Conceptos clave de química ácido-base y redox: definiciones, pH e indicadores

🔹 1. ¿Qué es una disolución indicadora?

Es una sustancia que cambia de color según el pH para indicar si una solución es ácida o básica.

👉 Ejemplos de indicadores comunes:

• Fenolftaleína: Incolora en medio ácido, rosa en medio básico.

• Naranja de metilo: Rojo en medio ácido, amarillo en medio básico.

• Azul de bromotimol: Amarillo en medio ácido, azul en medio básico.

🔹 2. Disolución amortiguadora (Buffer)

Es una solución que mantiene casi constante el pH aunque se le agreguen pequeñas cantidades de ácido o base.

👉 Está formada por:

• Un ácido débil + su base conjugada
  o

• Una base débil + su ácido conjugado

Ejemplo: Ácido acético ($\text{CH}_3\text{COOH}$) + acetato de sodio ($\text{CH}_3\text{COONa}$).

🔹 3. Dilución electrolítica

Es cuando una solución que contiene iones (electrolitos) se diluye, disminuyendo su concentración, pero manteniendo su capacidad de conducir electricidad (aunque esta capacidad disminuya proporcionalmente a la concentración iónica).

🔹 4. Definiciones básicas en Química

• Ion: Átomo o molécula con carga eléctrica neta.

• Protón: Partícula con carga positiva (representado como $\text{H}^+$).

• Catión: Ion con carga positiva.

• Anión: Ion con carga negativa.

• Isótopo: Átomos del mismo elemento con diferente número de neutrones.

🔹 5. Disolución ácido-base (Teoría de Arrhenius)

• Ácido: Sustancia que libera $\text{H}^+$ en agua.

• Base: Sustancia que libera $\text{OH}^-$ en agua.

Ejemplos de disociación:

• $\text{HCl} \rightarrow \text{H}^+ + \text{Cl}^-$ (Ácido fuerte)

• $\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^-$ (Base fuerte)

🔹 6. ¿Qué es la solución problema?

Es la solución cuya concentración o pH queremos determinar mediante un proceso como una valoración o titulación.

🔹 7. Fórmulas importantes de pH y pOH

• $\text{pH} = -\log [\text{H}^+]$

• $\text{pOH} = -\log [\text{OH}^-]$

• $\text{pH} + \text{pOH} = 14$ (a $25^{\circ}\text{C}$)

🔹 8. Interpretación del pH

• $\text{pH} < 7 \rightarrow$ Ácido (menor concentración de $\text{OH}^-$)**

• $\text{pH} = 7 \rightarrow$ Neutro (igual concentración de $\text{H}^+$ y $\text{OH}^-$)**

• $\text{pH} > 7 \rightarrow$ Básico o Alcalino (mayor concentración de $\text{OH}^-$)**

👉 Relación inversa entre pH y pOH:

• Si $\text{pH} < 7$, entonces $\text{pOH} > 7$

• Si $\text{pH} > 7$, entonces $\text{pOH} < 7$

🔹 9. Reacciones redox

Son reacciones donde hay transferencia de electrones:

• Oxidación: Pérdida de electrones (aumenta el número de oxidación).
• Reducción: Ganancia de electrones (disminuye el número de oxidación).

🔹 10. Potencial redox

Es la capacidad de una sustancia para oxidarse o reducirse, y se mide en unidades de potencial eléctrico, generalmente en voltios (V).

🔹 11. pH-metro

Es un instrumento electroquímico que mide directamente el pH de una solución mediante una sonda sensible a la concentración de iones hidrógeno.

🔹 12. Reacción de neutralización

Ácido + base $\rightarrow$ sal + agua

Ejemplo clásico:
$\text{HCl} + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$

🔹 13. Pares ácido-base conjugados

• Ácido $\rightarrow$ pierde $\text{H}^+ \rightarrow$ base conjugada

• Base $\rightarrow$ gana $\text{H}^+ \rightarrow$ ácido conjugado

Ejemplo de equilibrio ácido acético/ion acetato:
$\text{CH}_3\text{COOH} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}^+$

🔹 14. Anfolito

Sustancia que puede actuar como ácido o base, dependiendo del medio. Ejemplo principal: agua ($\text{H}_2\text{O}$).

🔹 15. Constantes de acidez ($\text{K}_a$) y basicidad ($\text{K}_b$)

• $\text{K}_a$: Constante de disociación ácida.

• $\text{K}_b$: Constante de disociación básica.

👉 Relación con la fuerza:

• Entre más grande $\text{K}_a \rightarrow$ más fuerte el ácido.
• Entre más grande $\text{K}_b \rightarrow$ más fuerte la base.
• Entre más pequeño el valor (cercano a cero) $\rightarrow$ más débil es la especie.

🔹 16. Disolución con pH 7

Es una solución neutra (ni ácida ni básica), como el agua pura a $25^{\circ}\text{C}$ (donde $[\text{H}^+] = [\text{OH}^-]$).

🔹 17. Selección del indicador según la titulación

La elección del indicador depende del punto de equivalencia de la reacción:

• Ácido fuerte vs base fuerte $\rightarrow$ El punto de equivalencia está cerca de $\text{pH} = 7$. Se usan indicadores neutros.
• Ácido débil vs base fuerte $\rightarrow$ El punto de equivalencia es básico ($\text{pH} > 7$). Se recomienda un indicador con viraje básico (ej. Fenolftaleína).
• Base débil vs ácido fuerte $\rightarrow$ El punto de equivalencia es ácido ($\text{pH} < 7$). Se recomienda un indicador con viraje ácido (ej. Naranja de metilo).