Equilibrios ácido-base
Los equilibrios ácido-base evalúan el concepto de ácido y base, el cálculo de pH, la hidrólisis de sales, las valoraciones y la capacidad amortiguadora. Son frecuentes los cálculos con ácidos débiles y la interpretación de la curva de valoración.
Fundamentos
Según Brønsted-Lowry, un ácido dona H+ y una base acepta H+; un par conjugado difiere en un H+. A 25 °C, Kw = [H+][OH−] = 10−14, pH = −log[H+], pOH = −log[OH−] y pH + pOH = 14. Un ácido fuerte se disocia totalmente; uno débil solo parcialmente: Ka = [H+][A−]/[HA]. Para una base débil se usa Kb. En un par conjugado, Ka·Kb = Kw. Una sal puede dar pH ácido o básico si su catión o su anión hidrolizan; la sal de ácido fuerte y base fuerte da pH próximo a 7.
Valoraciones y tampones
En el punto de equivalencia, los moles de H+ igualan a los de OH− según la estequiometría. La forma de la curva depende de la fuerza de los ácidos y bases. Una disolución tampón contiene un ácido débil y su base conjugada, o una base débil y su ácido conjugado; resiste cambios de pH y tiene máxima capacidad cuando pH ≈ pKa.
Ejemplo resuelto
Calcula el pH de CH3COOH 0,10 M con Ka = 1,8×10−5. Sea x = [H+]. Ka = x²/(0,10 − x) ≈ x²/0,10. Entonces x = √(1,8×10−6) = 1,34×10−3 M. El pH es −log(1,34×10−3) = 2,87. Comprobación: x representa un 1,3 % de 0,10 M, por lo que la aproximación es aceptable al ser menor del 5 %. Si no se cumple, hay que resolver la ecuación cuadrática.
Trampas
Usar [H+] = Ca para un ácido débil sin comprobar la aproximación. Olvidar que diluir no cambia Ka. Suponer pH = 7 en toda equivalencia: un ácido débil valorado con base fuerte da pH básico. Confundir hidrólisis con neutralización completa. Calcular el pH de una base sin pasar por pOH. No ajustar la estequiometría en una valoración.