Potencial de Hidrogeno.

Potencial de Hidrogeno.

El PH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El PH indica la concentración de iones hidrogeno presentes en determinadas disoluciones.

Para comprender mejor el concepto de PH es necesario saber las definiciones de acidez, basicidad y neutralidad.

·       Acido: es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Un definicion mas moderna puede ser la que presento Johannes Bronsted y Thomas Lowry que definen el acido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto (denominado base). Los acidos son de sabor agrio, son acuosos y liberan hidrógeno cuando están en conjunto con metales. Estos tienen la propiedad de cambiar de un color azul a uno rojizo.

·       Base: sustancia que dispone de alcalinidad (también llamada basicidad). Esta característica hace que las bases, al estar en disolución, incrementen la concentración de los iones hidroxilos y establezcan combinaciones con los ácidos para el desarrollo de sales. Son de un sabor amargo. También son sustancias resbalosas que cuando reaccionan a los metales forman hidróxidos. Estas sustancias cambian de color rojo a uno azul. Algunas de estas sustancias son la leche magnesia, el agua de mar, el polvo de hornear.

·       Neutro: en química, se refiere al compuestoquímico que no tiene carácter ácido ni básico. Se dice de las moléculas que no se mueven en un campo eléctrico, bien por no poseer carga o por tenerlas compensadas.

Teoría Iónica de Arrhenius

La teoría de ácidos y bases de Arrhenius fue propuesta originalmente por el químico sueco Svante Arrhenius en 1884, quien sugirió clasificar ciertos compuestos como ácidos o bases de acuerdo con el tipo de iones que se forman cuando el compuesto se añade al agua.

Un ácido de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de iones H+(protones), start en solución acuosa. Por ejemplo, consideremos la reacción de disociación para el ácido clorhídrico, HCl en agua:

HCl(ac) → H+(ac) + Cl-(ac)

Cuando hacemos una solución acuosa de ácido clorhídrico, el HCl se disocia en iones H+ y Cl-. ya que esto resulta en un aumento en la concentracion de iones H+ en solucion, el acido clorhidrico es copnsiderado un acido  de Arrhenius.

Amplió este concepto años más tarde, explicando que los ácidos son sustancias que se ionizan al disolverse en agua liberando un ión hidrógeno (H+) y un ión negativo correspondiente al resto de la sustancia, como en el caso del ácido clorhídrico (HCl) aquí mostrado.

H2O       

HCl(g)      →      H+(ac) + Cl–(ac)

Las bases quedaban definidas como sustancias que liberan un hidróxido (OH–) al disolverse y una sustancia cargada positivamente, como se observa con el hidróxido de sodio (NaOH).

H2O       

NaOH(s)  →      Na+(ac) + OH–(ac)

Con esta teoría consiguió explicar por qué se daba la neutralización de un ácido y una base, dado iones H+ y OH–, que son los que aportaban ese carácter ácido o básico, reaccionaban dando lugar a una molécula de agua. Pese a todo, su Teoría Iónica no era capaz de explicar todos los sucesos y circunstancias:

Sólo se aplicaba a reacciones que ocurren en el seno del agua.

No explica por qué compuestos con hidrógeno como el HCl liberaban el hidrógeno y otros compuestos como el metano (CH4) no lo liberaban.

Sólo consideraba bases aquellas que tenían hidróxidos, pero no sabía explicar por qué habían compuestos con el mismo comportamiento y sin hidróxido, como el NH3 o el carbonato de sodio (Na2CO3).

Teoría de Bronsted-Lowry.

Según esta teoría, los ácidos son sustancias capaces de donar un protón (H+), mientras que las bases son capaces de aceptarlos.

El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (lo mismo ocurre entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2):

Ácido (1)  +        Base (2)        ↔       Ácido (2)       +        Base (1)

Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. El HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio (H3O+):

HCl	"+"	H2O	→	H3O(+)	"+"	Cl-
Ácido(1)		Base(2)		Ácido(2)		Base(1)
Á. fuerte		B. débil		A.fuerte		B. débil

Vemos así que, cuanto más fuerte es el ácido frente a otra especie química, más débil es su base conjugada.

Está demostrado que el hidrógeno sin su electrón es demasiado inestable para existir por si mismo, y tiene una electropositividad tan elevada que se une a la primera molécula de agua que se le cruza, dando lugar a un ión cargado positivamente llamado hidronio (H3O+).

Esta situación es muy inestable, por lo que el hidróxido tiende a recuperar un hidrógeno y el hidronio a liberarlo; generando un equilibrio entre las moléculas de H2O y las de H3O+ y OH–.

H2O (l) + H2O (l)          ↔       OH– (aq) + H3O+ (aq)

Este equilibrio se describió mediante la constante de equilibrio: Keq = [H+][OH–], cuya experimentación demostró que a 25 ºC la constante Keq= 10^-14. Con un poco de matemáticas básicas podemos entonces observar que, dada la misma probabilidad de liberar el protón y de aceptar el protón de hidrógeno, [H+]=[OH–]=10^-7 molar. Desde este punto, si la concentración de hidróxidos es superior a la de hidronios se afirma que el pH de dicha solución es ácida y, si la de hidronios es superior, el pH es básico.

De aquí nació el concepto de pH, que son las siglas de potencial de Hidrogeniones y se define como el antilogaritmo de la concentración de protones {pH = – log([H+])}. Definición que proviene del desarrollo de la fórmula anterior al aplicar logaritmos a todos sus términos, quedando como:

log (Keq) = log ([H+]) + log ([OH–])

log (10^-14) =  log ([H+]) + log ([OH–])

14 =  – log ([H+]) – log ([OH–])

14 = pH + pOH

Así conseguimos relacionar directamente los valores del pH y del pOH. Quedando una ecuación así: pH + pOH = 14; donde el pH neutro corresponde con la mitad, pH= 7. Por encima de este valor es básico y por debajo es ácido. Así pues, la teoría propuesta por Bronsted y Lowry define al ácido como toda sustancia capaz de donar un protón y base como toda sustancia capaz de aceptar un protón, eliminando al oxígeno de la ecuación, que era una de las limitaciones de la teoría de Arrhenius.

Teoría de Lewis.

El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca del comportamiento de los ácidos y de las bases. Según esta, una base sería una especie que puede donar un par de electrones, y un ácido la que los puede aceptar.

El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitario. El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el tricloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánico, el cloruro de cinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.

De esta forma se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde "alojar" el par de electrones), todos los ácidos de Brønsted-Lowry son también ácidos de Lewis:

:NH3 + [ ]H+ → NH4+

:NH3 + [ ]AlCl3 → H3N-AlCl3

Base    Ácido