Los ácidos y las bases están en el vinagre, en los productos de limpieza, en nuestro estómago y en la sangre, cuyo pH se mantiene cerca de 7,4. En este tema aplicamos todo lo aprendido sobre equilibrio a las reacciones de transferencia de protones. El cálculo del pH de un ácido débil y las valoraciones son preguntas fijas de la PAU.
Objetivos
- Identificar ácidos, bases y pares conjugados según Brønsted‑Lowry
- Calcular el pH de disoluciones de ácidos y bases fuertes y débiles
- Relacionar K_{a}, K_{b} y K_{w} y el grado de ionización
- Predecir el carácter ácido, básico o neutro de una sal (hidrólisis)
- Resolver problemas de neutralización y valoración
1. Teorías ácido‑base
- Arrhenius: un ácido libera H⁺ en agua y una base libera OH⁻. No explica, por ejemplo, el carácter básico del NH₃.
- Brønsted‑Lowry: un ácido cede protones y una base los acepta. Cada ácido tiene su base conjugada: HA/A⁻.
Pares conjugados en NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
- NH₃ acepta un protón: base ; su ácido conjugado es NH₄⁺
- H₂O cede un protón: ácido ; su base conjugada es OH⁻
El agua es anfótera: actúa como ácido frente al NH₃ y como base frente al HCl.
2. Producto iónico del agua y pH
Kw = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 10−14 (25 °C) ; pH = −log [H₃O⁺] ; pH + pOH = 14
Los ácidos fuertes (HCl, HNO₃, H₂SO₄ en su primera ionización, HClO₄) y las bases fuertes (NaOH, KOH, Ca(OH)₂) se disocian totalmente: [H₃O⁺] = c del ácido; [OH⁻] = c · (número de OH) de la base.
pH de NaOH 0,005 M
- [OH⁻] = 0,005 M ⟹ pOH = −log 0,005 ≈ 2,30
- pH = 14 − 2,30 = 11,70
3. Ácidos y bases débiles
HA + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺ ; Ka = ; Ka · Kb = Kw
pH del ácido acético 0,1 M (Ka = 1,8 · 10−5)
- Equilibrio: [HA] = 0,1 − x ; [A⁻] = [H₃O⁺] = x
- = 1,8 · 10−5 ⟹ x ≈ 1,33 · 10−3 M
- pH = −log(1,33 · 10−3) ≈ 2,88
- Grado de ionización: α = ≈ 0,0133 (1,33 %)
4. Hidrólisis, reguladoras y valoraciones
| Sal procedente de | Ejemplo | Carácter |
|---|---|---|
| Ácido fuerte + base fuerte | NaCl | Neutro (pH = 7) |
| Ácido débil + base fuerte | CH₃COONa | Básico: CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ |
| Ácido fuerte + base débil | NH₄Cl | Ácido: NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺ |
Disolución reguladora (amortiguadora): Mezcla de un ácido débil y su base conjugada (CH₃COOH/CH₃COO⁻) o de una base débil y su ácido conjugado (NH₃/NH₄⁺). Su pH apenas varía al añadir pequeñas cantidades de ácido o de base. Ecuación de Henderson‑Hasselbalch: pH = pKa + log().
nH₃O⁺ = nOH⁻ ⟹ Va · Ma · (n.º de H) = Vb · Mb · (n.º de OH)
25 mL de HCl se neutralizan con 20 mL de NaOH 0,1 M
- n(OH⁻) = 0,020 · 0,1 = 2 · 10−3 mol = n(H₃O⁺)
- [HCl] = = 0,08 M
El pH en el punto de equivalencia es 7 solo en una valoración fuerte‑fuerte. Si se valora un ácido débil con una base fuerte, es mayor que 7 (hay hidrólisis de la base conjugada): conviene la fenolftaleína.
Recuerda
- Brønsted‑Lowry: ácido cede H⁺, base lo acepta; pares conjugados HA/A⁻.
- Kw = 10−14 ; pH = −log [H₃O⁺] ; pH + pOH = 14.
- Ácido débil: Ka = x²/(c − x) ; Ka · Kb = Kw.
- Sal de ácido débil y base fuerte: básica ; de ácido fuerte y base débil: ácida.
- Equivalencia: n(H₃O⁺) = n(OH⁻).
¡Ahora te toca a ti!
Comprueba que lo has entendido con los ejercicios y repasa con el resumen.