INTRODUCCIÓN

a) Justificación del tema

Una gran cantidad de sustancias que utilizamos de manera cotidiana se clasifican en los grupos de compuestos llamados ácidos y bases. Es necesario conocer de que manera se identifican, se comportan y se transforman frente a otros compuestos o incluso en nuestro cuerpo. La identificación de la acidez o basicidad de una solución se logra con la utilización de indicadores ácido – base.

Es por ello que elegimos este tema, para mostrar la importancia del pH y de los indicadores para identificar cualquier sustancia.

b) Ideas centrales

• Antecedentes históricos de ácido – base.
• Teorías ácido base.
• Definición ácido - base
• Concepto y aplicaciones del pH.
• Definición y aplicaciones de los indicadores químicos.

c) Metodología empleada

Para estructurar el siguiente ensayo seguimos los siguientes pasos:

ü Primero elegimos el tema a tratar.

ü Dividimos la forma de estudio.

ü Investigamos en diferentes fuentes: libros, enciclopedias, Internet, etc.

ü Seleccionamos la información más importante que investigamos y realizamos el ensayo.

d) Objetivo general

El objetivo de este trabajo es mostrar la importancia del pH, como elaborar algunos indicadores ácido – base a partir de colorantes naturales y los cambios de color que sufren con diferentes sustancias (algunas ácidas y otras básicas).

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e) Estructura del trabajo

Presentación: se muestra la identificación del equipo; plantel, tema elegido y nombres de los participantes.

Índice: ubica los temas desplegados en el trabajo, además de la página donde se localizan.

Introducción: describe la información del ensayo.

Desarrollo: es el centro del trabajo, en él desplegamos la información fundamental del mismo.

Conclusiones: parte final del ensayo, en él citamos nuestra opinión sobre la información presentada.

Bibliografía: Se enlistan en forma alfabética las fuentes de información consultadas.

DESARROLLO

Antecedentes históricos de ácido- base

Los conceptos de ácido y base se conocían desde los albores de la química, sustancias ácidas eran por ejemplo el limón, el vinagre, el aceite de vitriolo (ácido sulfúrico), en tanto eran básicas el bicarbonato de sodio, la soda cáustica, la potasa.

Hacia 1300, la obra de Inventione veritatis, de autor desconocido muestra como preparar “el agua fuerte” (ácido nítrico), “el aceite de vitriolo”(ácido sulfúrico) y “el agua regia”(mezcla de ácido nítrico y clorhídrico en proporción 1:3 molar).

A principios del siglo XVII, el alemán Tachenius, establece que las sales resultan de la combinación de un ácido y una base.

En 1750, el francés Rovelle establece una clasificación de las sustancias en tres categorías; neutras, ácidas y básicas.

Lavoisier en 1777 identificó en forma errónea a los ácidos como compuestos que contenían oxígeno. El inglés Davy en 1810 concluyó en forma más cercana a la realidad, que el hidrógeno en lugar del oxígeno era el fundamental de los ácidos. Desde entonces los conceptos de ácido - base han evolucionado y se han propuesto varias definiciones al respecto. Las más importantes son: la de Svante Arrhenius; propuso en 1884 una teoría de la disociación electrolítica, desarrollada más tarde por el químico alemán Wihelm Ostwald (1853 – 1932). En 1923 el químico estadounidense Gilbert Newton Lewis ( 1875 – 1946) propuso una definición más general: ácido es toda especie capaz de aceptar pares de electrones; y bases, toda especie que puede donar pares electrónicos; también en ese año el químico danés BrÖnsted y el británico Lowry propusieron otra definición; ácido es toda especie que puede donar protones y base toda sustancia que los acepta.

Teorías ácido base

El químico sueco Svante Arrhenius definió el ácido como toda sustancia que al estar en solución acuosa produce iones hidrógeno [H⁺] o bien, iones hidronio [H₃O⁺] y a una base como toda sustancia que al estar en solución acuosa produce iones oxhidrilo [OH^-].

Ejemplos:

HA _(aq) H⁺ _(aq) + A^- _(aq)

_{ÁCIDO GENERAL}

HCL_(aq) H⁺ _(aq) + CL^- _(aq)

MOH_(aq) M⁺_(aq) + OH^-_(aq)

_{BASE GENERAL}

NaOH_(aq) Na⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Esta definición está restringida ya que el concepto se limita al disolvente – agua; sin embargo, muchas reacciones químicas de naturaleza similar pueden llevarse a cabo en disolventes no acuosos y en reacciones sin disolventes.

Según BrÖnsted - Lowry los ácidos se definen como donadores de protones y las bases como aceptores de protones.

Las reacciones de neutralización implican una transferencia de protones. Las sales son solo agregados de iones que se producen en la mayoría de las reacciones de neutralización.

Al perder un protón un ácido forma una base, pues, por la reacción inversa, la sustancia formada puede ganar un protón.

Del mismo modo, una base forma un ácido al ganar un protón; estas reacciones se pueden representar con ecuaciones como las siguientes:

Ácido₁ H⁺ + Base₁ (1)

Base₂ + H⁺ Ácido₂ (2)

Ácido₁ + Base₂ Ácido₂ + Base₁

Entonces vemos que una reacción de neutralización es una competencia de protones entre dos bases.

El ácido y la base representados en las ecuaciones (1), (2) son un par conjugado; es decir, un ácido forma su base conjugada al perder un protón y una base forma su ácido conjugado cuando gana un protón.

HCl_(aq) + H₂O₍₁₎ H₃O_(aq) + Cl^-_(aq)

_{Ácido 1 Base 2 Ácido 2 Base 1}

En los ejemplos anteriores podemos observar que el agua actúa como ácido y como base, respectivamente. De acuerdo con este concepto, el agua es anfótera (sustancias que en solución acuosa pueden dar iones H⁺ y iones OH^-).

Cualquiera de los pares ácido – base de las reacciones anteriores se llaman par ácido base conjugado de BrÖnted – Lowry.

Lewis propuso un concepto más general, la teoría electrónica, que estructuralmente dice lo siguiente “base es una sustancia que contiene un átomo capaz de ceder un par de electrones, y un ácido es una sustancia que contiene un átomo capaz de aceptar un par de electrones.”

Cuando un ácido de Lewis reacciona con otra base de Lewis, se forma, como consecuencia, un enlace covalente por coordinación.

(Aceptor) (Donador) (Enlace por coordinación)

H⁺ + : NH₃ NH⁺

H⁺ + : OH- H₂O

H⁺ + ^: H₂O H₃O⁺

Las fórmulas electrónicas aclararán el mecanismo de formación de un enlace por coordinación, en la neutralización de un ácido de Lewis. La neutralización de protón de un átomo de amoniaco es:

Definición de ácido y base

Los ácidos son disoluciones que tienen sabor agrio, que producen efervescencia al ponerse en contacto con ciertos metales como el zinc, cambian el color de extractos vegetales (como el té negro)- a los que llamaremos indicadores ácido base- y pierden todas estas características cuando reaccionan con las bases.

Las bases se caracterizan porque sus disoluciones tienen un sabor amargo, son resbalosas al tacto, cambian a otra coloración los indicadores y de manera similar pierden sus propiedades cuando reaccionan con los ácidos.

Concepto y aplicaciones del pH.

El pH es una medida del estado de acidez o basicidad de una disolución, mediante un número definido como el logaritmo decimal de la inversa de la concentración de iones H⁺ expresada en moles por litro. Significa potencial de hidrógeno.

El pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno o hidrónio.

pH = - log [H⁺]

El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones oxhidrilo:

pOH = - log [OH^-]

La escala del pH fue propuesta en 1909 por el bioquímico Danés S.P.L. Sorensen, esta escala se extiende del 0 al 14. El punto de la escala que corresponde a la neutralidad es el 7, los valores inferiores a 7 corresponden a una acidez y los mayores a 7 son progresivamente más básicos.

Los números de la escala no se eligieron de manera arbitraria, sino que están relacionados directamente con la concentración de iones hidronio.

A veces, puede ser interesante mantener un pH constante, incluso si se agregan pequeñas cantidades de H₃O¹⁺ u OH^1-. Una solución que tiene la propiedad de mantener constante el pH se llama solución amortiguadora.

Las soluciones amortiguadoras típicas tienen un ácido débil y una sal de ese ácido, o una base débil y una sal de esa base.

Algunas mezclas de sal, ácido base, empleadas a menudo son el ácido acético y acetato de sodio y el ácido fosfórico y varios fosfatos. Sin embargo, la mayor parte de los amortiguadores son efectivos sólo cuando se añaden pequeñas cantidades de electrolitos fuertes. Las soluciones amortiguadoras de pH conocido son útiles en el ajuste de los medidores electrónicos de pH.

Con un medidor electrónico de pH, se puede obtener rápida y exactamente el pH. Medirá una propiedad de la solución que es una función de la concentración de H₃O¹⁺. El medidor está generalmente calibrado para leer directamente el pH.

Definición y aplicación de los indicadores químicos

Los indicadores químicos son sustancias que se utilizan en muy pequeñas cantidades, provocan un cambio de color que sirve para determinar en una reacción química las variaciones del pH, la presencia de determinados iones o ciertos niveles de humedad o de temperatura.

Un indicador universal es una mezcla de sustancias colorantes que muestran un cambio gradual del color sobre un rango amplio de pH. Una fórmula típica contiene anaranjado de metilo, rojo de metilo, azul de bromotimol y fenolftaleína.

Los indicadores naturales presentan las mismas características que el indicador universal; se trata de soluciones elaboradas con algunos vegetales como las flores de bugambilia, hojas de col morada, zanahoria y hojas de té negro.

Con frecuencia, es más conveniente hacer una estimación del pH de una solución en lugar de determinarlo con precisión. Con esta finalidad se utilizan indicadores ácido – base. Estos compuestos son colorantes, llamados indicadores ácido – base, por los químicos. Son realmente ácidos orgánicos muy débiles que cambian de color por donación de un protón.

Debido a su estructura compleja, llamamos, por conveniencia, HIn a la fórmula de un indicador y representamos su propio equilibrio en el agua:

HIn_(aq) + H₂O (l) H₃O¹⁺_(aq) + In^1-_(aq)

_{Color A Color B}

En agua pura, los colores pueden ser una mezcla de color HIn y el color del In^1-. El principio de Le Chatelier dice que cuando se añade un ácido más fuerte que el HIn, el equilibrio se desviará hacia la izquierda y predominara el color del HIn. Si se añade una base fuerte, el equilibrio se desvía hacia la derecha y se verá el color In^1-. Un indicador común tendrá una escala de colores de pH en el que las dos formas pueden verse en color intermedio. Por encima de esta escala sólo se ve el color de In^1-, y, por debajo, el color HIn. Conociendo la escala de varios indicadores y utilizándolos en alguna combinación, se encontrará un valor de pH satisfactoriamente exacto. En la siguiente tabla presentamos algunos indicadores muy conocidos, además de la escala del pH por encima de la cual ocurre el cambio de color.

ALGUNOS INDICADORES ACIDO BASE
Indicador	Cambio de color al aumentar el pH	Intervalo del pH
Azul de timol	Rojo a amarillo	1.2 a 2.8
Azul de bromofenol	Amarillo a azul	3.0 a 4.6
Anaranjado de metilo	Rojo a amarillo	3.1 a 4.4
Verde de bromcresol	Amarillo a azul	3.8 a 5.4
Rojo de metilo	Rojo a amarillo	4.2 a 6.2
Tornasol	Rojo a azul	4.5 a 8.3
Azul de bromotimol	Amarillo a azul	6.0 a 7.6
Rojo de fenol	Amarillo a rojo	6.8 a 8.4
Fenolftaleína	Incoloro a rojo	8.3 a 10.0
Amarillo de alizarina	Amarillo de violeta	10.1 a 12.0
1, 3, 5 trinitobenceno	Incoloro a anaranjado	12.0 a 14.0

Los rangos de valores y colores de pH para un indicador universal son los siguientes:

Valor de pH	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14
Color	rojo		anaranjado		amarillo		neutro	verde			azul		violeta

Reacciones de neutralización

La reacción de neutralización entre un ácido y una base fue tal vez la primera reacción química que se estudió en forma sistemática en la historia de la química. Desde el punto de vista de BrÖnsted-Lowry, es decir tomando en cuenta que hay una especie que dona protones ( el ácido ) y otra que los acepta ( la base ). El momento en que todos los protones del ácido han sido aceptados por la base se conoce como punto de neutralización, y se detecta experimentalmente por el procedimiento llamado titulación.

Las reacciones de neutralización son:

Arrhenius ácido + base sal + agua

Bronsted-Lowry ácido₁ + base₂ ácido conjugado₂ + base conjugada₁

Lewis ácido + base aducto

Titulación

Cuando se realiza una reacción de neutralización, se utiliza generalmente un indicador para determinar, con el cambio de color, el momento en que se alcanza la neutralización. La operación de laboratorio mediante la cual se determina con toda precisión la acidez o la basicidad de una disolución a través de una reacción de neutralización, se denomina titulación.

Una titulación volumétrica consiste en agregar lenta y progresivamente una disolución de concentración conocida (básica o ácida) a un matraz donde se encuentra un volumen determinado del ácido o base de concentración desconocida detectando el punto de neutralización con algún método instrumental con unas gotas de indicador adecuado.

Valoración ácido base

Para determinar el pH, se usa un método químico clásico conocido como valoración de ácido – base. Por medio de una bureta se miden cuidadosamente las cantidades de una base estándar y se coloca el ácido desconocido en el matraz que contiene el indicador. Cuando la neutralización completa alcanza el llamado punto final de la valoración, se observa un cambio bien marcado de color en el indicador ácido – base.

Importancia de algunos ácidos

En los alimentos.

Los ácidos, también llamados acidulantes, cumplen un gran número de funciones cuando se añaden a los alimentos, entre las que destacan las siguientes: amortiguador de pH, conservador pues evita el crecimiento microbiano; saborizante porque produce o intensifica ciertas notas deseadas; promotor de las reacciones de curado de los derivados cárnicos; sinergista en la actividad de los antioxidantes; modificador de la viscosidad de algunos productos; coagulante de la leche; inhibidor de las reacciones de oscurecimiento; agente hidrolízante de la sacarosa y del almidón para fabricar jarabe invertido y dextrinas, respectivamente, promotor junto con la sacarosa de la gelificación de las pectinas, etc.

En esta categoría de aditivos se encuentran varios compuestos, entre los que destacan ácidos orgánicos como acético, adípico, benzoico, cítrico, fumárico, láctico; el fosfórico es el ácido inorgánico más común, pero también se utiliza el clorhídrico, sobre todo para producir reacciones de hidrólisis. Además de estas sustancias, existen muchas otras, pero con características de sales ácidas.

Muchos de los ácidos se encuentran de manera natural en diversos alimentos de origen vegetal, como parte del metabolismo de estos tejidos y contribuyen a la acidez y al sabor típico. Por ejemplo las manzanas, los plátanos, las peras, las papas y las zanahorias contienen una alta proporción de ácido málico, mientras que el tartárico se localiza en los aguacates, uvas y toronjas y el ácido cítrico esta presente prácticamente en todos los vegetales.

La mayoría de estos ácidos son solubles en el agua con excepción del fumárico que es insoluble.

La principal forma comercial del ácido acético es como vinagre, en donde se encuentra en una concentración de 4 %; puro tiene un olor fuerte, irritante y un gusto ácido. El ácido adípico tiene un poder acidificante semejante al del ácido cítrico, a veces se utiliza como amortiguador de pH en un intervalo de 2.3 a 3.0, y por no ser higroscópico, se prefiere al ácido tartárico en polvos para hornear. Por su parte el ácido cítrico se presenta en forma de cristales que llegan a eflorescer en presencia de aire seco, es muy soluble en agua y se emplea como secuestrador de metales en mezclas con antioxidantes, para acelerar el curado de los derivados carnicol y también como saborizante. El ácido fumárico es el isómero tras del ácido málico y no se solubiliza en agua como los otros ácidos. Finalmente el ácido málico es muy hidrosoluble, y el ácido succínico se usa como saborizante.

Todos los compuestos tienen un sabor ácido, aunque de diferente intensidad, y además provocan paralelamente diversas percepciones sensoriales; al grado de acidez que desarrollan depende del sistema en que se encuentran; por ejemplo, no es la misma si se trata de una bebida gaseosa o de un jugo de frutas. Algunos tienen la característica de intensificar el sabor de otras sustancias, incluyendo los saborizantes sintéticos, como ocurre principalmente en las bebidas a base de frutas; especialmente; en este caso el ácido málico tienen la peculiaridad de retardar la velocidad de evaporación y de retener los componentes volátiles, aumentando así el tiempo de conservación de las propiedades sensoriales del producto.

Los ácidos no son propiamente antioxidantes, y sin embargo ejercen un efecto sinergista cuando se emplean con aditivos como el butil-hidroxianisol o el butil-hidroxitolueno; en este caso, su acción está en estrecha relación con su capacidad de secuestrar los metales como el hierro y el cobre que son iniciadores de oxidación, y con el hecho de que afectan el sistema de oxidorreducción, favoreciendo el equilibrio redox bajo hacia la forma reducida del antioxidante medico.

A continuación presentamos ácidos que se encuentran en algunas frutas:

FRUTAS	ÁCIDOS
Manzana	Málico, químico, oxalacético, cítrico, pirúvico, fumárico, láctico succínico.
Albaricoque	Málico y cítrico.
Aguacate	Tártarico
Plátano	Málico, cítrico, tartárico, acético y fórmico
Higo	Cítrico, málico y acético.
Toronja	Cítrico, tártarico, málico y oxálico.
Limón	Cítrico, málico, tártarico y oxálico.
Lima	Cítrico, málico, tártarico y oxálico
Cáscara de naranja	Málico, cítrico y oxálico.
Naranja	Cítrico, málico y oxálico.

Se produce dióxido de carbono gaseoso cuando el carbonato ácido de sodio (llamado bicarbonato de sodio o soda para hornear) reacciona con un ácido. Para hacer panes rápidos, como los molletes o bizcochos, se mezclan carbonato ácido de sodio con un ácido seco como el tartrato ácido de potasio, KHC₄H₄O₆(llamado crémor tártaro), que tiene un hidrógeno ácido. No hay reacción alguna hasta que se añade agua. El dióxido de carbono gaseoso que produce la reacción queda atrapado en la masa y se expande al calentarse para impartir la textura ligera característica de los molletes, bizcochos y panqués.

NaHCO_{3 (ac)} + KHC₄H₄O_6(ac) H₂O + CO_2(g) + KnaC₄H₄O_{6 (ac)}

_{Bicarbonato Tartrato ácido Tartrato de potasio}

_{de sodio de sodio y sodio}

El polvo de hornear contiene una mezcla de los dos sólidos descritos, pero hay otras formas de producir el dióxido de carbono que se necesita para que suba la masa. Los ingredientes fundamentales son el carbonato ácido. En consecuencia es posible hacer bizcochos, por ejemplo, empleando leche agria, suero de mantequilla o incluso un poco de vinagre como el ácido que se mezcla con la soda para hornear.

_{Ácido Carbonato ácido Agua Dióxido de carbono}

H₃O⁺_(ac) + HCO^-_3(ac) 2H₂O + CO_2(ac)

Importancia del pH en nuestro organismo

Los ácidos y las bases fuertes destruyen los tejidos. En el organismo, el pH esta rigurosamente controlado; adopta valores característicos dependiendo del órgano que consideremos. Nuestro estomago secreta de manera natural ácido clorhídrico, que es un ácido fuerte para llevar acabo el proceso de la digestión. Por lo tanto su pH normal, en ayunas es de 0.9 a 1.5. En estas condiciones funcionan las enzimas que se encargan de la digestión gástrica. El pH de los jugos gástricos es tan bajo que alcanzamos a apreciar su poder corrosivo e irritante en las paredes del estómago y el esófago.

Preparación de algunos indicadores naturales ácido- base.

Algunos indicadores ácido – base son por ejemplo: extractos de rosa (rojo), bugambilia y jamaica.

En el caso del extracto de jamaica, se trata sólo de agua de jamaica casera previamente preparada. Respecto al indicador de pétalos de flor se hace lo siguiente: se toman varios pétalos y se cortan en pedazos muy pequeños. En seguida se colocan en un plato hondo de plástico y se agregan unos 30 ml. de alcohol. Los pétalos se trituran durante unos minutos de tal forma que el alcohol decolore al máximo. A continuación se etiquetan tres vasos y se decanta la solución teñida de cada indicador, de tal forma que tengamos listos los tres extractos para utilizarlos.

El color de cada una de las sustancias cambia de la siguiente manera:

INDICADOR	CAMBIO DE COLOR	TIPO DE SUSTANCIA
ROSA	CAFÉ	MUY BÁSICA
	VERDE	LIGERAMENTE BÁSICA
	INCOLORO	NEUTRAS
	ROSA MEXICANO	ÁCIDAS
BUGAMBILIA	VERDE	BÁSICAS
	INCOLORO	NEUTRAS
	SIN CAMBIO	ÁCIDAS
JAMAICA	VERDE	BÁSICAS
	MORADO	NEUTRAS
	SIN CAMBIO	ÁCIDAS

CONCLUSIONES

Ante el rápido desarrollo de un mundo tecnológico, debemos volver la mirada hacia nosotros, para ampliar nuestro conocimiento en lo cultural y asegurar nuestra sobrevivencia.

La acidez, basicidad, pH e indicadores químicos son conceptos que hemos reafirmado durante la realización del presente trabajo.

El realizar el presente trabajo, nos permitió saber que existen sustancias llamadas ácidas, básicas y neutras, las cuales tienen un pH determinado. Los indicadores nos permiten obtener el pH de una sustancia, nos ayuda a diferenciar un ácido y una base, estos conocimientos nos permitirán hacer un mejor uso de toda sustancia.

BIBLIOGRAFÍA

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CHOPPIN, G. R. Química. México: Publicaciones cultural. 595p.

JOHN W. Hill y DORIS K. Kolb. Química para el Nuevo milenio. México: Prentice, 1999. 704p.

LOPEZ, José Antonio. Tú y la química. México: Prentice Hall, 2001. 808p.

OCAMPO, G. A., RAMÍREZ V. M. Fundamentos de química 3. México: Publicaciones cultural, 2000. 121p.

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