Equilibrio químico

viernes, 24 de junio de 2022

Demostrar una fórmula para hallar Qc con Kc las concentraciones en equilibrio y no-equilibrio // ⚖️ Equilibrio químico // Joseleg

👉 𝑬𝒏𝒖𝒏𝒄𝒊𝒂𝒅𝒐: Hallar una fórmula que permita calcular el valor de Qc conociendo el valor de Kc y el factor con el que se modifican las concentraciones en equilibrio.

|| Enlace a YouTube || Mas ejercicios resueltos de equilibrio químico || Mas ejercicios de otros capítulos || Curso de equilibrio químico || ¡Si te gustó, suscríbete! ||

👉 𝑫𝒆𝒎𝒐𝒔𝒕𝒓𝒂𝒄𝒊𝒐𝒏𝒆𝒔 𝒚/𝒐 𝒄𝒐𝒏𝒄𝒆𝒑𝒕𝒐𝒔 𝒕𝒆ó𝒓𝒊𝒄𝒐𝒔:

https://equilibrioquimicojoseleg.blogspot.com/2022/06/equilibrioquimico-Lechatelier-Qc.html

👉 𝑺𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏:

👉 𝑶𝒕𝒓𝒐𝒔 𝒆𝒏𝒖𝒏𝒄𝒊𝒂𝒅𝒐𝒔: Demostrar una fórmula para hallar Qc con Kc las concentraciones en equilibrio y no-equilibrio

👉 𝑻𝒆𝒎𝒂𝒔: química, química general, equilibrio, cinética química, joseleg, equilibrio químico, constante de equilibrio, ley de acción de masas, expresión de constante de equilibrio, equilibrio múltiple, equilibrio de gases, hallar el KC con el KP, Hallar el QC de la reacción, determinar el estado de equilibrio, determinar la dirección favorecida, calcular las concentraciones en equilibrio con las concentraciones en no-equilibrio, principio de Lechatelier

jueves, 9 de junio de 2022

Referencias bibliográficas | 🍊 Teoría ácido-base | Joseleg

| Ciencias de Joseleg | Química | Química del equilibrio | Teoría ácido base | (Ejercicios) (Generalidades) (Teoría de Arrhenius) (Teoría de Brønsted-Lowry) (Constante de disociación ácida Ka) (Introducción a la teoría de Lewis) (Producto iónico del agua Kw) (El pH) (Reacciones ácido-base) (Indicadores de acidez) (Efecto de la acidez en el suelo) (Referencias bibliográficas)

Baeza-Baeza, J. J., & García-Alvarez-Coque, M. C. (2014). Extent of Reaction Balances: A Convenient Tool to Study Chemical Equilibria. World J. Chem. Educ, 2, 54–58.

Bishop, E. (2013). Indicators: international series of monographs in analytical chemistry (Vol. 51). Elsevier.

Brady, N. C., & Weil, R. R. (2016). The nature and properties of soils . Columbus, EUA: Pearson Education. Inc.[Links].

Brock, W. H. (2016). The History of Chemistry: A Very Short Introduction. Oxford University Press.

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., & Stoltzfus, M. W. (2015). Chemistry the Central Science.

Clark, R. B., Frid, C., & Attrill, M. (1989). Marine pollution (Vol. 4). Clarendon Press Oxford.

Coleman, W. F. (2008). Molecular Models of Indicators. ACS Publications.

Eamon, W. (1980). New light on Robert Boyle and the discovery of colour indicators. Ambix, 27(3), 204–209.

Eliade, M., ET, & Ledesma, M. P. (1974). Herreros y alquimistas. Alianza Madrid.

García-García, J. L. (2020). El álgebra de la estequiometría. Educación química, 31(1), 138–150.

Garst, J. F. (1974). The extent of reaction as a unifying basis for stoichiometry in elementary chemistry. Journal of Chemical Education, 51(3), 194.

Goyer, R. A., Bachmann, J., Clarkson, T. W., Ferris Jr, B. G., Graham, J., Mushak, P., … Sharpe, W. (1985). Potential human health effects of acid rain: report of a workshop. Environmental Health Perspectives, 60, 355.

Gupta, N., Gaurav, S. S., & Kumar, A. (2013). Molecular basis of aluminium toxicity in plants: a review. American Journal of Plant Sciences, 4(12), 21.

Hansson, K., Olsson, B. A., Olsson, M., Johansson, U., & Kleja, D. B. (2011). Differences in soil properties in adjacent stands of Scots pine, Norway spruce and silver birch in SW Sweden. Forest Ecology and Management, 262(3), 522–530.

Haynes, R. J. (1982). Effects of liming on phosphate availability in acid soils. Plant and soil, 68(3), 289–308.

Huang, P. M., Li, Y., & Sumner, M. E. (2011). Handbook of soil sciences: resource management and environmental impacts. CRC Press.

Kopittke, P. M., Menzies, N. W., Wang, P., & Blamey, F. P. C. (2016). Kinetics and nature of aluminium rhizotoxic effects: a review. Journal of experimental botany, 67(15), 4451–4467.

Kumar, A., Patil, R. S., Dikshit, A. K., Islam, S., & Kumar, R. (2016). Evaluation of control strategies for industrial air pollution sources using American Meteorological Society/Environmental Protection Agency Regulatory Model with simulated meteorology by Weather Research and Forecasting Model. Journal of Cleaner Production, 116, 110–117.

Larrañaga, M. D., Lewis, R. J., & Lewis, R. A. (2016). Highlights in the History of Chemistry. Hawley’s Condensed Chemical Dictionary, Sixteenth Edition, 1462–1470.

Levere, T. H. (2001). Transforming matter: a history of chemistry from alchemy to the buckyball. JHU Press.

Mancuso, A. (2010). The Effect of the Accumulation of Heavy Metals in Soil on the Growth of Vegetation in the Long Island Solar Farm. Brookhaven National Laboratory.

Newman, M. C. (2014). Fundamentals of ecotoxicology: the science of pollution. CRC press.

Nørby, J. G. (2000). The origin and the meaning of the little p in pH. Trends in biochemical sciences, 25(1), 36–37.

Pardue, H. L., Odeh, I. N., & Tesfai, T. M. (2004). Unified approximations: A new approach for monoprotic weak acid-base equilibria. Journal of chemical education, 81(9), 1367.

Rout, G., Samantaray, S., & Das, P. (2001). Aluminium toxicity in plants: a review. Agronomie, 21(1), 3–21.

Rouwet, D., Hidalgo, S., Joseph, E. P., & González-Ilama, G. (2017). Fluid geochemistry and volcanic unrest: dissolving the haze in time and space.

Sgambato, F., Prozzo, S., Sgambato, E., Sgambato, R., & Milano, L. (2012). The 100th anniversary of the invention of pH (1909-2009)-Part II. Was it really necessary to replace the Henderson equation with that of Henderson-Hasselbalch? Italian Journal of Medicine, 5(4), 215–226.

Shavrukov, Y., & Hirai, Y. (2015). Good and bad protons: genetic aspects of acidity stress responses in plants. Journal of experimental botany, 67(1), 15–30.

Slessarev, E. W., Lin, Y., Bingham, N. L., Johnson, J. E., Dai, Y., Schimel, J. P., & Chadwick, O. A. (2016). Water balance creates a threshold in soil pH at the global scale. Nature, 540(7634), 567.

Sörensen, S. P. L. (1912). Über die Messung und Bedeutung der Wasserstoffionen-konzentration bei biologischen Prozessen. Ergebnisse der Physiologie, 12(1), 393–532.

Sparks, D. L. (2003). Environmental soil chemistry. Elsevier.

Sumner, M. E., & Farina, M. P. W. (1986). Phosphorus interactions with other nutrients and lime in field cropping systems. En Advances in soil science (pp. 201–236). Springer.

Thomas, G. W. (1996). Soil pH and soil acidity. Methods of Soil Analysis Part 3—Chemical Methods, (methodsofsoilan3), 475–490.

Timberlake, K. C. (2015). Chemistry An Introduction to General, Organic, and Biological Chemistry (15a ed.). USA: Pearson.

Truog, E. (1947). The liming of soils. The yearbook of agriculture 1947: Science in farming, 566–576.

Van Breemen, N., Driscoll, C. T., & Mulder, J. (1984). Acidic deposition and internal proton sources in acidification of soils and waters. Nature, 307(5952), 599.

van Breemen, N., Mulder, J., & Driscoll, C. T. (1983). Acidification and alkalinization of soils. Plant and soil, 75(3), 283–308.

Veron, J. E. N. (2008). Mass extinctions and ocean acidification: biological constraints on geological dilemmas. Coral Reefs, 27(3), 459–472.

12. Lluvia ácida | 🍊 Teoría ácido-base | Joseleg

La lluvia ácida es una lluvia o cualquier otra forma de precipitación que es inusualmente ácida, lo que significa que tiene niveles elevados de iones de hidrógeno que darán valores inferiores a 7 de pH. Puede tener efectos nocivos en las plantas, los animales acuáticos y la infraestructura. La lluvia ácida es causada por las emisiones de dióxido de azufre y óxido de nitrógeno, que reaccionan con las moléculas de agua en la atmósfera para producir ácidos. Algunos gobiernos han hecho esfuerzos desde la década de 1970 para reducir la emisión de dióxido de azufre y óxido de nitrógeno a la atmósfera con resultados positivos. Los óxidos de nitrógeno también pueden producirse naturalmente por los rayos, y el dióxido de azufre se produce por erupciones volcánicas. Se ha demostrado que la lluvia ácida tiene impactos adversos sobre los bosques, las aguas dulces y los suelos, mata insectos y formas de vida acuáticas, provoca que la pintura se pele, corroe estructuras de acero como puentes, erosiona edificios y estatuas de piedra, además de tener impactos en salud humana.

Lluvia ácida natural

La lluvia es naturalmente ácida debido a la presencia de CO₂ en fase gaseosa, el cual reacciona con el vapor de agua para dar lugar a ácido carbónico: CO₂(g) +H₂O(l) ⇄ H₂CO₃(aq). Posteriormente el ácido carbónico se disociará parcialmente en un equilibrio triple. Por esta razón la lluvia posee normalmente un contenido mayor de iones de hidrógeno que de iones hidroxilo. Otra fuente de acidez es el ácido nítrico, trazas de ácido nítrico se pueden sintetizar ocasionalmente cuando hay una descarga eléctrica durante una tormenta, la energía del rayo provoca que el gas de nitrógeno N₂ reaccione. Sin embargo, esta acidez natural es débil en comparación con la causada por el ser humano.

La única causa natural que puede causar una acidificación notable de la lluvia es un volcán activo, por ejemplo, las fumarolas del cráter Laguna Caliente del volcán Poás crean cantidades extremadamente altas de lluvia ácida y niebla ácida, con una acidez tan alta como un pH de 2, despejando un área extensa de cualquier vegetación y frecuentemente causando irritación en los ojos y pulmones de habitantes en asentamientos cercanos (Rouwet, Hidalgo, Joseph, & González-Ilama, 2017). Los gases productores de ácido también son creados por procesos biológicos que ocurren en la tierra, en los pantanos y en los océanos. La principal fuente biológica de compuestos que contienen azufre es sulfuro de dimetilo.

Teoría de la lluvia ácida

El término lluvia ácida fue acuñado en 1852 por el químico escocés Robert Angus Smith, según la Royal Society of Chemistry, que lo llama el "padre de la lluvia ácida". Smith decidió el término mientras examinaba la química del agua de lluvia cerca de ciudades industriales en Inglaterra y Escocia. Escribió sobre sus hallazgos en 1872 en el libro "Aire y lluvia: los comienzos de una climatología química". En la década de 1950, los científicos en los Estados Unidos comenzaron a estudiar el fenómeno, y en la década de 1960 y principios de 1970, la lluvia ácida se convirtió en un problema ambiental regional que afectaba a Europa occidental y al este de América del Norte (Haynes, 1982; Truog, 1947).

Aunque los contaminantes artificiales actualmente están afectando a la mayoría de las precipitaciones ácidas, los desastres naturales también pueden ser un factor. Por ejemplo, los volcanes pueden causar lluvia ácida al disparar contaminantes al aire. Estos contaminantes pueden transportarse por todo el mundo en chorros de agua y convertirse en lluvia ácida lejos del volcán. Después de que un asteroide acabó con los dinosaurios hace 65,5 millones de años, el trióxido de azufre fue lanzado al aire. Cuando llegó al aire, se convirtió en ácido sulfúrico, generando un aguacero de lluvia ácida (Haynes, 1982; Truog, 1947).

Lluvia ácida no natural

La principal causa de la lluvia ácida son los compuestos de azufre y nitrógeno de origen humano, como la generación de electricidad, las fábricas y los vehículos de motor. La generación de energía eléctrica utilizando carbón es uno de los mayores contribuyentes a las contaminaciones gaseosas que son responsables de la lluvia ácida.

Los gases pueden transportarse cientos de kilómetros en la atmósfera antes de convertirse en ácidos y depositarse. En el pasado, las fábricas tenían embudos cortos para dejar salir el humo, pero esto causaba muchos problemas a nivel local; por lo tanto, las fábricas ahora tienen embudos de humo más altos. Sin embargo, la dispersión de estas pilas más altas hace que los contaminantes se lleven más lejos, causando un daño ecológico generalizado (Kumar, Patil, Dikshit, Islam, & Kumar, 2016; Newman, 2014).

Efectos de la lluvia ácida en los ecosistemas

Tanto el pH más bajo como las mayores concentraciones de aluminio en el agua superficial que ocurren como resultado de la lluvia ácida pueden causar daños a los peces y otros animales acuáticos. A pHs inferiores a 5, la mayoría de los huevos de peces no eclosionarán y los pH más bajos pueden matar a los peces adultos. A medida que los lagos y ríos se vuelven más ácidos, la biodiversidad se reduce. La lluvia ácida ha eliminado la vida de los insectos y algunas especies de peces, incluida la trucha de arroyo en algunos lagos, arroyos y riachuelos en áreas geográficamente sensibles, como las Montañas Adirondack de los Estados Unidos (Kumar et al., 2016; Newman, 2014). Sin embargo, el grado en que la lluvia ácida contribuye directa o indirectamente, a través de la corriente desde el nacimiento hasta las desembocaduras es variable y depende de las características geográficas y geológicas locales. El sitio web de la Agencia de Protección Ambiental de los Estados Unidos (EPA) declara: "De los lagos y arroyos encuestados, la lluvia ácida causó acidez en el 75% de los lagos y alrededor del 50% en los rios". Los lagos alojados en rocas de basamento de silicato son más ácidos que los lagos dentro de piedra caliza u otras rocas con una composición de carbonato (es decir, mármol) debido a los efectos amortiguadores de pH de los minerales de carbonato, incluso con la misma cantidad de lluvia ácida.

La lluvia ácida puede dañar seriamente la biología y la química del suelo. Algunos microbios son incapaces de tolerar los cambios a pH bajo y son eliminados del ecosistema. Las enzimas de estos microbios se desnaturalizan (cambian de forma y por lo tanto su funcionalidad) por el ácido. Los iones hidronio de la lluvia ácida también movilizan toxinas, como el aluminio, y eliminan nutrientes y minerales esenciales como el magnesio (Mancuso, 2010).

Los efectos adversos de la lluvia ácida en la vida vegetal pueden estar relacionados indirectamente con esta, como los efectos del ácido sobre el suelo o la alta concentración de precursores gaseosos a la lluvia ácida. Los bosques de gran altura son especialmente vulnerables ya que a menudo están rodeados por nubes y niebla que son más ácidas que la lluvia. Otras plantas también pueden dañarse con la lluvia ácida, pero el efecto sobre los cultivos alimentarios se minimiza mediante la aplicación de cal y fertilizantes para reemplazar los nutrientes perdidos. En áreas cultivadas, también se puede agregar piedra caliza para aumentar la capacidad del suelo para mantener el pH estable, pero esta táctica es inutilizable en el caso de tierras silvestres. Cuando se filtra el calcio de las agujas de la picea roja, estos árboles se vuelven menos tolerantes al frío y exhiben lesiones en el invierno e incluso la muerte (Mancuso, 2010).

La lluvia ácida tiene un efecto mucho menos dañino en los océanos ya que aumenta su acidez, lo que hace más difícil para diferentes especies costeras crear sus exoesqueletos que necesitan para sobrevivir, y el problema es que estas especies son la base de las redes tróficas en muchos ecosistemas. El esqueleto de piedra caliza de Coral es sensible a la caída de pH, porque el componente central de la piedra caliza, carbonato de calcio, se disuelve en soluciones ácidas (pH bajo) (Clark, Frid, & Attrill, 1989; Veron, 2008).

Lluvia ácida y salud humana

La lluvia ácida no afecta directamente la salud humana. El ácido en el agua de lluvia está demasiado diluido para tener efectos adversos directos. Sin embargo, las partículas responsables de la lluvia ácida (dióxido de azufre y óxidos de nitrógeno) tienen un efecto adverso. El aumento de la cantidad de partículas finas en el aire contribuye a problemas cardíacos y pulmonares, como el asma y la bronquitis, esto debido a que provocan una acidificación de la mucosa por las mismas reacciones que sintetizan los ácidos en la atmósfera (Goyer et al., 1985).

11. Efectos de la acidez en el suelo | 🍊 Teoría ácido-base | Joseleg

En el medio ambiente, la acidez medida como pH, de la lluvia, el agua y el suelo pueden tener efectos significativos. Cuando la lluvia se vuelve demasiado ácida (YouTube), puede disolver las estatuas de mármol y acelerar la corrosión de los metales. En lagos y estanques, la acidez del agua puede afectar la capacidad de las plantas y los peces para sobrevivir. La acidez del suelo alrededor de las plantas afecta su crecimiento. Si el pH del suelo es demasiado ácido o demasiado básico, las raíces de la planta no pueden absorber algunos nutrientes. La mayoría de las plantas prosperan en el suelo con un pH casi neutro, aunque ciertas plantas como las orquídeas, las camelias y los arándanos requieren un suelo más ácido. Los cambios en el pH de los fluidos corporales pueden afectar severamente las actividades biológicas dentro de las células. Las soluciones reguladoras de pH, también conocidas como tampones o buffer, están presentes para evitar grandes fluctuaciones en el pH (Brown et al., 2015).

Tabla 11‑1. Tipos de suelo por acidez medida en pH.

El impacto de los ácidos y las bases depende no solo del tipo de ácido o base, sino también de cuánto está presente. El tiempo requerido para que un objeto metálico sumergido en el agua se corroa, la capacidad de un medio acuático para sustentar la vida de los peces y las plantas, el destino de los contaminantes arrastrados por la lluvia e incluso las tasas de reacciones que mantienen nuestras vidas críticamente Depende de la acidez o basicidad de las soluciones. Por lo tanto, exploraremos en este capítulo cómo medimos la acidez y cómo las reacciones químicas de ácidos y bases dependen de sus concentraciones y de su estado de equilibrio.

El pH del suelo es una medida de la acidez o basicidad (alcalinidad) de un suelo (YouTube, acidez en los suelos cafeteros). En suelos, se mide en una mezcla de tierra mezclada con agua (o una solución de sal, como CaCl 0,01 M), y normalmente oscila entre 3 y 10, siendo 7 neutral. Los suelos ácidos tienen un pH inferior a 7 y los suelos alcalinos tienen un pH superior a 7. Los suelos ultraácidos (pH <3.5) y los suelos muy fuertemente alcalinos (pH > 9) son raros (Slessarev et al., 2016; Thomas, 1996). El pH del suelo se considera una variable maestra en los suelos, ya que afecta a muchos procesos químicos. Afecta específicamente la disponibilidad de nutrientes de las plantas al controlar las formas químicas de los diferentes nutrientes e influir en las reacciones químicas que experimentan. El rango óptimo de pH para la mayoría de las plantas está entre 5,5 y 7,5; (Slessarev et al., 2016; Thomas, 1996) sin embargo, muchas plantas se han adaptado para prosperar a valores de pH fuera de este rango.

El pH de un suelo natural depende de la composición mineral del material original del suelo y de las reacciones a la intemperie sufridas por ese material original. En ambientes cálidos y húmedos, la acidificación del suelo ocurre con el tiempo ya que los productos de la intemperie son lixiviados por el agua que se mueve lateralmente o hacia abajo a través del suelo. En climas secos, sin embargo, la meteorización y la lixiviación del suelo son menos intensas y el pH del suelo suele ser neutro o alcalino (Nico van Breemen, Mulder, & Driscoll, 1983).

Procesos que contribuyen a la acidificación de los suelos

Muchos procesos contribuyen a la acidificación del suelo, estos incluyen (Sparks, 2003; N Van Breemen, Driscoll, & Mulder, 1984):

Precipitación

Los suelos ácidos se encuentran con mayor frecuencia en áreas de alta precipitación. El agua de lluvia tiene un pH ligeramente ácido (generalmente alrededor de 5,7) debido a una reacción con CO₂ en la atmósfera que forma el ácido carbónico. Cuando esta agua fluye a través del suelo, da como resultado la filtración de cationes básicos del suelo como bicarbonatos; esto aumenta el porcentaje de Al³⁺ y H⁺ relativo a otros cationes.

Metabolismo celular

La respiración radicular y la descomposición de la materia orgánica por microorganismos libera CO₂ que aumenta la concentración de ácido carbónico (H₂CO₃) y lixiviación posterior.

Crecimiento de las plantas

Las plantas absorben nutrientes en forma de iones (por ejemplo, NO₃^-, NH₄⁺, Ca²⁺, H₂PO₄^-), y a menudo acaparan más cationes “positivos” que aniones “negativos”. Sin embargo, las plantas deben mantener una carga neutral en sus raíces. Para compensar la carga positiva adicional, emiten iones H⁺ desde la raíz. Algunas plantas también exudan ácidos orgánicos en el suelo para acidificar la zona alrededor de sus raíces para ayudar a solubilizar los nutrientes metálicos que son insolubles a pH neutro, como el hierro (Fe) e impedir el crecimiento de bacterias patógenas.

Fertilizantes

Uso de fertilizantes con base de amonio (NH₄⁺), los cuales reaccionan en el suelo mediante el proceso de nitrificación para formar nitrato (NO₃^-), y en el proceso liberan iones H⁺.

Lluvia ácida

La quema de combustibles fósiles libera óxidos de azufre y nitrógeno a la atmósfera. Estos reaccionan con el agua en la atmósfera para formar ácido sulfúrico y nítrico en la lluvia.

Degradación oxidativa

La oxidación de algunos minerales primarios, especialmente sulfuros y aquellos que contienen ion ferroso Fe²⁺, generan acidez. Este proceso a menudo se acelera por la actividad humana.

Desechos de minas de oro y desecación de humedales

condiciones muy ácidas pueden formarse en los suelos cerca de algunos despojos de la mina debido a la oxidación de la pirita. Los suelos de sulfato ácido formados naturalmente en ambientes costeros y de estuarios saturados de agua pueden volverse altamente ácidos cuando se drenan o se excavan.

Procesos que contribuyen a la alcalinización de los suelos

Así mismo, los suelos pueden volverse alcalinos por varias razones, dentro de las cuales destacan (Sparks, 2003; N Van Breemen et al., 1984):

Meteorización de minerales

Meteorización de silicatos, aluminosilicatos y minerales de carbonato que contienen Na⁺, Ca²⁺, Mg²⁺ y K⁺. Adición de silicato, aluminosilicato y minerales de carbonato a los suelos; esto puede suceder por la deposición de material erosionado en otra parte por el viento o el agua, o por la mezcla del suelo con material menos meteorizado (como la adición de piedra caliza a suelos ácidos).

Aguas duras

Adición de agua que contiene bicarbonatos disueltos (como ocurre cuando se riega con aguas de alto contenido de bicarbonato).

La acumulación de alcalinidad en un suelo (como carbonatos y bicarbonatos de Na, K, Ca y Mg) ocurre cuando no hay suficiente agua fluyendo a través de los suelos para lixiviar las sales solubles. Esto puede deberse a condiciones áridas o a un drenaje interno del suelo pobre; En estas situaciones, la mayor parte del agua que ingresa al suelo es transpirada (absorbida por las plantas) o se evapora, en lugar de fluir a través del suelo (Sparks, 2003; N Van Breemen et al., 1984). El pH del suelo generalmente aumenta cuando la alcalinidad total aumenta, pero el resto de los cationes agregados también tiene un efecto marcado en el pH del suelo. Por ejemplo, aumentar la cantidad de sodio en un suelo alcalino tiende a inducir la disolución del carbonato de calcio, lo que aumenta el pH. Los suelos calcáreos pueden variar en pH de 7,0 a 9,5, dependiendo del grado en que Ca²⁺ o Na⁺.

Suelos ácidos

Las plantas cultivadas en suelos ácidos pueden experimentar una variedad de tensiones que incluyen toxicidad de aluminio (Al), hidrógeno (H) y / o manganeso (Mn), así como deficiencias de nutrientes de calcio (Ca) y magnesio (Mg) (Brady & Weil, 2016). La toxicidad del aluminio es el problema más extendido en los suelos ácidos. El aluminio está presente en todos los suelos, pero el Al³⁺ disuelto es tóxico para las plantas; el ion Al³⁺ es más soluble a pH bajo; por encima de pH 5,0, hay poco Al en forma soluble en la mayoría de los suelos (Hansson, Olsson, Olsson, Johansson, & Kleja, 2011; Kopittke, Menzies, Wang, & Blamey, 2016). El aluminio no es un nutriente vegetal, y como tal, no es absorbido activamente por las plantas, sino que entra a las raíces de las plantas pasivamente a través de la ósmosis. El aluminio inhibe el crecimiento de la raíz; las raíces laterales y las puntas se engrosan y las raíces carecen de ramificaciones finas; las puntas de las raíces pueden ponerse marrones. En la raíz, el efecto inicial de Al³⁺ es la inhibición de la expansión de las células de la rizodermis, lo que lleva a su ruptura; a partir de entonces se sabe que interfiere con muchos procesos fisiológicos que incluyen la captación y el transporte de calcio y otros nutrientes esenciales, la división celular, la formación de la pared celular y la actividad enzimática (Gupta, Gaurav, & Kumar, 2013; Kopittke et al., 2016; Rout, Samantaray, & Das, 2001).

Figura 11‑1. Acidez de los suelos del mundo. Los desiertos tropicales y templados tienden a ubicarse en suelos medianamente alcalinos.

El estrés por iones de hidrógeno (ion H⁺) también puede limitar el crecimiento de las plantas. La bomba de protones, H⁺-ATPasa, del plasmalema de las células de la raíz trabaja para mantener el pH casi neutro de su citoplasma. Una alta actividad de protones (pH dentro del rango de 3,0-4,0 para la mayoría de las especies de plantas) en el medio de crecimiento externo supera la capacidad de la célula para mantener el pH citoplásmico y el crecimiento se detiene (Shavrukov & Hirai, 2015).

Disponibilidad de nutrientes en relación al pH

El pH del suelo afecta la disponibilidad de algunos nutrientes de las plantas. Como se discutió anteriormente, la toxicidad del aluminio tiene efectos directos sobre el crecimiento de las plantas; sin embargo, al limitar el crecimiento de la raíz, también reduce la disponibilidad de nutrientes de las plantas. Debido a que las raíces están dañadas, la absorción de nutrientes se reduce, y deficiencias de los macronutrientes (nitrógeno, fósforo, potasio, calcio y magnesio) se encuentran con frecuencia en suelos muy ácidos a ultra ácidos (pH <5.0) (Shavrukov & Hirai, 2015). La disponibilidad de molibdeno aumenta a un pH más alto; esto se debe a que el ion molibdato es absorbido con mayor fuerza por las partículas de arcilla a un pH más bajo (Huang, Li, & Sumner, 2011).

En suelos con un alto contenido de minerales que contienen manganeso, la toxicidad de Mn puede convertirse en un problema a pH 5,6 y menor. El manganeso, como el aluminio, se vuelve cada vez más soluble a medida que desciende el pH, y los síntomas de toxicidad de Mn se pueden ver a niveles de pH por debajo de 5,6. El manganeso es un nutriente vegetal esencial, por lo que las plantas transportan Mn a las hojas. Los síntomas clásicos de la toxicidad de Mn son arrugas o ahuecamiento de las hojas.

El zinc, el hierro, el cobre y el manganeso muestran una menor disponibilidad a un pH más alto (Huang et al., 2011). El efecto del pH sobre la disponibilidad de fósforo varía considerablemente, dependiendo de las condiciones del suelo y del cultivo en cuestión. La opinión predominante en los años 1940 y 1950 fue que la disponibilidad de P se maximiza cerca de la neutralidad (pH del suelo 6.5-7.5), y disminuye a un pH más alto y más bajo (Sumner & Farina, 1986; Truog, 1947). Sin embargo, las interacciones de fósforo con el pH en el rango de moderadamente a levemente ácido (pH 5.5-6.5) son mucho más complejas de lo que sugiere este punto de vista. Las pruebas de laboratorio, los ensayos en invernadero y los ensayos de campo han indicado que los aumentos en el pH dentro de este rango pueden aumentar, disminuir o no tener ningún efecto sobre la disponibilidad de P para las plantas (Haynes, 1982; Truog, 1947).