Los ácidos y bases son electrolitos, su fuerza se mide de acuerdo a la capacidad del electrolito de generar iones en solución y por lo tanto de generar un incremento en la conductividad eléctrica de dicha solución.
Para sistemas acuosos se utiliza la definición de Brönsted y Lowry para un ácido y una base.
- Ácido = aporta iones H+ al disolverse en agua (donador)
- Base = acepta iones H+ (receptor).
Ácidos
Pueden ser débiles o fuertes. Los ácidos débiles como el ácido carbónico (H2CO3) poseen una elevada afinidad por el protón H+ y se disocian ligeramente (se ionizan de forma limitada) mientras que los ácidos fuertes como HCl son electrolitos que se ionizan completamente en agua.
Ejemplos
\[\begin{align} HNO_3 + H_2O & @>>> NO_3^- + H_3O^+ NH_4 + H_2O & @>>> NH_3 + H_3O^- CO_3^{2-} + H_2O & @>>> NH_4 + OH^- \end{align}\]Ejemplos de ácidos fuertes: ácido láctico y ácido fórmico
Ejemplos de ácidos débiles: ácido acético y ácido amonio
Bases
Las bases fuertes son electrolitos que se ionizan completamente en agua. Los hidróxidos de los metales alcalinos y algunos alcalinoterreos son bases fuertes.
\[NaOh_{(s)} @>>> Na_{(ac)}^+ + OH_{(ac)}^-\]Al interior de la célula
La mayoría de las sustancias encontradas en sistemas vivos, ya sea en el citoplasma o en los fluidos extracelulares, incluyendo biomoléculas de distintos tamaños contienen grupos ionizables que son críticos para sus actividades biológicas.
El comportamiento ácido-base de las biomoléculas está íntimamente ligado a su disociación en agua.
Puesto que la ionización reversible es crucial para el papel del agua en la función celular, hemos de tener una manera de expresar el grado de ionización del agua en términos cuantitativos.
La posición del equilibrio de cualquier reacción química viene dada por su constante de equilibrio Keq (a veces expresada simplemente como K).
\[\begin{align} 2H_2O & \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^- H_2O & \rightleftharpoons H^+ + OH^- K_{eq} & = \frac{[H^+][OH^-]}{[H_2O]} \end{align}\]Donde la concentración molar del agua
Moles \(\eta = \frac{m}{pm}\) donde los moles de agua en una cantidad arbitraria de 1000g \(\frac{1000g}{18g/\eta} = 55.5\eta\) , y como 1L de agua es igual a 1000g de la misma, podemos decir que la concentración molar es \(55.5\frac{\eta}{L}\)
Siguiendo con la formula anterior tendremos
\[\begin{align} K_{eq} & = \frac{[H^+][OH^-]}{[55.5M]} (55.5M)(K_{eq}) & = [H^+][OH^-] = K_w \end{align}\]Donde \(K_w\) designa el producto \((55.5M)(K_{eq})\) denominado producto iónico del agua a 25°C.
El valor de Keq determinado mediante medidas de conductividad eléctrica del agua pura es \(1.8x10^{-16}M\) a 25°C. La sustitución de este valor sigue como:
\[\begin{align} K_w & = [H^+][OH^-] = (55.5M)(K_{eq}) & = 1.0x10^{-14}M^2 \end{align}\]Así el producto \([H^+][OH^-]\) en disoluciones acuosas a 25°C es siempre igual a \(1.0x10^{-14}M^2\). Cuando las concentraciones de H+ y OH- son exactamente iguales, tal como sucede con el agua pura, se dice que la solución está a pH neutro. A este pH se puede calcular la concentración de H+ y OH- a partir del producto iónico del agua de la manera siguiente:
\[K_w & = [H^+][OH^-] = [H^+]^2 = [OH^-]^2\]Si despejamos [H+]:
\[\begin{align} [H^+] & = \srq{K_w} = \sqr{1.0x10^{-14}M^2} & = [OH^-] = 10^{-7}M \end{align}\]Dado que el producto iónico del agua es constante, siempre que [H+] sea superior a \(10^{-7}M\), [OH-] será inferior a \(10^{-7}M\) y viceversa.
La escala y valores fisiológicos de pH
El producto iónico del agua Kw constituye la base de la escala de pH. Supone una manera conveniente de designar la concentración de H+ y por consiguiente de OH-, en cualquier disolución acuosa entre 1.0M de H+ y 1.0M de OH-.
Siglas de pH -> potencial de hidrógeno.
Concentraciones de iones hidrógeno en una disolución
El término pH se define mediante la expresión:
\[\begin{align} pH & = log\frac{1}{[H^+]} & = -log[H^+] & = -log[H_3O^+] \end{align}\]El signo p denota “logaritmo negativo de”.
Donde los corchetes [] representan la concentración en moles por litro.
La tabla de escala de pH:
| [H+] (M) | pH | [OH-] (M) | pOH |
|---|---|---|---|
| 100 | 0 | 10-14 | 14 |
| 10-1 | 1 | 10-13 | 13 |
| 10-2 | 2 | 10-12 | 12 |
| 10-3 | 3 | 10-11 | 11 |
| 10-4 | 4 | 10-10 | 10 |
| 10-5 | 5 | 10-9 | 9 |
| 10-6 | 6 | 10-8 | 8 |
| 10-7 | 7 | 10-7 | 7 |
| 10-8 | 8 | 10-6 | 6 |
| 10-9 | 9 | 10-5 | 5 |
| 10-10 | 10 | 10-4 | 4 |
| 10-11 | 11 | 10-3 | 3 |
| 10-12 | 12 | 10-2 | 2 |
| 10-13 | 13 | 10-1 | 1 |
| 10-14 | 14 | 100 | 0 |
Soren Sorensen y el pH
- Neutra pH = 7
- Ácida pH < 7
- Básica pH > 7
Donde además
\[pK_w = pH + pOH = 14\]La vida se desarrolla a valores de pH neutros.
Ejemplos
1.- Concentración de hidronio si la disolución se encuentra a pH 8.34
\[\begin{align} pH & = -log[H^+] 8.34 & = -log[H^+] -8.34 & = log[H^+] 10^{-8.34} & = H^+ 4.57x10^{-9} & = H^+ \end{align}\]2.- La concentración de H+ en una botella de vino de mesa, después de quitar el corcho es de \(3.2x10^{-9}M\). Calcular el pH del vino.
\[\begin{align} pH & = -log[H^+] 10^{-pH} & = H^+ 10^{-pH} & = 3.2x10^{-9} -pH & = -8.49 pH & = 8.49 \end{align}\]