Escala de pH, soluciones buffer y titulación
Una pupusa con curtido, un jugo de limón, el cloro de la pila: ¿por qué unas cosas «pican» en la lengua y otras resbalan en los dedos? Y, más raro todavía: tu sangre recibe ácidos todo el día (cada vez que corrés o respirás) y su acidez casi no cambia. En esta página vas a aprender a medir la acidez con un número, a ver cómo la sangre logra mantenerse estable y a usar una reacción para descubrir una concentración que no conocés.
La escala de pH
El agua pura tiene una pequeñísima cantidad de iones: en 1 L hay apenas $1 \times 10^{-7}$ mol de $H^+$ y la misma cantidad de $OH^-$. Esos números con exponentes negativos son incómodos, así que se usa una escala más cómoda: el pH.
¿Por qué el signo menos y el logaritmo? El logaritmo convierte el exponente en un número simple: si $[H^+] = 10^{-4}\ M$, el logaritmo es $-4$ y, con el signo menos, el pH es $4$. Cuanto más $H^+$ hay, menor es el pH.
A 25 °C la escala va de 0 a 14 y se clasifica así:
| pH | Clasificación | Relación |
|---|---|---|
| menor que 7 | ácida | $[H^+] > [OH^-]$ |
| igual a 7 | neutra | $[H^+] = [OH^-]$ |
| mayor que 7 | básica | $[H^+] < [OH^-]$ |
Mirá el recuadro: cada unidad de pH es un factor de 10 en la concentración. Un jugo con pH 2 tiene 10 veces más $H^+$ que uno con pH 3.
La escala de pH va de 0 a 14 a 25 °C. Clasificá cada solución como ácida, neutra o básica según su pH: jugo de limón (pH = 2), agua pura (pH = 7), leche de magnesia (pH…
La escala de pH va de 0 a 14 a 25 °C. Clasificá cada solución como ácida, neutra o básica según su pH: jugo de limón (pH = 2), agua pura (pH = 7), leche de magnesia (pH = 10) y café negro (pH = 5). Explicá en una frase qué significa que el pH sea menor, igual o mayor que 7.
El pH se calcula con la expresión $pH = -\log[H^+]$. Calculá el pH de una solución cuya concentración de iones hidrógeno es $[H^+] = 1 \times 10^{-4}\ M$ y decí si la…
El pH se calcula con la expresión $pH = -\log[H^+]$. Calculá el pH de una solución cuya concentración de iones hidrógeno es $[H^+] = 1 \times 10^{-4}\ M$ y decí si la solución es ácida, neutra o básica.
pOH y la relación pH + pOH = 14
Las bases se caracterizan por tener muchos $OH^-$. Para medirlo se define el pOH igual que el pH:
$$pOH = -\log[OH^-]$$En el agua, $H^+$ y $OH^-$ están ligados por la constante del agua: $K_w = [H^+]\cdot[OH^-] = 1.0 \times 10^{-14}$ a 25 °C. Si sacás el logaritmo negativo a ambos lados queda:
La razón es sencilla: si sube uno de los iones, el otro tiene que bajar para que el producto siga valiendo $10^{-14}$. Por eso, con un solo dato podés conseguir los tres: $[OH^-]$, pOH y pH.
Un estudiante de 9.° grado mide una muestra de agua de un río y encuentra que su concentración de iones hidroxilo es $[OH^-] = 1 \times 10^{-5}\ M$. Sabiendo que a 25 °C…
Un estudiante de 9.° grado mide una muestra de agua de un río y encuentra que su concentración de iones hidroxilo es $[OH^-] = 1 \times 10^{-5}\ M$. Sabiendo que a 25 °C se cumple $pH + pOH = 14$:
- a) Calculá el pOH de la muestra.
- b) Calculá el pH.
- c) Clasificá el agua como ácida, neutra o básica.
Soluciones buffer
Si agregás unas gotas de ácido a un vaso de agua pura, el pH cae enseguida. Pero tu sangre no se comporta así: su pH se mantiene entre 7.35 y 7.45. Una variación pequeña fuera de ese margen sería peligrosa. ¿Cómo lo logra?
Lo logra con un buffer (solución amortiguadora o reguladora).
La idea es tener «dos defensores» en el mismo vaso:
-
La base conjugada captura los $H^+$ que llegan si se agrega un ácido.
-
El ácido débil cede $H^+$ a los $OH^-$ que llegan si se agrega una base.
El buffer de la sangre se forma con ácido carbónico ($H_2CO_3$, ácido débil) y bicarbonato ($HCO_3^-$, su base conjugada). Si llega un ácido:
$$HCO_3^- + H^+ \rightarrow H_2CO_3$$Los $H^+$ quedan «atrapados» en el ácido débil, que casi no se disocia, así que el pH apenas se mueve. Otros ejemplos: el buffer acético (ácido acético + acetato de sodio) en laboratorios, y los sistemas de la saliva y del suelo; muchos productos como el jugo envasado y los medicamentos lo usan para mantener estable su acidez.
La sangre humana mantiene su pH casi constante, entre 7.35 y 7.45, gracias a un sistema buffer formado por ácido carbónico ($H_2CO_3$) y bicarbonato ($HCO_3^-$). a)…
La sangre humana mantiene su pH casi constante, entre 7.35 y 7.45, gracias a un sistema buffer formado por ácido carbónico ($H_2CO_3$) y bicarbonato ($HCO_3^-$).
- a) Explicá qué es una solución buffer y de qué componentes se compone en general.
- b) Si entra un poco de ácido a la sangre, ¿qué componente del buffer reacciona con él? Explicá por qué el pH casi no cambia.
Dos vasos contienen 1 L de líquido cada uno. El vaso 1 tiene agua pura y el vaso 2 tiene una solución buffer de ácido acético y acetato de sodio, ambos con pH inicial de…
Dos vasos contienen 1 L de líquido cada uno. El vaso 1 tiene agua pura y el vaso 2 tiene una solución buffer de ácido acético y acetato de sodio, ambos con pH inicial de 5. A cada vaso se le agrega una pequeña cantidad de $HCl$ diluido.
- a) Predecí qué ocurrirá con el pH en cada vaso y explicá la diferencia.
- b) Escribí la reacción que ocurre en el vaso 2 entre el componente del buffer y el ácido agregado.
- c) Argumentá por qué un buffer no puede resistir cambios de pH indefinidamente si se sigue agregando ácido.
Titulación ácido-base
¿Cómo sabés cuánto ácido hay en una muestra de agua o en un vinagre? Una forma es titularla: se agrega poco a poco una solución de base de concentración conocida (el titulante) hasta neutralizar todo el ácido.
Por ejemplo, la fenolftaleína es incolora en ácido y se vuelve rosada en base. Cuando aparece la primera tonalidad rosada que no desaparece, se alcanzó el punto final.
En una neutralización, el cálculo se basa en los moles. Con la concentración molar $M$ (mol/L) y el volumen en litros:
$$n = M \cdot V$$La ecuación química dice en qué proporción reaccionan. Si la proporción es 1 : 1, en el punto de equivalencia:
$$n_{ácido} = n_{base} \quad\Rightarrow\quad M_a \cdot V_a = M_b \cdot V_b$$Cuando la proporción no es 1 : 1, primero se usa la ecuación para pasar de moles de base a moles de ácido. Con $H_2SO_4 + 2\,NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2\,H_2O$, cada mol de ácido necesita 2 mol de base, así que:
$$n_{H_2SO_4} = \frac{n_{NaOH}}{2}$$Otro error común es dejar el volumen en mililitros. Para obtener moles con $M$ en mol/L, el volumen va en litros.
En una titulación se agrega poco a poco una solución de base de concentración conocida sobre una solución ácida, usando un indicador como la fenolftaleína. Explicá con…
En una titulación se agrega poco a poco una solución de base de concentración conocida sobre una solución ácida, usando un indicador como la fenolftaleína. Explicá con tus palabras qué es el punto de equivalencia y qué observás en el indicador cuando se alcanza el punto final de la titulación.
En una titulación, 25.0 mL de una solución de $HCl$ de concentración desconocida se neutralizan con 20.0 mL de solución de $NaOH$ $0.10\ M$. La reacción es…
En una titulación, 25.0 mL de una solución de $HCl$ de concentración desconocida se neutralizan con 20.0 mL de solución de $NaOH$ $0.10\ M$. La reacción es $HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O$.
- a) Calculá los moles de $NaOH$ usados.
- b) Calculá la concentración del $HCl$ en el punto de equivalencia.
Un técnico de un laboratorio de análisis de aguas titula 20.0 mL de una solución de ácido sulfúrico ($H_2SO_4$) con $NaOH$ $0.20\ M$. El indicador cambia de color al…
Un técnico de un laboratorio de análisis de aguas titula 20.0 mL de una solución de ácido sulfúrico ($H_2SO_4$) con $NaOH$ $0.20\ M$. El indicador cambia de color al agregar 30.0 mL de $NaOH$. La reacción es:
$H_2SO_4 + 2\,NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2\,H_2O$
- a) Calculá los moles de $NaOH$ gastados en el punto de equivalencia.
- b) Calculá los moles de $H_2SO_4$ y su concentración molar inicial.
- c) Calculá el pH que tendría una solución de $HCl$ con la misma concentración de iones $H^+$ que aporta esta solución de $H_2SO_4$ (suponé disociación completa de los dos protones) y explicá por qué ese valor es solo una aproximación para el ácido sulfúrico.
Volvé al principio: la sangre aguanta los ácidos que produce tu cuerpo porque contiene un buffer (ácido carbónico y bicarbonato), y una titulación te permite hallar la concentración de un ácido usando una base de concentración conocida.
Resumen
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$pH = -\log[H^+]$ y $pOH = -\log[OH^-]$; a 25 °C, $pH + pOH = 14$.
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pH < 7: ácida; pH = 7: neutra; pH > 7: básica. Cada unidad de pH es un factor de 10 en $[H^+]$.
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Un buffer tiene un ácido débil y su base conjugada: uno captura $H^+$ y el otro $OH^-$, así el pH casi no cambia (por ejemplo, en la sangre).
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Un buffer se agota si se agrega demasiado ácido o base.
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En la titulación, el punto de equivalencia es la neutralización exacta y el punto final es el cambio de color del indicador.
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Cálculo: $n = M\cdot V$ (V en litros) y la proporción de la ecuación balanceada.