Resumen de pH y Conductividad Eléctrica en Soluciones
pH y Conductividad Eléctrica en Soluciones: Guía Completa
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 | $11.0$ |
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 $25,^{\circ}\mathrm{C}$: $$\mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b = 14$$
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
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Equilibrio ácido-base
Klíčová slova: Medición de pH, Conductividad, Equilibrio ácido-base
Klíčové pojmy: pH = -log[\ce{H3O+}] mide acidez o basicidad, Brønsted-Lowry: ácido dona \ce{H+}, base acepta \ce{H+}, Para \ce{HA}: $K_a = \frac{[\ce{A^-}][\ce{H3O+}]}{[\ce{HA}]}$, Para \ce{B}: $K_b = \frac{[\ce{BH+}][\ce{OH-}]}{[\ce{B}]}$, $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$, $\mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b = 14$, Ecuación de Henderson-Hasselbalch: $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\left(\dfrac{[\ce{A^-}]}{[\ce{HA}]}\right)$, Un buffer funciona mejor cuando $[\ce{A^-}] \approx [\ce{HA}]$, Capacidad amortiguadora $\beta = \dfrac{dC_b}{d\mathrm{pH}}$ depende de concentraciones totales, Buffers protegen cultivos de variaciones de pH por fertilizantes, Tabla de pH muestra ejemplos: agua $7.0$, sangre $7.4$