Zoología

Química General IX

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:
 

lo que visto molecularmente es:

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: