Ácidos y bases; reacciones de transferencia de protones
Los equilibrios ácido-base de la PAU cubren la teoría de Brønsted-Lowry, el cálculo de pH en ácidos y bases fuertes y débiles, la hidrólisis de sales, las disoluciones amortiguadoras y las valoraciones. Se valora tanto el resultado numérico como la justificación de las aproximaciones.
Conceptos y pH
- Ácido de Brønsted-Lowry: dona protones; base: los acepta. Cada uno tiene su par conjugado.
- Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ a 25 °C; pH = −log[H₃O⁺] y pH + pOH = 14.
- En ácidos fuertes, [H₃O⁺] = c; en bases fuertes, [OH⁻] = c (para bases monopróticas).
Ácidos y bases débiles
- Ka = [H₃O⁺][A⁻]/[HA]; Kb análoga; Ka·Kb = Kw para un par conjugado.
- El grado de disociación α = x/c; solo se desprecia x frente a c si x < 5 % de c.
- En sales, el catión o el anión pueden hidrolizarse; el pH depende de la fuerza relativa del ácido y la base conjugados.
Amortiguadoras y valoraciones
- Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log([base]/[ácido]).
- En el punto de equivalencia, los moles de ácido y base son iguales; el pH no es necesariamente 7.
- Un indicador es adecuado si su intervalo de viraje contiene el pH del punto de equivalencia.
Ejemplo resuelto
Calcula el pH de una disolución 0,10 M de ácido acético (Ka = 1,8 × 10⁻⁵). Sea x = [H₃O⁺]. 1,8 × 10⁻⁵ = x²/(0,10 − x). Suponemos x ≪ 0,10: x² ≈ 1,8 × 10⁻⁶, x ≈ 1,34 × 10⁻³ M. Comprobamos: 1,34 × 10⁻³/0,10 = 1,3 % < 5 %, la aproximación es válida. pH = −log(1,34 × 10⁻³) ≈ 2,87.
Errores que cuestan puntos
- Aplicar la aproximación x ≪ c sin comprobarla.
- Confundir fuerza ácida con concentración.
- Olvidar la hidrólisis de ambos iones en una sal.
- Usar volúmenes iniciales en lugar del volumen total en una valoración.
- Elegir un indicador por su color y no por su intervalo de viraje.