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INTRODUCCIÓN
 De
manera genérica, a
determinadas sustancias se les ha catalogado dentro de dos
patrones: los ácidos y las bases. Las primeras definiciones que sugieren
éstos términos, fueron enunciadas por
Arrhenius, quien enuncia lo
siguiente:
Los ácidos son compuestos que aumentan
la concentración de iones
hidrógeno cuando se disuelven en agua. Tienen
sabor agrio.
Es decir cuando un ácido se disuelve
en agua se forman iones hidrógeno, por ejemplo,
HCl
(ac)
→
H +1 (ac) +
Cl –1
(ac)
Las
bases son compuestos que aumentan la concentración de
iones hidroxilo cuando
se disuelven en agua. Las soluciones de las bases se sienten resbalosas.
NaOH
(ac) →
Na +1 (ac) +
OH –1
(ac)
Propiedades
químicas de los ácidos y las bases:
Los
ácidos reaccionan con las bases formando agua y una sal. A ésta reacción se
llama neutralización. Cuando ambos se mezclan en las proporciones que indica
la ecuación para la reacción, desaparecen tanto el sabor ácido como la
sensación resbalosa de la base y la solución que se forma tiene sabor
salado. La fuerza que impulsa la neutralización es la formación del
electrolito débil, agua.
Sin embargo,
éstas definiciones no alcanzan a establecer el comportamiento de sustancias
que
no tienen hidrógeno en su composición y se comportan
como ácidos, y analógicamente el comportamiento de aquellas que no tienen
iones hidróxido y sufren transformaciones como
bases.
Ante ésta interrogante, surge una
nueva postura, la definición de Bronsted-Lowry, que implica lo siguiente:
“Un ácido es cualquier especie que
pueda donar un protón (H+1, un átomo de hidrógeno sin su
electrón), y una base es cualquier especie que pueda aceptar un protón. Una
reacción ácido-básica consiste en la transferencia del protón de un ácido a
una base (Umland, 2000, p.574).”
Así
mediante ésta última postura,
si
se
lleva a cabo
una neutralización
entre el ácido clorhídrico (
HCl) y
el carbonato de sodio (Na2CO3), el primero se ajusta sin problemas a la definición
de Arrhenius, y
el Na2CO3 se relaciona
con las bases de acuerdo a
Bronsted-Lowry.
Por otra
parte, la neutralización debe entenderse como la reacción ácido-básica
consistente en la transferencia del protón de un ácido a una base, donde
ambas sustancias pierdan sus características propias y formulen una sal y
agua.
Así mismo es
necesario entonces, tener muy claro cuándo y
dónde termina una reacción de
neutralización, dicho de otro modo,
cuándo
se han dejado de transferir los protones del ácido a la base,
y
para ello se utiliza una titulación.
La
titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia
presente en solución. Una solución de concentración conocida, llamada
solución valorada, se agrega con una bureta a la solución que se analiza. En
el caso ideal, la adición se detiene cuando se ha agregado la cantidad de
reactivo determinada por la ecuación de la reacción. A este punto se le
llama punto de equivalencia (Umland, 2000, p.139).
Para
determinar éste punto,
podemos
utilizar
la curva de titulación
potenciométrica de la
reacción ácido-básica cuya gráfica
resulta del pH
del sistema
contra el volumen de ácido o de base agregados en la titulación (Umland,
2000, p.602).
Haciendo un
paréntesis, es necesario recordar el comportamiento de la escala de pH, la
cual en sus valores de 1 a 5.9999 se representa al pH ácido, al punto medio
7, se le asigna un pH neutro y a los valores superiores a 7 y hasta 14 se
les denominan pH básicos. Es decir, las soluciones que tienen la misma
concentración de iones hidrógeno que de iones hidróxido, se llaman
soluciones neutras. Las soluciones con concentración más alta de iones
hidrónio (concentraciones de iones hidroxilo) que el agua pura, se llaman
soluciones ácidas. Las soluciones con concentraciones más baja de iones
hidrónio (concentraciones más alta de iones hidroxilo) que el agua pura, se
llaman soluciones básicas (Umland, 2000, p.578).
Entonces
podría entenderse como final de la titulación al momento en que el pH
llegase a 7, sin embargo, esto está en función de la “fuerza” del
ácido
o
la
base que se están
titulando.
Así
cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base fuerte.
El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones han sido
neutralizados.
Por otra
parte, cuando la reacción ocurre entre una base fuerte y un ácido
débil,
el
anión del ácido
sufre una hidrólisis,
por lo que el pH
al que ocurre la neutralización
es
mayor que 7. Y en
la situación contraria,
esto es si ocurre una reacción
entre
un
ácido fuerte y una base débil,
el catión de la
base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidrónio, por lo que el pH es
menor que 7.
Para
llevar a cabo
una titulación entre un ácido y
una base, es indispensable comprender que las
normalidades de los reactivos y el volumen de éstos son proporcionales entre
un ácido y una base. Háblese así de la fórmula:
NA
VA = NB VB
Así por ejemplo si
se utilizara una base 0.01N, en un volumen de 50
mL,
ésta
será neutralizada con 20.5mL de ácido,
con una normalidad del ácido
de
0.2 N .
Las concentraciones de iones hidrónio en soluciones acuosas se expresan
mediante una escala logarítmica llamada escala de pH. El pH de una
solución se define como el negativo del logaritmo de base 10 de la
concentración molar del ión hidrógeno:
pH=-log [H+1]
 Bibliografía
básica:
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P.
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Umland J. B. y
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 Web Bibliografía
básica:
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