Introducción a Reacciones Ácido-Base

Este laboratorio forma parte del curso de Química General y Orgánica para estudiantes de Enfermería y Kinesiología. La actividad práctica se enfoca en las reacciones ácido-base, un tema fundamental para entender muchos procesos químicos y biológicos.

Al finalizar estas prácticas, serás capaz de aplicar correctamente las normas de seguridad en el laboratorio, utilizar equipos de medición de masa y volumen, comprender el concepto de pH y sus técnicas de medición, así como entender la importancia de las soluciones reguladoras.

Este conocimiento será especialmente útil para tu formación en ciencias de la salud, ya que los sistemas ácido-base son cruciales en la fisiología humana y en muchos tratamientos médicos.

💡 Dato importante: El equilibrio ácido-base en nuestro organismo es vital para el funcionamiento adecuado de enzimas, transporte de oxígeno y muchos otros procesos fisiológicos.

Fundamentos de Ácidos y Bases

Las sustancias ácidas y básicas tienen características distintivas que han sido reconocidas desde los primeros tiempos de la química experimental. Los ácidos típicamente tienen sabor agrio, disuelven metales como el Zn y cambian el color de indicadores como el tornasol a rojo. Por otro lado, las bases tienen sabor amargo, textura jabonosa y vuelven azul el indicador de tornasol.

Muchos productos cotidianos contienen ácidos o bases. El vinagre y los jugos cítricos son ácidos, mientras que el amoníaco doméstico, la lejía y muchos limpiadores son bases. Es importante destacar que nunca debes probar estas sustancias en el laboratorio, ya que pueden causar lesiones graves.

Las reacciones ácido-base son fundamentales en diversos procesos biológicos. Por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl) participa en la digestión como componente del jugo gástrico. Cuando hay sobreproducción de HCl, se pueden usar antiácidos que contienen Al(OH)₃ o Mg(OH)₂ para neutralizarlo mediante una reacción de neutralización.

💡 Aplicación clínica: Cuando un médico sospecha de úlcera gástrica, solicita análisis del jugo gástrico para determinar su concentración ácida mediante una valoración con NaOH.

Teorías Ácido-Base y Concepto de pH

Existen diferentes maneras de definir los ácidos y bases. Según la teoría de Arrhenius, un ácido libera iones H⁺ en solución acuosa $como el HCl → H⁺ + Cl⁻$, mientras que una base libera iones OH⁻ $como NaOH → Na⁺ + OH⁻$. Por otro lado, la teoría de Brønsted-Lowry define un ácido como donador de protones H⁺ y una base como receptor de protones.

La neutralización es una reacción característica donde un ácido y una base se combinan para anular sus propiedades específicas. En este proceso, el ion hidrógeno (H⁺) reacciona con el ion hidroxilo (OH⁻) para formar agua. Por ejemplo: NaOH + HCl → Na⁺ + Cl⁻ + H₂O

El pH es una expresión matemática que nos permite expresar fácilmente la acidez de una sustancia. Se calcula como pH = -log $H⁺$, indicando la concentración de iones hidrógeno en una solución. De manera similar, el pOH = -log $OH⁻$ indica la concentración de iones hidroxilo.

🔬 Concepto clave: El pH del agua pura es 7 (neutral). Valores menores a 7 indican acidez, mientras que valores mayores a 7 indican basicidad.

Indicadores de pH y Clasificación de Ácidos y Bases

Los indicadores ácido-base son sustancias que cambian de color según el pH del medio, permitiéndonos medir visualmente la acidez o basicidad de una solución. Este cambio de color se debe a modificaciones en su estructura molecular causadas por la protonación o desprotonación de la molécula. Cada indicador tiene un intervalo específico de viraje de aproximadamente dos unidades de pH.

La escala de pH va de 0 a 14 y clasifica las soluciones según su acidez o basicidad:

• pH 0-6: Soluciones ácidas (ejemplos: ácido de baterías pH 0, jugo de limón pH 2)
• pH 7: Soluciones neutras (agua pura)
• pH 8-14: Soluciones básicas (ejemplos: agua de mar pH 8, limpiador de desagüe pH 14)

El pH tiene importantes implicaciones ambientales y biológicas. Por ejemplo, los peces mueren en aguas con pH inferior a 4,2, y la lluvia ácida tiene un pH entre 4,2 y 4,4. Por otro lado, la sangre humana mantiene un pH estable alrededor de 7,4.

Los ácidos y bases se clasifican también como fuertes o débiles. Esta clasificación no se refiere a su corrosividad, sino a su grado de disociación en solución. Los ácidos o bases fuertes se disocian completamente, mientras que los débiles solo lo hacen parcialmente.

💡 Dato importante: La vida en la Tierra depende de sistemas que mantienen el pH dentro de rangos muy específicos. Por ejemplo, un cambio pequeño en el pH sanguíneo puede ser fatal para los humanos.

Soluciones Reguladoras de pH

Los sistemas amortiguadores o buffers son cruciales para la vida, ya que permiten mantener el pH dentro de límites fisiológicos a pesar de la constante producción de ácidos y bases en el metabolismo. Estas soluciones reguladoras resisten cambios bruscos de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base.

En los organismos vivos, el metabolismo genera continuamente ácidos orgánicos como productos finales de reacciones. Mantener un pH estable es fundamental porque afecta la actividad de proteínas, enzimas, hormonas y la distribución de iones a través de membranas celulares.

Existen dos tipos principales de soluciones reguladoras:

• Buffer ácido: Formado por un ácido débil y su base conjugada (su sal)
• Buffer básico: Compuesto por una base débil y su ácido conjugado (su sal)

Estas soluciones funcionan neutralizando los iones H⁺ u OH⁻ que se añadan al sistema, evitando así cambios significativos en el pH. Su capacidad para resistir cambios depende de las concentraciones relativas de sus componentes.

🔬 Aplicación biomédica: El sistema buffer de bicarbonato en la sangre $H₂CO₃/HCO₃⁻$ es fundamental para mantener el pH sanguíneo en 7,4, permitiendo el correcto funcionamiento de enzimas y proteínas vitales.

Actividad Práctica: Reconocimiento de Ácidos y Bases

En esta práctica realizarás una actividad experimental para identificar el carácter ácido o básico de diferentes sustancias usando indicadores. Los indicadores ácido-base son compuestos que cambian de color dependiendo del pH de la solución, permitiéndonos clasificar las muestras.

Para esta actividad utilizarás dos indicadores:

• Indicador A: Rojo de metilo
• Indicador B: Azul de timol
• Adicionalmente, se usará bombardina, un indicador natural extraído del repollo morado

El procedimiento consiste en mezclar 1 mL de cada muestra con 1 mL de agua destilada y dos gotas del indicador, para luego observar el cambio de color. En caso de muestras sólidas, se disuelven 0,1 gramos en 1 mL de agua destilada.

Analizarás diversas sustancias cotidianas como agua, hidróxido de sodio (NaOH), ácido clorhídrico (HCl), azúcar, vinagre, antiácido, extracto de limón, bicarbonato de sodio (NaHCO₃), suero fisiológico y bebida gaseosa.

💡 Consejo práctico: Observa cuidadosamente los cambios de color y compáralos con una escala de pH para determinar con precisión si la muestra es ácida, neutra o básica.

Actividad Práctica: Soluciones Reguladoras de pH

En esta segunda actividad experimental trabajarás con sistemas indicadores de pH para visualizar el funcionamiento de las soluciones reguladoras (buffers). Utilizarás dos indicadores con diferentes rangos de viraje:

• Fenolftaleína: Con pK de 8,9, es incolora en su forma no disociada y rosa en su forma disociada
• Azul de bromofenol: Con pK de 4, es amarillo en su forma no disociada y azul en su forma disociada

El experimento se divide en dos partes:

1. Primero, prepararás cuatro tubos de ensayo con diferentes combinaciones de agua, indicadores y soluciones de fosfatos (Na₂HPO₄ y NaH₂PO₄). Estas mezclas tienen diferentes capacidades amortiguadoras según su composición.

2. Luego, añadirás pequeñas cantidades de ácido (HCl) o base (NaOH) a cada tubo hasta observar un cambio de color, registrando el volumen necesario para lograr este cambio.

Esta actividad te permitirá observar directamente cómo los sistemas buffer resisten cambios de pH, mientras que las soluciones sin capacidad amortiguadora cambian rápidamente su pH con pequeñas adiciones de ácido o base.

🔬 Concepto importante: Las soluciones buffer que contienen fosfatos son especialmente relevantes en sistemas biológicos, ya que participan en el mantenimiento del pH en fluidos celulares y en la sangre.