Reacciones de Ácidos y Bases

Las reacciones ácido-base son fundamentales en química y están presentes en innumerables
procesos biológicos, industriales y de la vida cotidiana. Existen diferentes teorías
que explican el comportamiento de ácidos y bases.

Teorías Ácido-Base

1. Teoría de Arrhenius (1887)

Ácido: Sustancia que produce iones H⁺ en solución acuosa Base: Sustancia que produce iones OH⁻ en solución acuosa Ejemplos: \(HCl \rightarrow H^+ + Cl^-\) (ácido) \(NaOH \rightarrow Na^+ + OH^-\) (base)

2. Teoría de Brønsted-Lowry (1923)

Ácido: Donador de protones (H⁺) Base: Aceptor de protones (H⁺) Pares conjugados ácido-base: \(HCl\) + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + Cl^-\( ácido₁ + base₂ → ácido₂ + base₁\)

3. Teoría de Lewis (1923)

Ácido: Aceptor de pares de electrones Base: Donador de pares de electrones

Escala de pH

El pH (potencial de hidrógeno) es una medida de la acidez o basicidad de una solución.
Se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno.

\(pH = -\log[H^+]\)

\(pOH = -\log[OH^-]\)

\(pH + pOH = 14\) (a 25°C)

Escala de pH

Ejemplos de pH

Constantes de Ionización

Ácidos Débiles

Para un ácido débil HA:

\(HA + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + A^-\)

\(K_a = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]}\)

Bases Débiles

Para una base débil B:

\(B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-\)

\(K_b = \frac{[BH^+][OH^-]}{[B]}\)

Relación entre Ka y Kb

\(K_a \times K_b = K_w = 1 \times 10^{-14}\) (a 25°C)

Reacciones de Neutralización

Una reacción de neutralización ocurre cuando un ácido reacciona con una base
para formar agua y una sal.

\(\text{Ácido} + \text{Base} \rightarrow \text{Sal} + \text{Agua}\)

Ejemplo:

\(HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O\)### Tipos de Neutralización

Ácido fuerte + Base fuerte: pH = 7 en el punto de equivalencia Ácido débil + Base fuerte: pH > 7 en el punto de equivalencia Ácido fuerte + Base débil: pH < 7 en el punto de equivalencia Ácido débil + Base débil: pH depende de las constantes Ka y Kb

Valoraciones Ácido-Base

Una valoración es un procedimiento analítico para determinar la concentración
de una solución usando otra solución de concentración conocida.

Curvas de Valoración

Puntos Importantes

• Punto de equivalencia: Moles de ácido = moles de base
• Punto final: Cuando cambia el color del indicador
• Zona de viraje: Rango de pH donde cambia el indicador

Ejemplo de Valoración

Se necesitan 25 mL de NaOH 0.1 M para neutralizar 20 mL de HCl. ¿Cuál es la concentración del HCl?

Solución:

\(HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O\) (relación 1:1)
moles NaOH = 0.025 L × 0.1 mol/L = 0.0025 mol

moles HCl = 0.0025 mol (mismo número por estequiometría)

[HCl] = 0.0025 mol / 0.020 L = 0.125 M

Indicadores Ácido-Base

Los indicadores son sustancias que cambian de color según el pH del medio.
Son ácidos o bases débiles cuyas formas molecular e iónica tienen colores diferentes.

Soluciones Tampón (Buffer)

Las soluciones tampón resisten cambios significativos de pH cuando se les añaden
pequeñas cantidades de ácido o base.

Composición de un Tampón

• Un ácido débil y su base conjugada (ej: CH₃COOH/CH₃COO⁻)
• Una base débil y su ácido conjugado (ej: NH₃/NH₄⁺)

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

\(pH = pK_a + \log\frac{[A^-]}{[HA]}\)

Ejemplo de Tampón

Tampón acetato: CH₃COOH + CH₃COONa

Si se añade H⁺: \(CH_3COO^- + H^+ \rightarrow CH_3COOH\)

Si se añade OH⁻: \(CH_3COOH + OH^- \rightarrow CH_3COO^- + H_2O\)

Aplicaciones de las Reacciones Ácido-Base

Aplicaciones Biológicas

• Sangre: Sistema tampón bicarbonato (pH ≈ 7.4)
• Digestión: HCl en el estómago (pH ≈ 1.5)
• Enzimas: Funcionan en rangos específicos de pH

Aplicaciones Industriales

• Tratamiento de aguas: Control de pH
• Agricultura: Corrección del pH del suelo
• Industria alimentaria: Conservantes y reguladores
• Farmacéutica: Formulación de medicamentos

Problemas Resueltos

Problema 1: Cálculo de pH

Enunciado: Calcular el pH de una solución 0.05 M de HNO₃. Solución:

HNO₃ es un ácido fuerte, se disocia completamente:

[H⁺] = 0.05 M = 5×10⁻² M

pH = -log(5×10⁻²) = -log(5) - log(10⁻²) = -0.70 + 2 = 1.30

Problema 2: Tampón Acetato

Enunciado: Calcular el pH de un tampón que contiene 0.1 M CH₃COOH y 0.1 M CH₃COONa (Ka = 1.8×10⁻⁵). Solución:

Usando Henderson-Hasselbalch:

pKa = -log(1.8×10⁻⁵) = 4.74

pH = 4.74 + log(0.1/0.1) = 4.74 + log(1) = 4.74 + 0 = 4.74