REACTIVOS INDICADORES

Una de las características que presentan las sustancias ácidas y alcalinas es que cambian el color de algunos pigmentos vegetales. El tornasol, sustancia que se extrae de ciertas variedades de líquenes, adquiere color rojo en presencia de los ácidos y color azul en contacto con las bases.

Se han encontrado varias sustancias tanto naturales como sintéticas que tienen la particularidad de cambiar de color según el medio sea más ácido o más básico; se denominan reactivos o indicadores ácido-base.

Indicador	Color en medio ácido	Color en medio básico
Azul de bromotimol	Amarillo	azul
Fenolftaleína	incoloro	fucsia
Rojo de metilo	Rojo	azul
Amarillo de alizarina	amarillo	rojo
Rojo congo	Añil	Rojo naranja
Tornasol	Rojo	azul
Violeta de metilo	Amarillo	añil

Existen diversos indicadores que se emplean según los objetivos de los trabajos experimentales.

Si bien con los reactivos indicadores se puede tener una idea de la acidez o basicidad de una muestra, muchas veces es necesario determinar cuán ácido o básica es; con este objetivo fue creada la escala de pH.

La escala de pH se aplica a soluciones acuosas cuya concentración de ácido o base es menor o igual a 1mol/L.

CONCEPTO Y DETERMINACIÓN DE pH

En 1909 el químico danés Sörensen propuso el concepto de pH cuyo valor numérico permite fácilmente comparar y clasificar soluciones de acuerdo a su basicidad o acidez.

p representa un operador matemático: el opuesto del logaritmo en base 10.

pa = -log a

Este operador aplicado al valor de la concentración molar del ión hidrógeno se denomina pH

pH = -log [H+]

·        Los valores de la escala pH están comprendidos entre 0 y 14.

·        Los valores de pH menores a 7 corresponden a soluciones ácidas; cuanto más cerca de 0, mayor es la acidez.

·        El valor de pH igual a 7 es neutro.(El agua químicamente pura tiene pH=7)

·        Los valores de pH mayores a 7 corresponden a soluciones básicas  alcalinas, siendo más alcalinas cuanto mayor es el valor.

La concentración molar de una especie química se simboliza escribiendo la fórmula de la misma entre paréntesis rectos. Por ejemplo:

[H⁺]= 1,20 x10^-4 mol/L

[OH^-]= 4,3 x10^-1 mol/L

Los conceptos de ácido y base propuestos por Arrhenius involucran a soluciones acuosas. Por lo tanto, es necesario analizar el agua considerando esta teoría.

Equilibrio iónico del agua

El agua químicamente pura es mala conductora de la corriente eléctrica, pero usando instrumentos de gran sensibilidad, es posible detectar muy baja conductividad eléctrica.

Para explicar la observación anterior es razonable suponer que en el agua existen iones en pequeñísima concentración. Es decir que solo una cantidad mínima de moléculas de agua se ioniza.

La conductividad eléctrica de una sustancia ( o en general de un material) se aplica si se considera la presencia de cargas en movimiento.

La ecuación química con una doble flecha simboliza la ionización parcial:

        H₂O (l)  ↔  H⁺ (ac)  + OH^- (ac)

Esta expresión indica que en una muestra de la sustancia agua están presentes moléculas de

H₂O cationes H⁺ y aniones OH^- .

En procesos reversibles como este, que transcurren en sistemas cerrados, se alcanza un estado de equilibrio en el cual las propiedades macroscópicas permanecen constantes mientras no se cambien las condiciones en las que se encuentra el sistema.

En estos casos es posible plantear una constante de equilibrio que se simboliza con  la letrad K cuyo valor depende de la temperatura. Para el agua se escribe K_w.

La constante de equilibrio del agua es igual al producto de las concentraciones molares de los iones presentes:

       K_w= [H⁺] _x [OH^-] = 1,0 x10^-14 a 25 ºC

Para calcular la [H⁺] se debe tener en cuenta que en el equilibrio iónico del agua por cada catión H⁺  que se forma también se produce un anión OH^-. En consecuencia, como ambas concentraciones son iguales pero desconocidas, designaremos con la letra x a estas incógnitas.

[H⁺] =[OH^-]= x

Si se sustituye en la ecuación de k_w, se obtiene:              k_w=[H⁺] _x [OH^-]= x. x =  x²               

  

Considerando la igualdad      [H⁺]= [OH^-]= x                 [H⁺]= [OH^-]= 1,0 x 10 ^-7 mol/L

                                                    

Es posible ahora calcular el pH del agua:

pH= -log[H⁺]                  pH= -log (1,0 x 10^-7)                    pH=7

Así como se define pH también es posible definir y calcular pOH, aplicando el opuesto del logaritmo en base 10 a la concentración de OH^-.

El valor del pOH en el agua es :

pOH= -log[OH^-]                   pOH = - log (1,0 x 10^-7)                pOH = 7

Aplicando el mismo operador matemático a la expresión de K_w y usando una propiedad de los logaritmos:

pK_w= -log ([H⁺]. [OH^-])

-log K_w= (-log[H⁺]) + (-log [OH^-])

-log K_w = -log [H⁺]-log[OH^-]

pKw= pH + pOH

Sustituyendo por los valores correspondientes:

-log (1,0 x 10^-14) = -log (1,0 x 10^-7) - log (1,0 x 10^-7)        14 = 7+7

En el agua pH=pOH=7      pOH+pH=14

SOLUCIONES ÁCIDAS

Según la teoría de Arrhenius, si se agrega un ácido al agua, se está aportando cationes H⁺, o sea que aumenta la concentración de H⁺.

Las concentraciones iónicas en la solución ácida son entonces:

 [H⁺]  > [OH^-]

El producto de ambas concentraciones es constante y este valor depende de la temperatura.

 K_w = 1,0 x10^-14 a 25 ºC

por lo tanto, al aumentar la  [H⁺] disminuye la [OH^-] de manera tal que el producto de ambas concentraciones es 1,0 x10^-14 .

En las soluciones ácidas se cumple también la siguiente igualdad

    pH + pOH = 14

porque su cálculo se deduce de la expresión de la constante de equilibrio de ionización del agua          ( K_w).

SOLUCIONES BÁSICAS

De manera similar se puede razonar para soluciones básicas. Si se parte de un sistema formado por agua, al cual se agrega una base, según la Teoría de Arrhenius se aportan aniones OH-, aumentando la [OH-] y disminuyendo la [H+].

En las soluciones básicas:

                                            [H⁺] _< [OH^-]

Si no se modifica la temperatura, la constante  K_w  tiene el mismo valor y por lo tanto, se cumple que:

 K_w,25°C= 1,0 x10^-14   y además pH + pOH = 14

RESUMIENDO

En el agua                            [H⁺]₌ [OH^-]                [H⁺] = 1,0 x10^-7 mol/L

En soluciones ácidas           [H⁺] _> [OH^-]               [H⁺] > 1,0 x10^-7 mol/L

En soluciones básicas              [H⁺] _< [OH^-]                   [H⁺] < 1,0 x10^-7  mol/L

En el agua                                        [H⁺] = 1,0 x10^-7  mol/L           pH=7

En soluciones ácidas                         [H⁺]  >1,0 x10^-7 mol/L          pH<7

En soluciones básicas                        [H⁺]  <1,0 x10^--7  mol/L       pH>7

   

MEDIDAS DE pH

En muchas oportunidades es necesario determinar experimentalmente el valor de pH de diversas soluciones, no solo en el ámbito del laboratorio de Química. Su conocimiento es fundamental a nivel biológico, farmacéutico e industrial, entre otros.

Para su determinación se usa tanto un método colorimétrico con papel indicador universal, como uno electrométrico empleando instrumentos denominados peachímetros o pH-metros.

ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES

Las soluciones de ácidos diferentes de igual concentración no siempre tienen el mismo valor de pH.

Los ácidos son electrolitos y como tales pueden ser fuertes o débiles según se encuentren respectivamente total o parcialmente ionizados.

Se denominan ácidos fuertes a aquellos que están totalmente ionizados; se puede considerar sin mayor error que en la solución no existen moléculas de ácido porque todas se han disociado formando los iones correspondientes.

Si se simboliza la fórmula de un ácido en forma general como HA, la ecuación que representa la ionización total es :

     HA  (ac)  →   H ⁺ (ac)  +  A^- (ac)

En los casos de aćidos monopróticos ( un solo H), por cada molécula que se ioniza se forma un catión  H ⁺ y un anión A^-. Por lo tanto se puede afirmar que la concentración del catión hidrógeno final es igual a la concentración inicial del ácido.

   [H⁺] _final =  [HA]_inicial

Para ácidos polipróticos la discusión es más amplia y compleja.

Se llama ácidos débiles a aquellos que en solución acuosa se encuentran ionizados pacialmente. En consecuencia, en estas soluciones existen moléculas de ácido sin disociar junto con los cationes y aniones resultantes de la ionización.

En general a temperatura ambiente el porcentaje de ionización es muy pequeño, lo que significa que en forma comparativa hay una elevada concentración de moléculas de ácido y una bajísima concentración de iones.

La ecuación que representa la disociación parcial de un ácido débil es:

HA (ac) ↔ H+ (ac) + A- (ac)

CÁLCULO DE pH

El ejemplo considerado para cálculo de pH corresponde a una solución de ácido fuerte. Una solución acuosa de ácido nítrico (HNO3) tiene una concentración de 3,6 x 10-5 mol/L.

¿Cuál es la [H+] y cuál es el valor del pH?

Por ser un ácido fuerte el HNO3 se encuentra ionizado totalmente:

HNO3 (ac) H+ (ac) + NO3- (ac)

Por lo tanto [HNO3]inicial= [H+]final

Entonces, en esta solución:

[HNO3]inicial = [H+]final = 3,6 x10-5 mol/L

El valor de pH es:

pH = -log [H+]                   pH = -log (3,6 x10-5 )                           pH = 4,4

El valor de pH calculado (menor que 7) es coherente al rango de pH de las soluciones ácidas.