Resumen de pH y Conductividad Eléctrica en Soluciones

## Introducción El equilibrio ácido-base es clave para entender cómo se comportan las soluciones en las que hay ácidos y bases. Afecta reacciones químicas, la disponibilidad de nutrientes en plantas y la estabilidad de sistemas biológicos. En este material estudiarás definiciones, constantes de equilibrio, buffers y aplicaciones agrícolas, con ejemplos prácticos y fórmulas para calcular pH y capacidad amortiguadora. > **Definición:** El pH es el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio en solución: $\mathrm{pH} = -\log\left[\ce{H3O+}\right]$. ## 1. pH: escala y significado ### ¿Qué mide el pH? - El pH mide la acidez o basicidad de una solución. - La escala va de $0$ a $14$. Un pH de $7$ es **neutro**, valores menores indican **ácidos**, valores mayores indican **bases**. ### Tabla de pH de sustancias comunes | Sustancia | pH aproximado | |---|---:| | Ácido clorhídrico | $1.0$ | | Vinagre | $3.0$ | | Café | $4.9\text{ – }5.2$ | | Leche | $6.4\text{ – }6.8$ | | Saliva | $6.7\text{ – }7.4$ | | Agua pura | $7.0$ | | Sangre | $7.4\text{ – }7.5$ | | Bicarbonato de sodio | $9.0$ | | Amoníaco | $11.0$ | Did you know que muchas plantas requieren un rango de pH específico en el suelo para absorber nutrientes esenciales como nitrógeno, fósforo y potasio? ## 2. Teoría de ácidos y bases ### Brønsted-Lowry > **Definición:** Un ácido es una sustancia que dona protones $\left(\ce{H+}\right)$ y una base es una sustancia que acepta protones. - Ejemplo: $\ce{HA + H2O <=> A^- + H3O+}$ - Aquí $\ce{HA}$ dona un protón y actúa como ácido; $\ce{A^-}$ es su base conjugada. ## 3. Constantes de equilibrio: $K_a$ y $K_b$ ### Constante ácida $K_a$ Para el ácido genérico $\ce{HA}$: $$\ce{HA + H2O <=> A^- + H3O+}$$ La constante de disociación ácida se define como: $$K_a = \dfrac{\left[\ce{A^-}\right]\left[\ce{H3O+}\right]}{\left[\ce{HA}\right]}$$ - $K_a$ grande $\Rightarrow$ ácido fuerte (casi disociado). - $K_a$ pequeño $\Rightarrow$ ácido débil. ### Constante básica $K_b$ Para una base genérica $\ce{B}$: $$\ce{B + H2O <=> BH+ + OH-}$$ $$K_b = \dfrac{\left[\ce{BH+}\right]\left[\ce{OH-}\right]}{\left[\ce{B}\right]}$$ - $K_b$ grande $\Rightarrow$ base fuerte. ### Relación entre $pK_a$ y $pK_b$ Se usan las formas logarítmicas: $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$, $\mathrm{p}K_b = -\log K_b$. En soluciones acuosas a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$: $$\mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b = 14$$ Fun fact: La relación $\mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b = 14$ asume que la constante de ionización del agua $K_w$ es $1.0\times10^{-14}$ a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$; cambia con la temperatura. ## 4. Soluciones amortiguadoras (buffers) ### ¿Qué es un buffer? > **Definición:** Un buffer es una mezcla de un ácido débil y su base conjugada (o viceversa) que resiste cambios en el pH al añadir pequeñas cantidades de ácido o base fuerte. - Ejemplo común: ácido acético/acetato. - Reacciones en un buffer ácido ($\ce{CH3COOH}/\ce{CH3COO^-}$): - Al añadir un ácido fuerte (por ejemplo $\ce{HCl}$): $\ce{CH3COO^- + H+ -> CH3COOH}$. - Al añadir una base fuerte (por ejemplo $\ce{NaOH}$): $\ce{CH3COOH + OH- -> CH3COO^- + H2O}$. ### Ecuación de Henderson-Hasselbalch La ecuación relaciona pH con las concentraciones del ácido y su base conjugada: $$\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\left(\dfrac{\left[\ce{A^-}\right]}{\left[\ce{HA}\right]}\right)$$ - Donde $\left[\ce{A^-}\right]$ es la concentración de la base conjugada y $\left[\ce{HA}\right]$ la del ácido no disociado. - Un buffer es más efectivo cuando $\left[\ce{A^-}\right] \approx \left[\ce{HA}\right]$, es decir cuando $\mathrm{pH} \approx \mathrm{p}K_a$. ### Región de amortiguación - Un buffer típicamente funciona bien dentro de aproximadamente $\pm1$ unidad de pH alrededor del $\mathrm{p}K_a$ del ácido. ## 5. Capacidad amortiguadora > **Definición:** La capacidad amortiguadora $\beta$ es la cantidad de ácido o base que se puede añadir antes de que el pH cambie significativamente. Se puede expresar diferencialmente como: $$\b