Ejemplos de Mezclas Alcalinas

     Ejemplo 1:

     Una alícuota de 0,2424 g de muestra que contiene NaOH, Na2CO3 y material inerte fue titulada con 30,68 mL de HCl 0,0999 M en presencia de fenolftaleína como indicador. Luego de la decoloración de la solución, se agregó naranja de metilo y se consumieron 5,17 mL más de valorante ácido para el viraje del segundo indicador. Calcular el % de NaOH y de Na2CO3 en la muestra.

     Al agregar gradualmente un ácido fuerte a una mezcla de NaOH y Na2CO3 el pH va disminuyendo gradualmente y, para entender el sistema, deben tenerse en cuenta las especies químicas que están en equilibrio a cada pH. En particular nos interesan las especies químicas que pueden estar en equilibrio a los pH de viraje de los indicadores utilizados.

     La fenolftaleína tiene un rango de viraje de pH= 8,2 a 9,8. Por lo tanto, cuando la fenolftaleína se a vuelto incolora, todos los OH- provenientes del NaOH han sido neutralizados y también la mitad de los provenientes del Na2CO3, por la siguiente reacción:

Na2CO3 + HCl ==> NaHCO3 + NaCl
o bien, mejor expresado:
CO3= + H+ ===> HCO3-

     Cuando el pH llega al rango de viraje del naranja de metilo (6,2-4,4), todo el HCO3- se convierte en ácido carbónico (que es mayormente CO2 disuelto en agua), es decir:
HCO3- + H+ ===> H2CO3 <==> CO2 + H2O.

Como resultado de este análisis se concluye que:
     Los primeros 30,68 mL de HCl son equivalentes a: todo el NaOH + la mitad de Na2CO3 presente en la muestra.
     Los 5,17 mL restantes son equivalentes a la otra mitad de Na2CO3 presente en la muestra.
Es decir:
* Se gastaron para titular el NaOH 30,68 – 5,17= 25,51 mL de HCl.
* Se gastaron para titular el Na2CO3 2* 5,17= 10,34 mL de HCl.
Cada mL de HCl contiene 9,99*10^(-5) moles de HCl.
Entonces:
NaOH: cantidad
equivalente a 25,51 mL de HCl, es decir:
25,51 mL * 9,99*10^(-5) mol/mL = 2,54*10^(-3) moles de NaOH. A 40 g/mol de NaOH, resultan 0.102 g de NaOH.
Na2CO3: cantidad equivalente a 10,34 mL de HCl. Pero aquí hay que tener en cuenta que se necesitan 2 moles de HCl por mol de carbonato, es decir:
10,34 mL * 9,99*10^(-5) mol/mL = 1,033*10^(-3) moles de HCl, que equivalen a 5,16*10^(-4) moles de Na2CO3, A 106 g/mol de Na2CO3, resultan 0,055 g de Na2CO3.
Porcentajes:
NaOH: (0.102/ 0,2424) *100 = 42,1%
Na2CO3: (0,055/ 0,2424) *100 =22,7%

Mezclas Alcalinas

     Se denominan mezclas alcalinas a las formadas por combinaciones compatibles de sosa, carbonato y carbonato ácido.

     Estas mezclas tienen gran importancia tanto en Química Industrial, como Medio-Ambiental, Alimentaria o Clínica, por lo que su determinación analítica tiene un gran interés. El carbonato y el carbonato ácido (bicarbonato ó hidrógenocarbonato) pertenecen al sistema ácido-base:

1) Si una disolución que contiene carbonato se valora con un ácido fuerte (p.e. HCl) se producirán las siguientes reacciones volumétricas:

     Utilizando los adecuados indicadores visuales, se pueden detectar los dos puntos finales: Con Fenolftaleína el viraje de Rosa a Incoloro nos marcará el paso de carbonato a carbonato ácido. Si a la disolución incolora se le añade Heliantina (Naranja o Anaranjado de metilo) y se valora, el cambio de Amarillo a Rojo localizará el punto final de la transformación decarbonato ácido a a CO₂.

2) Si la disolución contiene únicamente carbonato ácido, la Fenolftaleína tomaría directamente la forma ácida incolora, y al añadir Heliantina y valorar con ácido fuerte, el viraje marcaría como antes el paso de carbonato ácido a a CO₂.

3) Por su parte, si una disolución que contenga hidróxido sódico se valora utilizando el mismo procedimiento, solo hay una reacción volumétrica, que será detectada tanto por la Fenolftaleína (que vira de Rosa a Incoloro) como por la Heliantina (que vira de Amarillo a Rojo).

1) Si una disolución que contiene carbonato se valora con un ácido fuerte (p.e. HCl) se producirán las siguientes reacciones volumétricas: Utilizando los adecuados indicadores visuales, se pueden detectar los dos puntos finales: Con Fenolftaleína el viraje de Rosa a Incoloro nos marcará el paso de carbonato a carbonato ácido. Si a la disolución incolora se le añade Heliantina (Naranja o Anaranjado de metilo) y se valora, el cambio de Amarillo a Rojo localizará el punto final de la transformación de carbonato ácido a a CO₂.

2) Si la disolución contiene únicamente carbonato ácido, la Fenolftaleína tomaría directamente la forma ácida incolora, y al añadir Heliantina y valorar con ácido fuerte, el viraje marcaría como antes el paso de carbonato ácido a a CO₂.

3) Por su parte, si una disolución que contenga hidróxido sódico se valora utilizando el mismo procedimiento, solo hay una reacción volumétrica, que será detectada tanto por la Fenolftaleína (que vira de Rosa a Incoloro) como por la Heliantina (que vira de Amarillo a Rojo).

Clasificación de Reacciones Ácido-Base

     Como ya hemos visto en la Teoría de Arrhenius, las reacciones ácido-base, se denomina también reacciones de centralización.

     La ecuación química que las generaliza es:

     Las reacciones ácido base se pueden clasificar en cuatro categorías:

* Reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte

Ejemplo:

     Como tanto el ácido y la base son electrolitos fuertes, están completamente ionizados en solución, por lo tanto la ecuación iónica es:

* Reacción entre un ácido fuerte y una base débil

Ejemplo:

     En esta reacción, el ácido está totalmente ionizado pero el amoníaco es un electrolito débil por lo tanto la ecuación iónica es:

* Reacción entre un ácido débil y una base fuerte

Ejemplo:

     En este ejemplo, el HF es un electrolito débil y por lo tanto no está totalmente ionizado y como la base es fuerte, la ecuación iónica es:

* Reacción entre un ácido débil y una base débil

Ejemplo:

     Dado que el ácido y la base son electrolitos débiles su ionización es incompleta, la ecuación se representa por ejemplo:

Definición de PH y POH

     El pH se define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno:

     Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución p = –log[...]. También se define el pHO, que mide la concentración de iones OH⁻.

     Puesto que el agua está adulterada en una pequeña extensión en iones OH^– y H₃O⁺, se tiene:K (constante)_{w (water; agua)} = [H₃O⁺]·[OH^–] = 10^–14, donde [H₃O⁺] es la concentración de iones hidronio, [OH⁻] la de iones hidroxilo, y K_w es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10⁻¹⁴.

Por lo tanto,log K_w = log [H₃O⁺] + log [OH^–]–14 = log [H₃O⁺] + log [OH^–]14 = –log [H₃O⁺] – log [OH^–]pH + pOH = 14    

         En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra está relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

     El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O]+ presentes en determinadas disoluciones.

    La sigla significa ‘potencial hidrógeno’, ‘potencial de hidrógeno’ o ‘potencial de hidrogeniones’ (pondus hydrogenii o potentia hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). 

     Este término fue acuñado por el químico danés S. P. L. Sørensen (1868-1939), quien lo definió en 1909 como el opuesto del logaritmo en base 10 (o el logaritmo del inverso) de la actividad de los iones hidrógeno.

     Por lo que se pueden relacionar directamente los valores del pH y del pOH.
    
     En el estudio de la química ácido-base, se define el pOH como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los aniones hidróxilo , o también en términos de concentración de éstos, expresado como

Teoría Ácido-Base de Lewis

     Gilbert Lewis, científico estadounidense, planteó una teoría ácido-base basándose en las estructuras propuestas por él mismo (ver Anexo 1) a inicios del siglo XX. Según Lewis, un ácido era una sustancia química capaz de aceptar un par electrónico, completando asi su octeto y por ende logrando estabilidad, mientras que una base era una sustancia química que poseía a lo menos un par electrónico libre (sin enlazar). Como se puede ver, este tipo de definición necesita obligatoriamente un par ácido-base actuando en conjunto, debido a que, por lo general, es imposible dejar electrones libres en un medio cualquiera (salvo con nitrógeno líquido). Una imagen que represente este tipo de enlace se ve en la Imagen 33, donde se puede apreciar claramente que uno de los dos pares electrónicos del oxígeno se comparte con un ión hidrógeno.         Por lo general, los ácidos de Lewis corresponden a metales (sobre todo a metales de transición), a cationes, y a compuestos con aluminio o boro (como los que se ven en la Imagen 37(a) y en la Imagen 37(b)). Por su parte, las bases de Lewis corresponden principalmente  a aniones, no-metales (sobre todo los de los grupos 15, 16 y 17) y sus derivados (como el ión hidroxilo mostrado en la Imagen 35, en donde la parte básica está localizada en el oxígeno).         Imagen 37: Vista de dos ácidos de Lewis: a) Compuesto de Aluminio; b) Compuesto de Boro

                    

                     (a)                                   (b)

Teoría Ácido-Base de Lowry-Brønsted

     A inicios de la década de los veinte, dos científicos (el danés Johannes Brønsted y el inglés Martin Lowry) de forma independiente, descubrieron y postularon una teoría ácido-base, que abarcaba más allá que la propuesta realizada por Arrhenius. Según esta teoría, un ácido es una sustancia química capaz de liberar iones hidrógeno, mientras que una base es aquella sustancia química capaz de aceptar iones hidrógeno. Esta teoría resultó útil para incluir a sustancias que con la teoría previamente existente no se habían incluido, como el amoniaco. Sin embargo, esta teoría seguía dejando fuera a varias sustancias con carácter ácido y que no poseían protones, por lo que se formuló una nueva teoría que subsanó en gran parte esta problemática: la teoría de Lewis.        
     

     Imagén: Representaciones de un ácido (arriba) y de una base (abajo) de Brønsted-Lowry cualquiera.

Teoría Ácido-Base de Arrhenius

     Svante Arrhenius, un científico sueco, realizó importantes descubrimientos en química, sobre todo relacionado con las disociaciones de compuestos en disolución acuosa (lo que le valió ser galardonado con el Premio Nobel de Química en 1903). Dentro de lo más importante que formulo este químico se encuentra su Teoría ácido-base, la cual se verá aquí muy superficialmente, tan solo dando las conclusiones de su estudio.

     Según Svante, un ácido era aquella sustancia química capaz de liberar iones hidrógeno en medio acuoso, mientras que una base era aquella sustancia química capaz de dejar iones hidroxílos en disolución acuosa. Esta definición tenía ciertas limitantes, como las que se enumeran a continuación:
     Esta teoría es válida únicamente en medio acuoso, ya que en otro solvente no necesariamente ocurre tal cual.     Esta teoría no considera a los ácidos no-proticos, los cuales se ven incapaces de liberar iones hidrógenos, ni a las bases deshidroxiladas, incapaces de liberar iones hidroxílos.     En la Imágen se representan un ácido (arriba) y una base (abajo), de manera general, según como las veía S. Arrhenius. Mientras que en la Imagen se puede apreciar una imagen 3D del ión hidroxílo.
     Imagen: Representaciones de un ácido de Arrhenius (arriba) y una base de Arrhenius (arriba) cualquiera. Tener en cuenta que en ambos casos se consideró medio acuoso.

Imágen: Vista 3D del ión hidroxílo