Soluciones, pH y equilibrio ácido–base

Guía de Quimiky · Química general

Una solución es una mezcla homogénea: un soluto disperso en un solvente. Entender qué se disuelve en qué, y qué pasa con el pH cuando el soluto es un ácido o una base, es la base de buena parte de la química de laboratorio.

Lo semejante disuelve a lo semejante

Los solventes polares, como el agua, disuelven sustancias polares e iónicas; los apolares, como el hexano, disuelven sustancias apolares. Por eso la sal se disuelve en agua y el aceite no.

Cuando un compuesto iónico se disuelve, sus iones se separan y quedan rodeados de moléculas de solvente: es la solvatación. En el agua, los cationes se rodean del lado del oxígeno y los aniones del lado de los hidrógenos. La solubilidad tiene un límite: a 20 °C se disuelven unos 36 g de NaCl en 100 g de agua. Si se supera, el exceso queda sin disolver o precipita.

Propiedades coligativas

Algunas propiedades dependen solo de cuántas partículas de soluto hay, no de cuáles son. El descenso del punto de congelación es la más conocida:

ΔT_f = i · K_f · m

donde m es la molalidad, K_f vale 1,86 °C·kg/mol para el agua e i es el número de partículas por unidad de fórmula (unos 2 para el NaCl). Por eso se tira sal en las rutas heladas. El límite es el punto eutéctico del sistema agua–NaCl, cerca de −21 °C: por debajo, la salmuera se congela por completo.

Qué mide el pH

El pH es una medida de la concentración de iones hidronio: pH = −log[H₃O⁺]. El agua pura se autoioniza y a 25 °C cumple [H₃O⁺]·[OH⁻] = K_w = 1,0 × 10⁻¹⁴, así que su pH es 7. Valores menores indican soluciones ácidas y mayores, básicas.

Ácidos fuertes y débiles

Un ácido fuerte, como el HCl, se disocia por completo. Uno débil, como el ácido acético del vinagre, se disocia solo en parte y llega a un equilibrio descripto por su constante K_a, o por pK_a = −log K_a. El ácido acético tiene un pK_a de 4,76: una solución 0,1 M tiene un pH cercano a 2,9, bastante menos ácida que el HCl 0,1 M (pH 1).

Soluciones amortiguadoras

Una solución buffer combina un ácido débil con su base conjugada (por ejemplo, ácido acético y acetato) y resiste los cambios de pH. Su pH se estima con la ecuación de Henderson–Hasselbalch:

pH = pK_a + log([A⁻]/[HA])

Con cantidades iguales de ácido y base conjugada, el pH es igual al pK_a: unos 4,8 para el buffer de acetato.

Cómo lo ves en el laboratorio

En Quimiky podés agregar sal al agua y ver cómo los iones se separan y se rodean de moléculas de agua, enfriar la salmuera y ver que primero se congela agua pura, o mezclar ácidos y bases y seguir el pH, calculado con el balance de cargas y las constantes reales.