Ácido-base y reacciones de transferencia de protones
El bloque ácido-base evalúa la teoría de Brønsted-Lowry, el cálculo de pH en disoluciones de ácidos y bases fuertes y débiles, la hidrólisis de sales, las disoluciones amortiguadoras y las valoraciones. En la PAU andaluza es habitual pedir justificar el carácter ácido o básico de una sal y calcular el pH antes y después de mezclar.
Fundamentos
- Ácido: cede H⁺; base: acepta H⁺; cada uno tiene su par conjugado.
- Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1,0·10⁻¹⁴ a 25 °C; pH + pOH = 14.
- Fuerte: disociación total (HCl, HNO₃, NaOH, KOH). Débil: caracterizado por Ka o Kb.
- Para un par conjugado, Ka·Kb = Kw; pKa = −log Ka.
- Grado de disociación α = x/c₀.
Cálculos típicos
- Ácido fuerte: [H₃O⁺] = c₀.
- Ácido débil: Ka = x²/(c₀ − x); si c₀/Ka > 100, x ≈ √(Ka·c₀).
- Base fuerte: pOH = −log c₀.
- Sal de ácido débil y base fuerte (CH₃COONa): hidrólisis básica, pH > 7; sal de ácido fuerte y base débil (NH₄Cl): pH < 7; sal de ambos fuertes: pH = 7.
- Amortiguadora: pH = pKa + log([base]/[ácido]).
- Valoración: en equivalencia se cumple la estequiometría; a mitad de valoración de un ácido débil, pH = pKa.
Ejemplo resuelto
pH de 0,10 M de ácido acético, Ka = 1,8·10⁻⁵. CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺; Ka = x²/(0,10 − x). Como 0,10/1,8·10⁻⁵ > 100, x ≈ √(1,8·10⁻⁶) = 1,34·10⁻³ M. pH = −log(1,34·10⁻³) = 2,87. La aproximación es válida porque x supone solo el 1,3 % de c₀.
Errores que restan puntos
- Aplicar pH = −log c₀ a un ácido débil.
- Olvidar el agua en disoluciones muy diluidas.
- Confundir pH con pOH.
- Decidir la hidrólisis sin comparar la fuerza del ácido y de la base.
- No ajustar la estequiometría en valoraciones con ácidos dipróticos.