100cia Química - Temario Química 2º Bac

Según Brönsted‑Lowry hay sustancias que actúan como bases y otras como ácidos, y ésto depende de con quién actúen. Por ejemplo:

H₂O	+	H₂O	H₃O⁺	+	OH^-

ácido₁	+	base₂	ácido₂	+	base₁

esta autoionización del agua es pequeña pero medible. Si escribimos la ley de equilibrio:

considerando la [H₂O] como constante, resulta:

K_w = K . [H₂O]² = [H₃O⁺].[OH^-]

que es la constante de autoionización del agua, que a 25ºC toma el valor de:

K_w = [H₃O⁺].[OH^-] =10^-14

En una disolución, se pueden dar las siguientes situaciones:

	si [H₃O⁺] > [OH^-], es decir [H₃O⁺] > 10^-7		disolución ácida

	si [H₃O⁺] = [OH^-] = 10^-7		disolución neutra

	si [H₃O⁺] < [OH^-], es decir [H₃O⁺] < 10^-7		disolución básica

Sin embargo, para expresar la acidez o basicidad de una disolución, es más cómodo utilizar un parámetro llamado pH, que se define como:

pH = ‑ log [H₃O⁺]

entonces:

Para disoluciones ácidas pH < 7
Para disoluciones neutras pH = 7
Para disoluciones básicas pH > 7

En este esquema te mostramos el pH aproximado de algunas disoluciones de sustancias comunes:

También se puede definir el pOH como: pOH = ‑ log [OH^-]

y se debe cumplir la relación:

pH + pOH = 14

Cuando se trata de disoluciones acuosas de ácidos, la contribución de los iones H₃O⁺ del agua, en general, es despreciable siempre que la [H₃O⁺] debida al ácido sea mayor o igual a 1O^-6 M.

Es importante saber que existe una relación entre la constante de acidez de un ácido (K_a) y la constante de basicidad (K_b) de su base conjugada:

ecuación que demostraremos en el punto 7 cuando tratemos el problema de la hidrólisis de sales. De momento puedes limitarte a comprobar la veracidad de ésta ecuación con los datos de las constantes que te dimos en el punto 3 de este mismo tema.