Ácidos y bases, equilibrios de disolución
Este dominio cubre el cálculo de pH en ácidos y bases fuertes y débiles, la hidrólisis de sales, las disoluciones amortiguadoras, las valoraciones y el producto de solubilidad.
Fundamentos
Teoría de Brønsted-Lowry: ácido cede protones y base los acepta; cada especie tiene su par conjugado y se cumple Ka·Kb = Kw = 1,0·10⁻¹⁴ a 25 °C, con pH + pOH = 14. Un ácido fuerte (HCl, HNO₃, H₂SO₄ primera disociación) se disocia por completo; uno débil tiene Ka pequeña y exige plantear el equilibrio.
Cálculos característicos
- Ácido débil: Ka = x²/(c − x); si c/Ka > 100 se desprecia x frente a c y x = √(Ka·c).
- Base débil: se calcula pOH con Kb y luego pH = 14 − pOH.
- Hidrólisis: sal de ácido débil y base fuerte da disolución básica (NaCH₃COO); sal de ácido fuerte y base débil da ácida (NH₄Cl); sal de ambos débiles depende de Ka frente a Kb; sal de fuerte-fuerte es neutra.
- Amortiguadora: pH = pKa + log([base]/[ácido]); máximo poder tamponador cuando pH ≈ pKa.
- Ksp: para AgCl, Ksp = s²; para CaF₂, Ksp = 4s³; un ion común disminuye la solubilidad.
Ejemplo resuelto
Calcula el pH de una disolución 0,10 M de ácido acético con Ka = 1,8·10⁻⁵. Ka = x²/(0,10 − x) ≈ x²/0,10 → x = √(1,8·10⁻⁶) = 1,34·10⁻³ M. pH = −log(1,34·10⁻³) = 2,87 y α = 1,34·10⁻³/0,10 = 1,3 %, lo que confirma que despreciar x estaba justificado. Si en la misma disolución hubiera 0,10 M de acetato sódico, el pH subiría a ≈ pKa = 4,74 por efecto del ion común y el sistema se comportaría como amortiguador.
Errores que restan puntos
- Aplicar la fórmula de ácido fuerte a un ácido débil o ignorar el equilibrio de hidrólisis.
- Calcular el pH de una base sin pasar por el pOH.
- Confundir Ksp con solubilidad, o usar Ksp = s² para una sal 1:2.
- Elegir un indicador cuya zona de viraje no contenga el pH del punto de equivalencia.
- Olvidar que la dilución acerca el pH de un ácido débil a 7 sin llegar a superarlo.