Equilibrios Ácido-Base

Teoría Ejercicios

Equilibrios Ácido-Base

Los equilibrios ácido-base son fundamentales en química y tienen aplicaciones en biología, medicina, industria y ciencias ambientales. Estudian las reacciones de transferencia de protones y los cambios de pH en soluciones acuosas.

Video: pH y escala ácido-base

Teorías Ácido-Base

Teoría de Arrhenius (1887)

Ácido: Sustancia que libera iones H⁺ en solución acuosa
Base: Sustancia que libera iones OH⁻ en solución acuosa
Limitaciones: Solo aplicable a soluciones acuosas

Ejemplos:

HCl → H⁺ + Cl⁻
NaOH → Na⁺ + OH⁻

Teoría de Brønsted-Lowry (1923)

Ácido: Donador de protones (H⁺)
Base: Aceptor de protones (H⁺)
Ventajas: Aplicable a cualquier disolvente

Pares ácido-base conjugados:

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻

H₂O (ácido) / OH⁻ (base conjugada)
NH₄⁺ (ácido conjugado) / NH₃ (base)

Ejemplo: Identificar pares ácido-base conjugados

En la reacción: HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH⁻ Identificación:

HCO₃⁻ actúa como ácido de Brønsted (dona H⁺)
H₂O actúa como base de Brønsted (acepta H⁺)
El ácido conjugado de H₂O es H₃O⁺
La base conjugada de HCO₃⁻ es CO₃²⁻

Pares conjugados: HCO₃⁻/CO₃²⁻ y H₃O⁺/H₂O (o H₂O/OH⁻)

Teoría de Lewis (1923)

Ácido: Aceptor de pares de electrones
Base: Donador de pares de electrones
Aplicaciones: Química organometálica, catálisis

Ejemplo:

BF₃ + NH₃ → BF₃-NH₃

BF₃ (ácido de Lewis) acepta un par de electrones de NH₃ (base de Lewis)

Autoionización del Agua

Equilibrio del agua

H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻

Simplificado: H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻

Producto iónico del agua (Kw)

\[K_w = [H^+][OH^-] = 1.0 \times 10^{-14} \text{ (a 25°C)}\]

Clasificación de soluciones$

Neutra: [H⁺] = [OH⁻] = 1.0 × 10⁻⁷ M
Ácida: [H⁺] > [OH⁻]; [H⁺] > 1.0 × 10⁻⁷ M
Básica: [OH⁻] > [H⁺]; [H⁺] < 1.0 × 10⁻⁷ M

Ejemplo: Cálculo de pH a partir de [H⁺]

Problema: Calcula el pH de una solución que contiene [H⁺] = 2.0 × 10⁻⁵ M Solución: pH = -log[H⁺] pH = -log(2.0 × 10⁻⁵) pH = -(-4.7) pH = 4.7 (solución ácida) Cálculo inverso: pOH = 14 - 4.7 = 9.3 [OH⁻] = 10⁻⁹·³ = 5.0 × 10⁻¹⁰ M

Escala de pH

Definiciones

\[pH = -\log[H^+]\]

\[pOH = -\log[OH^-]\]

\[pK_w = pH + pOH = 14 \text{ (a 25°C)}\]

Escala de pH

pH	Clasificación	Ejemplos
0-2	Muy ácido	Ácido de batería, jugo gástrico
3-6	Ácido	Café, lluvia ácida
7	Neutro	Agua pura
8-10	Básico	Bicarbonato, amoníaco
11-14	Muy básico	Lejía, hidróxido de sodio

Ácidos y Bases Fuertes

Ácidos fuertes comunes

HCl, HBr, HI (haluros de hidrógeno)
HNO₃ (ácido nítrico)
H₂SO₄ (ácido sulfúrico, primera disociación)
HClO₄ (ácido perclórico)

Bases fuertes comunes

LiOH, NaOH, KOH (hidróxidos de metales alcalinos)
Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ (hidróxidos de alcalinotérreos)

Cálculos para ácidos y bases fuertes

Para ácidos monopróticos fuertes:

[H⁺] = Concentración del ácido

Para bases monopróticas fuertes:

[OH⁻] = Concentración de la base

Ejemplo:

HCl 0.01 M → [H⁺] = 0.01 M → pH = 2

NaOH 0.01 M → [OH⁻] = 0.01 M → pOH = 2 → pH = 12

Ácidos y Bases Débiles

Constante de acidez (Ka)

Para un ácido débil HA:

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻

\[K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}\]

Constante de basicidad (Kb)

Para una base débil B:

B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻$ K_b = \frac{[BH^+][OH^-]}{[B]} $

Relación entre Ka y Kb$

Para un par ácido-base conjugado:

\[K_a \times K_b = K_w = 1.0 \times 10^{-14}\]

Cálculos aproximados

Para ácidos débiles (si Ka ≪ Ca):

\[[H^+] ≈ \sqrt{K_a \times C_a}\]

Para bases débiles (si Kb ≪ Cb):

\[[OH^-] ≈ \sqrt{K_b \times C_b}\]

Ejemplos de ácidos y bases débiles

Ácido débil	Ka	Base débil	Kb
CH₃COOH	1.8 × 10⁻⁵	NH₃	1.8 × 10⁻⁵
HF	7.2 × 10⁻⁴	CH₃NH₂	4.4 × 10⁻⁴
HCN	4.9 × 10⁻¹⁰	C₅H₅N	1.7 × 10⁻⁹

Sistemas Tampón

Definición y componentes

Un tampón es un sistema que resiste cambios significativos de pH al agregar pequeñas cantidades de ácido o base.

Componentes:

Un ácido débil y su base conjugada (ej: CH₃COOH/CH₃COO⁻)
Una base débil y su ácido conjugado (ej: NH₃/NH₄⁺)

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

\[pH = pK_a + \log \frac{[A^-]}{[HA]}\]

Para una base débil:

\[pOH = pK_b + \log \frac{[BH^+]}{[B]}\]

Características de un buen tampón

Capacidad tamponante: Concentraciones altas de componentes
Rango efectivo: pKa ± 1 unidad de pH
Proporción óptima: [A⁻]/[HA] ≈ 1

Mecanismo de acción

Para el tampón CH₃COOH/CH₃COO⁻:

Al agregar ácido:

H⁺ + CH₃COO⁻ → CH₃COOH

Al agregar base:

OH⁻ + CH₃COOH → CH₃COO⁻ + H₂O

Valoraciones Ácido-Base

Tipos de valoraciones

Ácido fuerte - Base fuerte Ácido débil - Base fuerte Ácido fuerte - Base débil Ácido débil - Base débil

Curvas de valoración

Ácido fuerte - Base fuerte

Punto inicial: pH bajo (ácido fuerte)
Antes del punto de equivalencia: pH aumenta gradualmente
Punto de equivalencia: pH = 7 (neutralización completa)
Después del punto de equivalencia: pH alto (exceso de base)

Ácido débil - Base fuerte

Punto inicial: pH más alto que ácido fuerte equivalente
Región tampón: pH cambia poco (ácido débil + base conjugada)
Punto de equivalencia: pH > 7 (hidrólisis de sal básica)
Punto de semiequivalencia: pH = pKa

Indicadores ácido-base

Son ácidos o bases débiles que cambian de color según el pH. El color depende de la proporción de formas ácida y básica.

Indicador	Rango de transición	Color ácido	Color básico
Azul de metileno	0.0 - 1.6	Rojo	Amarillo
Anaranjado de metilo	3.1 - 4.4	Rojo	Amarillo
Azul de bromotimol	6.0 - 7.6	Amarillo	Azul
Fenolftaleína	8.3 - 10.0	Incoloro	Rosa

Hidrólisis de Sales

Tipos de sales y su comportamiento

Sales de ácido fuerte y base fuerte

Ejemplo: NaCl, KBr
No se hidrolizan → pH = 7
Na⁺ y Cl⁻ no reaccionan con agua

Sales de ácido débil y base fuerte

Ejemplo: CH₃COONa, NaCN
Hidrólisis básica → pH > 7
CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻

Sales de ácido fuerte y base débil

Ejemplo: NH₄Cl, AlCl₃
Hidrólisis ácida → pH < 7
NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺

Sales de ácido débil y base débil

Ejemplo: NH₄CH₃COO
pH depende de Ka y Kb relativos
Si Ka = Kb → pH ≈ 7

Ejemplos Resueltos

Ejemplo 1: pH de ácido débil

Problema: Calcula el pH de una solución 0.10 M de ácido acético (Ka = 1.8 × 10⁻⁵). Solución: CH₃COOH + H₂O ⇌ H₃O⁺ + CH₃COO⁻ Usando la aproximación para ácidos débiles: [H⁺] ≈ √(Ka × Ca) = √(1.8 × 10⁻⁵ × 0.10) [H⁺] = √(1.8 × 10⁻⁶) = 1.34 × 10⁻³ M pH = -log(1.34 × 10⁻³) = 2.87 Verificación: % disociación = (1.34 × 10⁻³/0.10) × 100 = 1.34% < 5% ✓

Ejemplo 2: Cálculo de tampón

Problema: Calcula el pH de un tampón que contiene 0.15 M de NH₃ y 0.25 M de NH₄Cl. Kb(NH₃) = 1.8 × 10⁻⁵. Solución: Primero, calculamos pKa del ácido conjugado: Ka = Kw/Kb = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(1.8 × 10⁻⁵) = 5.56 × 10⁻¹⁰ pKa = -log(5.56 × 10⁻¹⁰) = 9.25 Aplicamos Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log([NH₃]/[NH₄⁺]) pH = 9.25 + log(0.15/0.25) pH = 9.25 + log(0.60) = 9.25 - 0.22 = 9.03

Ejemplo 3: Valoración ácido débil-base fuerte

Problema: Se valoran 25.0 mL de ácido acético 0.100 M con NaOH 0.100 M. Calcula el pH en el punto de equivalencia. Solución: En el punto de equivalencia: moles CH₃COOH = moles NaOH = 0.025 L × 0.100 M = 0.00250 mol Volumen total = 25.0 + 25.0 = 50.0 mL [CH₃COO⁻] = 0.00250 mol / 0.0500 L = 0.0500 M El acetato se hidroliza: CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ Kb = Kw/Ka = (1.0 × 10⁻¹⁴)/(1.8 × 10⁻⁵) = 5.56 × 10⁻¹⁰ [OH⁻] = √(Kb × [CH₃COO⁻]) = √(5.56 × 10⁻¹⁰ × 0.0500) = 5.27 × 10⁻⁶ M pOH = -log(5.27 × 10⁻⁶) = 5.28 pH = 14 - 5.28 = 8.72

Aplicaciones

Sistemas biológicos

Tampón bicarbonato en sangre (pH ≈ 7.4)
Tampón fosfato en células
Control de pH en enzimas

Industria

Control de pH en procesos industriales
Tratamiento de aguas
Industria alimentaria (conservantes)

Laboratorio

Preparación de disoluciones tampón
Análisis cuantitativo por valoración
Purificación y separación de compuestos

Medio ambiente

Lluvia ácida y sus efectos
Acidificación de océanos
Calidad del agua en ecosistemas