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CONCEPTO DE PH, EQUILIBRIO EN DISOLUCIONES Y IONIZACIÓN DEL AGUA.

El Ph definida por Arrhenius, sígnifica el cambio que se da en una solución en la cual una sustancia libera iones H+ denominada ácido, y otra que libera iones -OH que se denomina base.
Pero ésta teoría no tardó en replantearse por su definición poco clara con respecto a la función de los solventes en su ionización en el agua, la basicidad de sustancias sin grupos -OH (NH4) y las reacciones ácido-base en medios no acuosos.

Bronsted y lowry  definen entonces, un ácido como una sustancia capaz de ceder protones, y una base como una sustancia capaz de aceptarlos.

Para que una sustancia pueda ser ácida debe tener por lo menos un H+ para liberar y acidificar, cuestión que no difiere del concepto de arrhenius, pero si cambia el concepto de base puesto que para aceptar un protón no es necesario que la sustancia tenga iones hidróxido, como tenemos en el caso del amoniaco, que para bronsted y lowry si es una base:  
NH3 + H2O ---> NH4 + -OH
                     <---
Se observa en esta reacción que el amoníaco acepta un protón del agua y se
convierte en ión amonio, por lo tanto, está actuando como base. Al ocurrir esta reacción se
producen los iones hidróxido. A su vez el agua cede un protón al amoníaco y está actuando como
ácido. (ionización del agua)



El ácido cede un protón y se transforma en una base, ya que ésta puede
volver a aceptar un protón. Esa base es la base conjugada de dicho ácido. La base
acepta un protón y se transforma en su ácido conjugado.


Existe una ley de equilibrio para este tipo de reacciones, como la observada con el amoniaco, donde se utiliza una constante de basicidad y se usa en reacciones entre un ácido fuerte y una base débil:
Kb=[NH4] [OH] / [NH3]


Para las reacciones de ácidos débiles y sus bases conjugadas se utiliza la ecuacion de henderson-hasselbach, que se usa para determinar el PKa, el cual es igual al pH de una disolución cuando la concentración del ácido y de su base conjugada son iguales:
Ka= PKa + Log [A]
                         [HA]








Figura 1.

Una tercera definición de ácido para la determinación de pH, es propuesta por Lewis, quien define las reacciones ácido-base por medio de especies químicas que aceptan electrones, como vemos en la figura 1.
"Todos los ácidos de bronsted son también ácidos de lewis, pero no todos los ácidos de Lewis son ácidos de Brønsted"

EQUILIBRIO QUÍMICO EN DISOLUCIONES

Es al que llega cualquier reacción reversible si no existe intervención externa y en el cual se observa que las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción, tanto los reactivos como los productos permanecen constantes, en el estado de equilibrio químico,  las concentraciones de las sustancias participantes no cambian con el tiempo y de igual manera en un estado aislado tampoco se observan cambios físicos a medida que transcurre el mismo.

Una vez iniciada una reacción química pueden presentarse 2 situaciones diferentes: la reacción se desarrolla hasta el agotamiento de los reactivos  o la reacción transcurrirá hasta un punto en el que aun cuando existan reactivos en cierta cantidad, la reacción aparentemente se detiene. Que el comportamiento sea de una u otra forma dependerá de la constante de equilibrio de la reacción

Cuando esta es muy grande y la reacción ocurre hasta el agotamiento del reactivo que se encuentra en menor proporción, nos hayamos en el caso de las reacciones irreversibles, el segundo caso es el de las reacciones reversibles, es decir, aquellas disoluciones donde al principio no hay iones disueltos, pero a medida que aumenta la disociación, la concentración de cada ion aumenta y hay mayor probabilidad de que choquen y vuelvan a formar el compuesto original, es en estas reacciones reversibles en donde la disolución llega a un estrado de equilibrio: en ese momento, ya no se disuelve más sólido y se dice que la solución está saturada.

IONIZACIÓN DEL AGUA.El agua es una molécula anfotérica, es decir que puede actuar como un ácido o una base; característica que indica su ionización en las disoluciones con otros compuestos.

 H20      -->   H3O+ (+) -OH
base    <----  ácido          base


Su constante de ionización o ley de equilibrio, se determinó experimentalmente calculando las concentraciones del ión hidronio y del grupo -OH por medio de la ecuación de la constante:Kw=[H3O+] [OH]Que se conoce como el producto iónico del agua, donde Kw tiene un valor de 1x10 elevado a la -14 a 25°C, donde las concentraciones del ión hidronio y del hidroxilo son iguales, es decir, 1x10 elevado a la -7 para cada especie química. Si se conoce una concentración se halla la otra fácilmente.
De éste valor hallado experimentalmente surge la escala de pH, donde se propone emplear la acidez por medio de cambios infimos logarítmicos, es decir que una concentración de 1x10 elevado a la -2 tendrá un pH (logaritmo negativo de la concentración) será 2. Igualmente sucede con el pOH solo que con la concentración de los grupos OH en una disolución.



VIDEO DE LA FUNCIÓN DE ÁCIDOS Y BASES.

SINÓNIMOS, ACRONIMOS O VARIANTES
PH: potencial hidrógeno,nivel de ácidos o bases.

Disolución: mezcla.

Protones: Catión hidrógeno, H+.

Compuesto: Agregado, mezcla.

Reacción química: ecuación química.

Anfótero: ampho- (αμφu-) que significa "ambos".

Concentración: densidad.

BÚSQUEDAS DE TERMINOS Y SUS SINÓNIMOS

1. PH - Potencial hidrogeno

2. Reacción química - Ecuación química 

3. Concentración - Densidad

BIBLIOGRAFÍA.
DE LA FISICOQUÍMICA DE LA VIDA, Luis Carlos Burgos, Pablo Javier Patiño.
http://olydan.iespana.es/quimacidobase.htm
http://www.quimiweb.com.ar/sitio/2009/10.A-TEORiA_DE_BRONSTED_Y_LOWRY.pdf
http://es.wikipedia.org/wiki/PH