14.1: Preludio a la ionización del agua

Ya hemos señalado la importancia de las reacciones en soluciones acuosas en el laboratorio químico, en el medio natural, y en el cuerpo humano. Muchas reacciones en soluciones acuosas involucran ácidos o bases débiles o sustancias ligeramente solubles, y en tales casos se logran uno o más equilibrios en solución.

Además, el estado de equilibrio generalmente se alcanza casi instantáneamente, por lo que podemos usar la ley de equilibrio para calcular las concentraciones y cantidades de sustancia de diferentes especies en solución. Dicha información nos permite comprender, predecir y controlar lo que sucederá en solución, y tiene numerosas aplicaciones prácticas. Las constantes de equilibrio pueden ser utilizadas para obtener información sobre las reacciones en solución, y en muchos casos los resultados de los cálculos de equilibrio se aplicarán a problemas prácticos.

Las reacciones ácido-base en soluciones acuosas están íntimamente relacionadas con la capacidad del agua para actuar como un ácido débil y una base débil, produciendo H ₃ O ⁺ y OH ^— por transferencia de protones. En cualquier solución acuosa a 25°C, la constante de equilibrio del agua (k _w) es la siguiente:

\[\text{K}_w={[\text{ H}_{3}\text{O}^{+}][\text{OH}^{-}]}=\frac{1.00 \times{10}^{-14}}{\text{1 mol L}^{-\text{1}}} \nonumber \]

\[[\text{H}_{3}\text{O}^{+}][\text{OH}^{-}]={K_{w}}=\text{1.00}\times\text{10}^{-14} \text{ mol}^{2} \text{ L}^{-2} \nonumber \]

^{y las concentraciones de H ₃ O + y OH, pueden variar de aproximadamente 10 0 a 10 —14 mol/L, lo que hace que sea conveniente definir el pH y el pOH como:}

\[\begin{align}\text{pH}=-\text{log}\frac{[\text{ H}_{3}\text{O}^{+}]}{\text{1 mol L}^{1}}\text{ } \\\\\text{pOH}=-\text{log}\frac{[\text{ OH}^{-}]}{\text{1 mol L}^{-1}} \\\end{align} \nonumber \]

Dado que las moléculas de un ácido fuerte transfieren sus protones a moléculas de agua completamente, [H ₃ O ⁺] (y por lo tanto el pH) se puede obtener directamente de la concentración estequiométrica de la solución. De manera similar, se pueden obtener [OH ^—] y PoH a partir de la concentración estequiométrica de una base fuerte. En el caso de ácidos débiles y bases débiles, las reacciones de transferencia de protones proceden de manera limitada y se establece un equilibrio dinámico. En tales casos se requiere _una constante ácida K a (constante de equilibrio para ácidos) o una constante base K _b así como la concentración estequiométrica de ácido débil o base para calcular [H ₃ O ⁺], [OH ^—], pH o pOH. K _a y K _b para un par ácido base conjugado están relacionados, y su producto es siempre K _w.

A menudo es necesario o deseable restringir el pH de una solución acuosa a un rango estrecho. Esto se puede lograr por medio de una solución tampón, una que contiene un par de bases débil-ácido-débil conjugado. Si se agrega una pequeña cantidad de base fuerte a un tampón, los iones OH ^— son consumidos por el ácido débil conjugado, por lo que tienen poca influencia en el pH. De manera similar, una pequeña cantidad de ácido fuerte puede ser consumida por la base débil conjugada en un tampón. _{A una buena aproximación el [H 3 O ⁺] en una solución tampón depende únicamente de K a para el ácido débil y las concentraciones estequiométricas del ácido débil y la base débil.}

Los indicadores para ácido-base son pares de ácido-base conjugados, cada miembro de los cuales es de un color diferente. Un indicador cambia del color del ácido conjugado al color de la base conjugada a medida que el pH aumenta de aproximadamente p K _In — 1 a p K _In + 1. Para valoraciones que involucran solo ácidos fuertes y bases fuertes, varios indicadores suelen ser capaces de señalar el punto final porque hay un gran salto dentro de ± 0.05 L del volumen estequiométrico exacto del titulante. En el caso de titulaciones que involucran un ácido débil o una base débil, se involucra una solución tampón y el salto en el pH es menor. En consecuencia, se requiere un mayor cuidado en la selección de un indicador apropiado.

Se establece un equilibrio dinámico cuando un compuesto sólido está en contacto con una solución saturada. En el caso de un sólido iónico, la constante de equilibrio para dicho proceso se denomina producto de solubilidad. K _sp se puede determinar mediante la medición de la solubilidad de un compuesto, y es útil para predecir si el compuesto precipitará cuando se mezclen soluciones iónicas. El efecto de iones comunes, en el que un aumento en la concentración de un ion disminuye la concentración del otro ión de un compuesto insoluble, puede interpretarse cuantitativamente utilizando productos de solubilidad. También es cierto que la eliminación de un ion de un compuesto insoluble de la solución aumentará la concentración del otro ión, y de ahí la solubilidad. Es por esta razón que las sales de ácidos débiles a menudo se disuelven en soluciones ácidas, la protonación del anión reduce eficazmente su concentración hasta el punto en que no se excede el producto de solubilidad.