácido
que de costumbres. Su médico lo internó en el hospital
para someterlo a una serie de pruebas, pero no pudo
determinar qué le sucedía. Los síntomas desaparecieron
pronto y fue dado de alta. De nuevo fue hospitalizado, y
nuevamente los médicos no pudieron localizar el problema.
Durante una tercera visita al hospital, su médico llegó
Hasta llamar a un psiquiatra parta consultar con él acerca
de este caso. Finalmente, y luego de largas investigaciones
de los hábitos de Fred, un interno muy observador encontró
una referencia sobre el síndrome “leche-alcalino” en un
libro de texto. Este síndrome, que incluye los síntomas que
padecía Fred, es causado por una ingestión elevada de
antiácidos que contienen calcio y grandes cantidades de
leche.
Para entender lo que sucedía a Fred se debe examinar muy
de cerca el trabajo que hace el estómago. Las célula del
revestimiento del estómago secretan ácido clorhídrico
(CHl), que es muy corrosivo. De hecho, con la cantidad
secretada por el estómago (0.1 mol por litro), el ácido
clorhídrico puede disolver un pedazo de cinc, y es mortal
para las células. En el interior del estómago, este ácido
sirve para matar bacterias en los alimentos, para
suavizarlos y para convertir la proenzima inactiva
pepsinógeno en su forma activa, la pepsina y así iniciar la
digestión de las proteínas.
El ácido clorhídrico es secretado en el fluido estomacal en
forma de iones hidronio (H3O+, o protones) e iones cloruro.
Es la presencia del ion hidronio la que convierte en ácido el
contenido del estómago. A veces, el estómago produce
ácido en exceso, lo que da por resultado indigestión y
acidez. Diversos productos vendidos como antiácidos,
contienen compuestos que pueden reaccionar con los iones
hidronio para neutralizar el exceso de ácido. El “ingrediente
activo” en las tabletas antiácidas que tomaba Fred era el
Carbonato de calcio (CaCO3)=. El carbonato de calcio
disuelto en la mezcla acuosa existente en el estómago, se
descompone para formar el ion calcio y el ion carbonato.
H 2O
CaCO3(s)  Ca2+(ac) + CO2-3(ac)
Los iones carbonato reaccionan entonces con los iones
hidronios y los neutralizan en el estómago, aliviando así la
indigestión y la acidez.
CaCO2-3(ac) + 2H3O+  3H2O + CO2(g)
El carbonato de calcio es un excelente antiácito por muchas
razones: actúa rápidamente, puede neutralizar una gran
cantidad de ácido, tiene un efecto de larga duración en el
estómago y un bajo costo. Sin embargo, como Fred lo
descubrió,
también
puede
tener
graves
efectos
secundarios, cuando se usa durante mucho tiempo.
Investigaciones recientes han demostrado que el
carbonato de calcio puede estimular la secreción de ácido y
destruirse a sí mismo. El carbonato de calcio tiende,
asimismo, a causar estreñimiento.
Cuando una persona toma constantemente antiácidos que
contienen calcio, puede presentársele un importante efecto
secundario, que consiste en el incremento de los iones
calcio en la sangre. La posibilidad aumenta cuando esta
misma ingiere grandes cantidades de leche, como era el
caso de Fred, o el de personas que tienen padecimientos
renales. Aunque los iones calcio son esenciales para el
Funcionamiento normal del cuerpo, los niveles excesivamente
elevados pueden asimismo causar un funcionamiento defectuoso
de los riñones y conducir a la formación de cálculos renales. Los
síntomas de Fred desaparecieron una semana después de que
los médicos limitaron su ingestión de leche y lo hicieron cambiar
a un antiácido a base de magnesia con aluminio para aliviar su
indigestión. La mayoría de los médicos recomiendan ahora
antiácidos que contengan compuestos de aluminio o magnesio.
Porque éstos producen efectos secundarios menos graves.
Se debe mantener un equilibrio crítico de ácidos y bases en todo
el organismo, para permitir que tengan lugar reacciones
fisiológicas normales. En este capítulo, se estudiará la
naturaleza de los ácidos y bases, y la forma como se regulan sus
concentraciones en el cuerpo humano.
DEFINICIONES:
SEGÚN BRONSTED:
Sustancia capaz de donar un protón y una base: como
una sustancia que puede aceptar un protón.
Una extensión de la definición de Bronsted de ácidos y
bases es el concepto de par conjugado ácido-base,
que se define como un ácido y su base conjugada o
como una base y su ácido conjugado. La base
conjugada de un ácido de Bronsted es la especie que
resulta cuando el ácido pierde un protón. A la inversa,
un ácido conjugado resulta de la adición de un protón
a una base de Bronsted.
Todo ácido de Bronsted tiene una base conjugada y toda
base de Bronsted tiene un ácido conjugado. Por ejemplo,
el ion cloruro (CI-) es la base conjugada que se forma a
partir del ácido HCl, y H2O es la base conjugada del ácido
H3O+ (ion hidronio). Del mismo modo, la ionización del
ácido acético se representa como:
Los subíndices 1 y 2 identifican los dos pares conjugados
ácido-base. Así, el ion acetato (CH3COO-) es la base
conjugada de CH3COOH. Tanto la ionización del HCI
como la ionización del CH3COOH son ejemplos de
reacciones ácido-base de Bronsted.
La definición de Bronsted también permite clasificar el
amoniaco como una base, debido a su capacidad para
aceptar un protón:
En este caso, NH4+ es el ácido conjugado de la base NH3,
y el ion hidroxilo u oxhidrilo OH- es la base conjugada
del ácido H2O. Observe que el átomo de la base de
Bronsted que acepta un ion H+ debe tener un par de
electrones libres.
En el ejemplo se identifican los pares conjugados en una
reacción ácido-base.
SEGÚN LEWIS:
Ácido de Lewis: sustancia capaz de aceptar un par de
electrones.
Base de Lewis: Sustancia que puede donar un par de
electrones.
Una reacción Rx Ácido-Base de Lewis es aquella que
implica la donación de un par de electrones de una especie
a otro. Dicha reacción no produce una sal y agua.
Se denomina base de Lewis como una sustancia que puede
donar un par de electrones. Un ácido de Lewis es una
sustancia capaz de aceptar un par de electrones.
ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES Y BASES FUERTES Y
DÉBILES
Los ácidos son electrólitos fuertes que, para fines
prácticos, se supone que se ionizan completamente en el
agua. La mayoría de los ácidos fuertes son ácidos
inorgánicos como el ácido clorhídrico (HCI), el ácido
nítrico (HNO3), el ácido perclórico (HCIO4) y el ácido
sulfúrico (H2SO4):
HCI (ac) + H2O(I)

H3O+ (ac) + CI- (ac)
HNO3 (ac) + H2O(I)

H3O+ (ac) + NO3- (ac)
HCIO4 (ac) + H2O(I)

H3O+ (ac) + CIO4- (ac)
H2SO4 (ac) + H2O(I)

H3O+ (ac) + HSO4- (ac)
Igual que los ácidos fuertes, las bases fuertes son
electrólitos fuertes que se ionizan completamente en
agua. Los hidróxidos de los metales alcalinos y los de
algunos metales alcalinotérreos son bases fuertes.
Todos los hidróxidos de los metales alcalinos son
solubles. En el caso de los hidróxidos de los metales
alcalinotérreos, el Be(OH)2 y el Mg(OH)2 son insolubles:
Ca(OH)2 y Sr(OH)2 son ligeramente solubles, y el
Ba(OH)2 es soluble. Algunos ejemplos de bases fuertes
son:
NaOH(s)
H2O

Na+ (ac) + OH- (ac)
KOH(s)
H2O
K+ (ac) + OH- (ac)

Ba(OH)2(s) HO
2
Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)
En sentido estricto, los hidróxidos de estos metales no
son bases de Bronsted porque son incapaces de aceptar
un protón. Sin embargo, el ion hidroxilo (OH-), que se
forma cuando se ionizan, es una base de Bronsted porque
puede aceptar un protón:
H3O+ (ac) + OH- (ac)  2H2O(l)
Entonces, cuando se dice que el NaOH o cualquier otro
hidróxido metálico es una base, en realidad se hace
referencia a la especie OH- que se deriva del hidróxido.
Las bases débiles, igual que los ácidos débiles, son
electrólitos débiles. El amoniaco es una base débil. En
agua se ioniza en forma muy limitada:
NH
3
(ac) + H2O(l)  NH+4 (ac) + OH- (ac)
Observe que el NH3 no se ioniza como un ácido porque no
se desdoble para formar iones de manera semejante a
como lo hace el HCl.
NEUTRALIZACIÓN ÁCIDO - BASE
Los ácidos reaccionan con las bases para formar agua
e iones disueltos de un compuesto iónico llamado
comúnmente una sal. Por ejemplo.
HCl(ac) + NaOH(ac) H2O + NaCl(ac)
Ácido
Base
Agua
Sal
Si reaccionan cantidades iguales de iones hidronio e
iones hidroxilo, la solución resultante no tendrá
propiedades ácidas ni básicas y se dice que es neutra.
Una reacción de neutralización, por lo tanto, es
aquella en la cual, una solución ya sea ácida o básica,
se convierte en solución neutra.
Por ejemplo, la reacción entre el ácido clorhídrico y el
hidróxido de sodio, tiene lugar realmente entre iones
acuosos. La ecuación iónica completa para la reacción
es:
H+(ac) + Cl-(ac) + Na+(ac) + OH-(ac)  H2O + Na+(ac) + Cl-(ac)
La ecuación iónica neta para esta reacción es:
H+(ac) + OH-(ac)  H2O
El pH: Una medida de la acidez
Puesto que las concentraciones de los iones H+ y OH- en
disoluciones con frecuencia son números muy pequeños y,
por lo tanto, es difícil trabajar con ellos. Soren Sorensen
propuso, en 1909, una medida más práctica denominada
pH de una disolución se define como el logaritmo negativo
de la concentración del ión hidrógeno (en mol/L)
pH = -log H3O+ o pH = -log H+
Hay que recordar que la ecuación es sólo una definición
establecida para tener números convenientes con los
cuales trabajar. El logaritmo negativo proporciona un
número positivo para el pH, el cual, de otra manera, sería
negativo debido al pequeño valor de H+. Así, el término
H+ en la ecuación sólo corresponde a la parte numérica
de la expresión para la concentración del ión hidrógeno, ya
que no se puede tomar le logaritmo de las unidades.
Entonces, al igual que la constante de equilibrio, el pH de
una disolución es una cantidad adimensional.
Debido a que el pH sólo es una manera de expresar la
concentración del ión hidrógeno, las disoluciones ácidas y
básicas a 25°C se identifican por sus valores del pH, como
sigue:
Disoluciones ácidas:
H+  1.0 x 1.0-7 M, pH  7.00
Disoluciones básicas:
H+   1.0 x 1.0-7 M, pH  7.00
Disoluciones neutras:
H+ = 1.0 x 1.0-7 M, pH = 7.00
Observe que e pH aumenta a medida que H+ disminuye.
Es probable que algunas veces se proporcione el valor del pH de
una disolución y se pida calcular la concentración del ión H+. En
ese caso, se necesita sacar el antilogaritmo de la ecuación como
sigue:
H+ = 10-pH
Debe recordarse que la definición que se acaba de mostrar del
pH, así como todos los cálculos que incluyen concentraciones de
disoluciones (expresadas como molaridad o molaridad) que se
estudian en los capítulos anteriores, están sujetos a cierto error,
porque en ellos se supone, de manera implícita, el
comportamiento ideal. En realidad, tanto la formación de pares
iónicos como diversos tipos de interacciones moleculares,
pueden afectar la concentración real de las especies en
disolución y, por lo tanto, también los valores de la constante de
equilibrio. Esta situación es análoga a la relación que existe
entre el comportamiento de los gases ideales y el
comportamiento de los gases reales.
Dependiendo de la temperatura, volumen, cantidad y tipo
del gas presente, la medición de la presión del gas puede
diferir de la que se calcula con la ecuación de los gases
ideales. De manera semejante, la concentración real o
“efectiva” de un soluto tal vez no sea la que se espera
tomando en cuenta la cantidad de sustancia que
originalmente se encuentra disuelta en una disolución. De
la misma manera que se cuenta con la ecuación de van der
Waals, entre otras, para ajustar las diferencias entre el
comportamiento de gas ideal y el comportamiento no ideal,
es posible explicar el comportamiento no ideal de las
disoluciones.
Una forma es reemplazar el término concentración por
actividad, la cual es la concentración efectiva. Hablando
estrictamente, entonces, el pH de la disolución se debe
definir como:
pH = -log aH+
Donde aH+ es la actividad del ión H+. Como se mencionó
en el capítulo 14, para una disolución ideal la actividad
es numéricamente igual a la concentración. En cuanto a
disoluciones reales, la actividad por lo general difiere de
la concentración, algunas veces de manera apreciable.
Una vez que se conoce la concentración del soluto, hay
formas confiables basadas en la termodinámica para
estimar su actividad, pero los detalles no se incluirán en
este texto. Por lo tanto, recuerde que el pH medido de
una disolución por lo general no es el mismo que el
calculado a partir de la ecuación, debido a que la
concentración en molaridad del ión H+ no es
numéricamente igual a su valor de actividad. Aunque se
continuará utilizando la concentración en el análisis, es
importante saber que este enfoque dará sólo una
aproximación de los procesos químicos que en realidad
se presentan en la fase de la disolución.
En el laboratorio, el pH de una disolución
se mide con un medidor de pH. Se
muestran los valores del pH de algunos
fluidos comunes. Como se observa, el pH
de los fluidos corporales varía mucho, en
virtud de su localización y de su función. El
pH bajo (alta acidez) de los jugos gástricos
facilita la digestión, en tanto que el pH
más alto de la sangre es necesario para el
transporte del oxígeno. Estas acciones que
dependen del pH se ejemplifican en la
sección. La química en acción de este
capítulo y en el 16.
Con el logaritmo negativo de la
concentración de iones hidroxilo de una
disolución se obtiene una escala de pOH,
análoga a la del pH. Así, se define el pOH
como
pOH = -log OH-
Ahora, al considerar otra vez la constante del producto
iónico del agua a 25°C.
H+ OH- = KW = 1.0 x 10-14
Al tomar el logaritmo negativo en ambos lados, se
obtiene:
-(log H+ + log OH- = - log (1.0 x 10-14=
-log H+ - log OH- = 14.00
A partir de las definiciones del pH y del pOH, se
obtiene:
pH + pOH = 14.00
IONIZACIÓN DEL AGUA
Se hablo sobre la capacidad del agua para disolver
compuestos
iónicos
y
para
ionizar
algunos
compuestos moleculares altamente polares. Pero en
una cantidad muy pequeña, las moléculas del agua
también son capaces de ionizar a otras moléculas de
agua. A 25°C, de cada 550 millones de moléculas, una
sola formará un ion hidronio, H3O+, y un ion hidroxilo
OH-. Por lo tanto, en un litro de agua, la concentración
de H3O+ y OH- es de 1 x 10-7 moles.
EFECTO DEL IÓN COMÚN Y SOLUCIONES
AMORTIGUADAS
El efecto del ión común
Es el desplazamiento del equilibrio causado por la
adición de un compuesto que tiene un ión común con
la sustancia disuelta. Este efecto tiene una función
importante en la determinación del pH de una
disolución y en la solubilidad de una sal poco soluble
(que se analizará después en este capítulo). En este
apartado se estudiará el efecto del ión común y su
relación con el pH de una disolución. Conviene tener
en cuenta que, a pesar de su nombre particular, el
efecto del ión común es sólo un caso especial del
principio de Le Chatelier.
Por ejemplo, en el caso del pH de una disolución que
contiene un ácido débil, HA, y una sal soluble del ácido
débil, como NaA, se comienza por escribir
HA(ac) + H2O(l)  H2O+(ac) + A-(ac)
O simplemente
HA(ac)  H+ (ac) + A- (ac)
La constante de ionización Ka está dada por

H A 


Ka

HA
Esta ecuación se puede reordenar como:
H 

K a HA

A
 
Al tomar el logaritmo negativo de ambos lados de la
ecuación, se tiene:
   log
 log H


HA
K a  log
 A 
o
 
 log H    log K a  log
De manera que
pH  pKa

A 
 log

HA
HA
 A 
donde
pKa   log Ka
La ecuación se conoce como ecuación de
Henderson-Hasselbalch, cuya forma más genera es:
pH  pKa

base
 log
conjugada
ácido
Solución: a) Se calcula H+ y por lo tanto el pH de la
disolución siguiendo el mismo procedimiento del ejemplo,
b) El CH3COOH es un ácido débil (CH3COOOH  CH3COO- +
H+), y CH3COONa es una sal soluble que está
completamente disociada en disolución (CH3COONa  Na+
+ CH3COO-). El ión común aquí es el ión, CH3COO-. En
equilibrio, las principales especies en disolución son
CH3COOH, CH3COO-, Na+, H+ y H2O. El ión Na+ no tiene
propiedades ácidas o básicas y se ignoran la ionización del
agua. Debido a Ka es una constante de equilibrio, su valor
es el mismo ya sea que sólo se tenga al ácido o una mezcla
del ácido y su sal en disolución. Así, se puede calcular H+
en el equilibrio y el pH si se conocen CH3COOH y
CH3COO- en el equilibrio.
Solución: a) en este caso, los cambios son:
CH 3 COOH (ac)
Inicial ( M ) :
0.20
Cam bio ( M ) :
x
Equilibrio (M) 0.20 – x
H  (ac)
0
x

x
x

H CH COO 


Ka
 CH 3 COO  (ac)
0
x

3
CH 3COOH 
5
1.8 X 10
x2

0.20  x
Suponiendo que 0.20 – x  0.20, se obtiene:
1.8 X 105
o
x2
x2


0.20  x 0.20
 
x  H   1.9 X 103 M
Por lo tanto,
pH   log(1.9 X 103 )  2.72
b) El acetado de sodio es un electrólito fuerte, de
manera que se disocia por completo en disolución:
CH 3COONa(ac) 
Na  (ac)
0.30 M

CH 3COO  (ac)
0.30 M
Las
concentraciones
iniciales,
cambios
y
concentraciones finales de las especies implicadas en
el equilibrio son:
H  (ac)
0
x

CH 3 COOH (ac)
Inicial ( M ) :
0.20
Cam bio ( M ) :
x
0.20 – x
Equilibrio (M)
x
Con base en la ecuación:

H CH COO 

CH COO 

Ka

3

3
1.8 x 10
5
( x)(0.30  x)

0.20  x
 CH 3 COO  (ac)
0
x
0.30 + x
Suponiendo que 0.30 + x  0.30 y 0.20 -  0.20, se
obtiene
5
1.8 x 10
o
( x)(0.30  x) ( x)(0.30)


0.20  x
0.20
 
x  H   1.2 x 105 M
Por consiguiente,
 
pH   log H 
  log(1.2 x105 )  4.92
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
Una disolución amortiguadora, buffer o tampón es una
disolución de 1) un ácido débil o una base débil y 2) su sal;
es decir, ambos componentes deben estar presentes la
disolución tiene la capacidad de resistir los cambios del pH
cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o de
base.
Las
disoluciones
amortiguadoras
son
muy
importantes en los sistemas químicos y biológicos. El pH en
el cuerpo humano varía mucho de un fluido a otro; por
ejemplo, el pH de la sangre está alrededor de 7.4, en tanto
que el del jugo gástrico humano puede ser de 1.5. En gran
parte, estos valores del pH, que son críticos para el
funcionamiento adecuando de las enzimas y del balance de
la presión osmótica, se mantienen por acción de los
sistemas amortiguadores.
Una disolución amortiguadora debe contener una
concentración relativamente grande de ácido para
reaccionar con los iones OH- que se le añadan; y también
debe contener una concentración semejante de base para
neutralizar los iones H+ que se le agreguen. Además, los
componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben
consumirse el uno al otro en una reacción de
neutralización. Estos requerimientos se satisfacen con un
par ácido-base conjugado, por ejemplo, un ácido débil y su
base conjugada (suministrada por una sal) o una base débil
y su ácido conjugado (suministrado por una sal)
Una disolución amortiguadora simple se puede preparar al
mezclar cantidades molares semejantes de ácido acético
(CH3COOH) y de su sal acetato de sodio (CH3COONa) en
medio acuoso. Se supone que las concentraciones de
equilibrio del ácido y de la base conjugada (que proviene
del CH3COONa) son iguales a las concentraciones iniciales.
Una disolución que contenga estas dos sustancias tiene la
capacidad de neutralizar a un ácido o a una base que se le
agregue. El acetato de sodio, un electrólito fuerte, se
disocia por completo en agua.
H 2O
CH 3COONa(s)  CH 3COO  (ac)  Na  (ac)
Si se añade un ácido, la base conjugada CH3COO- del
sistema amortiguador consumirá a los iones H+ de acuerdo
con la ecuación
CH 3COO  (ac)  H  (ac)  CH 3COOH (ac)
Si se añade una base al sistema amortiguador, el ácido de
éste neutraliza a los iones OH-.
Como se añade una base al sistema amortiguador, el ácido
de éste neutraliza a los iones OH-.
CH 3COOH (ac)  OH  (ac)  CH 3COO  (ac)  H 2 O(l )
Como se puede observar, las dos reacciones que son típicas
de este sistema amortiguador son idénticas a las del efecto
del ión común descritas en el ejemplo. La capacidad
amortiguadora, es decir, la efectividad de la disolución
amortiguadora, depende de la cantidad de ácido y de base
conjugada que tenga la disolución. Cuanto mayor sea esta
cantidad, mayor será la capacidad amortiguadora.
Verificación como H+ OH-, la disolución es básica, como
se podría esperar con base en el análisis previo de la
reacción del amoniaco con agua.
Ejercicio de práctica: Calcule la concentración de iones OHen una disolución HCI cuya concentración de iones
hidrógeno es 1.3 M.
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