pH p potencial e hidrógeno H

La definición ácido-base generalmente aceptada permanece ligada al papel privilegiado del solvente protonado H₂O y el del protón hidratado. Por tanto, introdujimos una magnitud que puede medirse experimentalmente y vincularse a la especificidad de las reacciones estudiadas, el pH, que es el cologaritmo decimal de la concentración de iones hidronio (H₃O⁺) expresado en moles de iones por litro de solución:

pH = – log [H₃O⁺].

En agua, el pH varía de 0 (equivalente a [H₃O⁺] = 1) a 14 (equivalente a [HO⁻] = 1)y, para un ácido, el equilibrio de acidez conduce a:


o [acide] y [base] son las concentraciones de las formas ácida y básica conjugadas, también expresadas en mol. los⁻¹.

sí [base] > [acide], luego pH> pK_PARA ;

si por el contrario [acide] > [base], entonces pH PARA.

El valor de pH igual a pK_PARA establece un límite claro en el predominio de formas de la pareja conjugada ácido-base. Por tanto, es posible precisar que se considera que el equilibrio está totalmente desplazado hacia una forma (ácida o básica) cuando esta forma se encuentra en una concentración cien veces mayor que la de la forma conjugada; mientras que el valor
de la relación es entre 10⁻² y 10², el pH está entre pK_PARA – 2 y pK_PARA + 2. Para cualquier valor de pH inferior a pK_PARA – 2, el ácido es dominante; para cualquier valor de pH superior a pK_PARA + 2, predomina la forma básica.

Gracias a las computadoras, calcular el pH de una solución es fácil. Basta plantear las ecuaciones de conservación de los elementos (la masa de todo el sistema no varía durante una reacción química), la neutralidad eléctrica del medio, las constantes de los equilibrios K_PARA, K_miy programar.

Indicadores de basicidad ácido coloreados

Se puede seguir de diversas formas la evolución del pH cuando se vierte una base en una solución ácida (o viceversa): ya sea a simple vista, gracias al Indicadores coloreados de basicidad ácida., o, con más detalle, midiendo el pH con un medidor de pH, o por el medición de la movilidad de los iones con un conductímetro.

Los indicadores coloreados revelan la función química que queremos caracterizar, porque tienen la función ácido-base, con la particularidad de que una u otra, o las dos especies en las que se transforman, toman colores diferentes.

El cambio de color ocurre para el rango de pH que enmarca el valor de pK_PARA del indicador de colores. Cuanto más estrecho sea este rango, mejor será el indicador. Para cada valor de pH que desee ver, debe elegir un indicador de color cuyo pK_PARA tiene por valor el de este pH.

Estos tintes se encuentran a veces en la naturaleza y atestiguan la presencia de reacciones ácido-basicidad: campanillas azules que se vuelven pálidas bajo las patas de las hormigas (ácido fórmico o metanoico), hortensias azules o rosas según la acidez del suelo. Ciertas sustancias naturales, mezclas de varios pares ácido-base coloreados, resultan ser verdaderos indicadores universales por la sucesión coloreada de las pruebas ácido-base a las que dan lugar: tal es el caso de jugo de col roja (rojo en aderezo ácido; azul en agua de enjuague neutra; amarillo verdoso en agua de limpieza, básico al agregar detergente).

Solución tampón

Una solución tampón es una solución cuyo pH varía de forma insignificante si se acidifica o si se basifica o si se diluye. El caso surge cuando a un ácido débil (o una base débil) se le agrega una cantidad de base (o ácido, en el otro caso) equivalente a la mitad de la cantidad necesaria para transformarlos en su forma conjugada. Para el par conjugado ácido-base,


y desde [base] y [acide] que permanecen en solución están a concentraciones iguales, se deduce que pH = pK_PARA.

Para realizar una reacción a un pH determinado se utiliza una solución tampón correspondiente a este pH, es decir un ácido débil (o una base débil) cuyo pK_PARA es igual al valor de pH deseado; para obtener este tampón se produce una mezcla equimolar del ácido (o de la base) y de su combinación con una base fuerte (o un ácido fuerte).

Un área donde la realización de reacciones químicas a un pH determinado es de gran importancia es la de la biología. En biología celular, las enzimas solo pueden existir en un área donde el pH muestra poca variación: 6,8 para la amilasa de saliva, 1,6 a 1,8 para la peptasa del estómago, 9 para la del páncreas. El pH de la sangre debe estar cerca de 7,45; fuera de los límites 7 y 7,9, es la muerte.

Gracias a las soluciones tampón, en particular a través del papel de ciertos compuestos químicos, y su poder para regular el pH, el cuerpo humano mantiene estos pH constantes. Por tanto, son los fosfatos los que tamponan el suero sanguíneo.

Influencia del pH en la solubilidad de compuestos poco solubles

Hay componentes que no pueden permanecer en solución en forma de iones más allá de una determinada concentración. Definimos para estos constituyentes un producto de solubilidad K_s.

Para carbonatos de cationes metálicos divalentes M²⁺, por ejemplo, K_s = [CO₃²⁻] [M²⁺].

Siempre que K_s no se alcanza, la solución es clara; cuando K_s se alcanza o se supera, aparece y se desarrolla un precipitado.

Por el contrario, de un carbonato sólido, si la concentración de iones CO se reduce químicamente₃²⁻, se disuelve el carbonato inicialmente sólido; esta ruta química puede ser la acidez. De este modo, CO₂ es un gas ácido ; el ion hidrogenocarbonato (HCO₃^–) es soluble, carbonato de calcio (CaCO₃) es pequeño.

Ampholyte HCO₃^– puede aparecer en solución por la reacción:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O → 2 HCO₃^– + Eso²⁺.

El deterioro de ciertos monumentos resulta de la disolución de la piedra caliza en hidrogenocarbonato como consecuencia del aumento de la acidez: el dióxido de carbono resultante de la respiración humana es responsable de la degradación de la cueva de Lascaux; El dióxido de azufre, un vertido industrial, dañó gravemente las estatuas de la Acrópolis. Debían tomarse medidas para salvaguardar estos sitios históricos; van desde reducir el número de visitantes hasta cerrarlos al público.

Evolución del concepto de acidez

Manteniendo el lugar privilegiado del protón, habiendo perdido un átomo de hidrógeno su único electrón, podemos trasponer todo lo dicho sobre el agua a disolventes próticos:

K_mi = [H₃O⁺] [HO⁻] se convierte en K_I = [NH₄⁺] [NH₂⁻] para amoniaco y K_I = [ROH₂⁺] [RO⁻] para un alcohol ROH.

Al cambiar de agua a otro solvente prótico, podemos diferenciar bases más fuertes que HO^– si este disolvente es en sí mismo una base en agua (NH₃, por ejemplo) y ácidos más fuertes que H₃O⁺ si este disolvente es ácido (ácido etanoico, por ejemplo).

En todos estos casos, el ácido cede el protón a la base, según la definición de Brønsted. Pero si la base acepta el protón que no tiene electrones, entonces es de hecho un donante de electrones al protón, que los acepta. La acidez ligada al protón puede ser reemplazada por aquella en la que está involucrado un par electrónico, cedido por la base, ya que el papel de aceptor ya no se reserva solo para el protón. Llegamos así a la definición del químico Gilbert Newton Lewis según la cual la base es un donante de un par de electrones y el ácido un aceptor de un par de electrones.

MEDICAMENTO

PH de la sangre normalmente oscila entre 7,35 y 7,42. Aumenta durante la alcalosis (alteración del equilibrio ácido-base del cuerpo debido a una pérdida severa de jugo gástrico – durante vómitos severos, por ejemplo – o una ingesta excesiva de álcalis – bicarbonato de sodio, por ejemplo) y disminuye durante la acidosis ( alteración del equilibrio ácido-base debido a insuficiencia renal, diabetes mellitus, parálisis respiratoria, etc.).

PH urinario varía de 5,2 a 6,4 dependiendo de la dieta, la digestión y el trabajo muscular. Disminuye la gota, la diabetes con cetoacidosis y las enfermedades febriles. Aumenta durante la hiperclorhidria gástrica, determinadas infecciones del tracto urinario (cistitis, pielonefritis) y alcalosis metabólica.

BOTÁNICO

El pH del suelo condiciona en parte la distribución de las plantas. Las denominadas especies indiferentes son capaces de soportar amplias variaciones de pH. Las especies acidófilas aceptan suelos muy ácidos (4-5) [oseille, myrtille, Deschampsia flexuosa, azalée, rhododendron]. En suelos moderadamente ácidos (5-6), encontramos el gran helecho águila, germander, bígaro pequeño, castaño, alforfón, centeno. Entre las especies neutrofílicas (pH cercano a 7), citemos anémona, azaret, perifollo, parisette, ajo silvestre, benoit, belladona. Las plantas basifílicas (o basófilas) crecen en ambientes con un pH superior a 7 (clemátide, boj, escabiosa, tallo de burro).