Química · 2.º de Bachillerato · Bloque 4

Reacciones ácido-base

Un ácido cede protones y una base los acepta: eso es todo, y de ahí salen el pH, la hidrólisis de las sales, las disoluciones reguladoras y las valoraciones. Lo importante no es memorizar fórmulas, sino saber siempre quién cede el protón.

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2017–2025Andalucía

Teorías ácido-base y pares conjugados

Cuestión 2B habitual

La idea. Según Brönsted-Lowry, ácido es la especie que cede $\text{H}^+$ y base la que lo acepta. Cada reacción tiene dos pares conjugados, que se diferencian exactamente en un protón.

$$\underbrace{\text{CN}^-}_{\text{base}_1} + \underbrace{\text{H}_2\text{O}}_{\text{ácido}_2} \rightleftharpoons \underbrace{\text{HCN}}_{\text{ácido}_1} + \underbrace{\text{OH}^-}_{\text{base}_2}$$ Pares conjugados: $\text{CN}^-/\text{HCN}$ y $\text{H}_2\text{O}/\text{OH}^-$.

Antes de Brönsted: la teoría de Arrhenius

La primera definición, la de Arrhenius, solo vale en disolución acuosa: ácido es la sustancia que al disolverse en agua se disocia liberando iones $\text{H}^+$, y base la que libera iones $\text{OH}^-$. La neutralización es la unión de ambos para dar agua.

$$\text{HCl} \xrightarrow{\ \text{H}_2\text{O}\ } \text{H}^+ + \text{Cl}^- \qquad\qquad \text{NaOH} \xrightarrow{\ \text{H}_2\text{O}\ } \text{Na}^+ + \text{OH}^-$$ $$\text{H}^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{H}_2\text{O}$$ Ácido, base y neutralización según Arrhenius. Hoy se sabe que el $\text{H}^+$ no queda libre: se une al agua como $\text{H}_3\text{O}^+$.

Sus límites son justo lo que pregunta el examen: no explica por qué el $\text{NH}_3$ o el $\text{CO}_3^{2-}$ son bases (no tienen $\text{OH}^-$ que liberar) ni sirve fuera del agua. Brönsted-Lowry lo resuelve fijándose en el protón: $\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^-$. Todo ácido o base de Arrhenius lo es también de Brönsted-Lowry, pero no al revés.

Si el enunciado dice «según la teoría de Brönsted-Lowry», escribe siempre la reacción con el agua y señala los dos pares conjugados. Justificar con Arrhenius («libera $\text{OH}^-$») no sirve para el amoniaco ni para los aniones como el $\text{CN}^-$.

La relación inversa de fuerzas

$$K_a \cdot K_b = K_w = 10^{-14} \qquad\text{(a 25 °C)}$$ $K_w$ es el producto iónico del agua (ver «Cálculo del pH»). Con el producto fijo, si uno sube el otro baja: ácido fuerte, base conjugada débil.

El ácido conjugado de una base fuerte NO es un ácido fuerte. Es justo al revés, y es una de las cuestiones más repetidas. El ejemplo que lo zanja: el $\text{OH}^-$ es una base fuerte y su ácido conjugado es el agua, un ácido debilísimo.

Anfóteras

Una especie es anfótera si puede ceder y aceptar protones. El caso de examen es el hidrogenocarbonato:

$$\text{HCO}_3^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CO}_3^{2-} + \text{H}_3\text{O}^+ \quad (\text{ácido})$$ $$\text{HCO}_3^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{CO}_3 + \text{OH}^- \quad (\text{base})$$ El $\text{H}_2\text{CO}_3$ solo puede ceder; el $\text{CO}_3^{2-}$ solo puede aceptar.

Ordena de más a menos fuerte: $\text{CH}_3\text{COOH}$ ($K_a = 1{,}8\cdot 10^{-5}$), $\text{HCN}$ ($4{,}9\cdot 10^{-10}$), $\text{HF}$ ($3{,}6\cdot 10^{-4}$).

$\text{HF} > \text{CH}_3\text{COOH} > \text{HCN}$. Cuanto mayor es $K_a$, más desplazado está el equilibrio de disociación. Y sus bases conjugadas van justo al revés: $\text{CN}^- > \text{CH}_3\text{COO}^- > \text{F}^-$.

Cálculo del pH

Problema 3B y pregunta 5

El producto iónico del agua

El agua pura conduce muy poco la corriente, pero algo: una pequeñísima parte se autoioniza, porque unas moléculas actúan como ácido y otras como base (el agua es anfótera).

$$2\,\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^- \qquad K_w = [\text{H}_3\text{O}^+]\,[\text{OH}^-] = 1{,}0\cdot 10^{-14} \quad\text{(a 25 °C)}$$ El agua no aparece en la expresión: es el disolvente y su concentración es prácticamente constante.

$K_w$ se cumple en cualquier disolución acuosa, no solo en agua pura: si un ácido aumenta $[\text{H}_3\text{O}^+]$, la $[\text{OH}^-]$ disminuye lo necesario para que el producto siga valiendo $10^{-14}$. En agua pura $[\text{H}_3\text{O}^+] = [\text{OH}^-] = 10^{-7}$ M; una disolución es ácida si $[\text{H}_3\text{O}^+] > [\text{OH}^-]$ y básica si es al revés. En todo el bloque se usan las escalas pH y pOH, que se definen así; tomando $-\log$ en $K_w$ sale la relación entre ellas:

$$\text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+] \qquad \text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] \qquad \text{pH} + \text{pOH} = 14$$

$K_w$ solo depende de la temperatura. La autoionización es endotérmica, así que $K_w$ crece al calentar: a 50 °C el agua pura tiene pH ≈ 6,6 y sigue siendo neutra, porque $[\text{H}_3\text{O}^+] = [\text{OH}^-]$. «pH 7 es neutro» y «pH + pOH = 14» valen a 25 °C, que es lo que suponen los enunciados si no dicen otra cosa.

El guion, según el tipo

Tipo	Qué hacer
Ácido fuerte (HCl, HNO₃)	Disociación total: $[\text{H}_3\text{O}^+] = c$. Directo.
Base fuerte (NaOH)	$[\text{OH}^-] = c$; después pOH y pH.
Ácido débil	Tabla de equilibrio y $K_a = x^2/(c-x)$.
Base débil	Tabla de equilibrio y $K_b = x^2/(c-x)$; sale $[\text{OH}^-]$, no $[\text{H}_3\text{O}^+]$.

Con una base, pasa siempre por el pOH. Si el problema da pH = 10,8 y calculas $10^{-10,8}$, tienes $[\text{H}_3\text{O}^+]$, no $[\text{OH}^-]$. El error se detecta solo: si una disolución de amoniaco te sale ácida, algo va mal.

La aproximación $c - x \approx c$: cuándo vale

Es válida si el grado de disociación es menor del 5 %. Con $\alpha$ mayor conviene resolver la ecuación de segundo grado completa:

$$x^2 + K_a x - K_a c = 0 \qquad\Longrightarrow\qquad x = \frac{-K_a + \sqrt{K_a^2 + 4K_a c}}{2}$$ Y el grado de disociación es $\alpha = x/c$.

La ley de dilución de Ostwald explica un resultado que sorprende: al diluir un ácido débil, $\alpha$ aumenta (se disocia una fracción mayor) aunque el pH suba (hay menos protones en total). Son dos cosas distintas.

pH de ácidos y bases Abrir aparte ↗

Pruébalo Compara el ácido acético con el HCl a la misma concentración: mismo número, pH muy distinto. Después baja la concentración del acético de 0,1 a 0,001 M y observa cómo α crece mientras el pH sube: la ley de Ostwald en directo.

Hidrólisis de sales y disoluciones reguladoras

Cuestión 2 clásica

La idea. Al disolver una sal, sus iones pueden reaccionar con el agua. El criterio es sencillo: el ion que procede de un electrolito fuerte no hidroliza; el que procede de uno débil, sí, y es el que fija el pH.

La sal viene de…	pH	Ejemplo
Ácido fuerte + base fuerte	Neutro (7)	$\text{NaNO}_3$, $\text{NaCl}$
Ácido débil + base fuerte	Básico (> 7)	$\text{CH}_3\text{COONa}$, $\text{NaCN}$
Ácido fuerte + base débil	Ácido (< 7)	$\text{NH}_4\text{Cl}$
Ácido débil + base débil	Depende de $K_a$ y $K_b$	$\text{CH}_3\text{COONH}_4$

Disoluciones reguladoras (tampón)

Mezclar un ácido débil con su base conjugada (por ejemplo, ácido acético y acetato de sodio) produce una disolución que resiste los cambios de pH. Dos consecuencias de examen:

Añadir acetato a una disolución de acético sube el pH (efecto del ion común: el ácido se disocia menos).
En la zona tampón, $\text{pH} \approx \text{p}K_a + \log\dfrac{[\text{base}]}{[\text{ácido}]}$.

¿Qué pH tiene una disolución de cloruro de amonio, $\text{NH}_4\text{Cl}$?

Ácido. Hay que razonar ion a ion: el $\text{Cl}^-$ viene del HCl (ácido fuerte) y es una base despreciable; el $\text{NH}_4^+$ es el ácido conjugado del $\text{NH}_3$ (base débil), así que sí reacciona: $\text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+$.

Neutralización y valoraciones

Aparece como apartado b) del problema

$$n_{\text{ácido}} \cdot (\text{n.º de H}^+) = n_{\text{base}} \cdot (\text{n.º de OH}^-)$$ La estequiometría manda: el $\text{H}_2\text{SO}_4$ necesita el doble de base que el HCl.

En el punto de equivalencia los moles se corresponden estequiométricamente. Su pH depende de qué sal quede:

Valoración	pH en la equivalencia	Por qué
Ácido fuerte + base fuerte	7	La sal no hidroliza
Ácido débil + base fuerte	> 7	Queda la base conjugada, que hidroliza
Base débil + ácido fuerte	< 7	Queda el ácido conjugado, que hidroliza

Curva de valoración Abrir aparte ↗

Pruébalo Mira el pH del punto de equivalencia al valorar ácido acético: sale mayor que 7. Cambia el tipo a "ácido fuerte" y verás que baja exactamente a 7. Fíjate también en el tramo casi plano antes del salto: ésa es la zona tampón, donde pH ≈ p$K_a$.

Indicadores: cómo se ve el punto de equivalencia

Un indicador es un ácido débil orgánico (o una base débil) cuya forma ácida y cuya forma básica tienen colores distintos. Se añaden unas gotas, tan pocas que no gastan una cantidad apreciable de valorante:

$$\underbrace{\text{HIn}}_{\text{color ácido}} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \underbrace{\text{In}^-}_{\text{color básico}} + \text{H}_3\text{O}^+$$ En medio ácido domina HIn y en medio básico In⁻. El color cambia en el intervalo de viraje, unas dos unidades de pH en torno al p$K_a$ del indicador.

La regla para elegirlo: su intervalo de viraje debe caer dentro del salto de pH de la curva, lo más cerca posible del pH del punto de equivalencia. El momento en que cambia el color es el punto final; con un indicador bien elegido coincide prácticamente con el de equivalencia.

Indicador	Viraje (pH)	Color ácido → básico	Adecuado para
Anaranjado de metilo	3,1 – 4,4	rojo → amarillo	Base débil + ácido fuerte
Rojo de metilo	4,4 – 6,2	rojo → amarillo	Base débil + ácido fuerte
Azul de bromotimol	6,0 – 7,6	amarillo → azul	Ácido fuerte + base fuerte
Fenolftaleína	8,2 – 10,0	incoloro → rosa	Ácido débil + base fuerte

No elijas por sistema el indicador que vira a 7. Al valorar ácido acético 0,1 M con NaOH 0,1 M el punto de equivalencia está en pH ≈ 8,7: un indicador que virase en zona ácida cambiaría de color antes de tiempo, y la fenolftaleína es la adecuada. En cambio, en una valoración fuerte-fuerte el salto es tan amplio (con disoluciones 0,1 M, aproximadamente de pH 4 a pH 10) que sirven casi todos.

Errores frecuentes

Tratar un ácido débil como si fuera fuerte y hacer $\text{pH} = -\log c$.
Olvidar el paso pH $\rightarrow$ pOH al trabajar con bases.
Dividir los moles entre el volumen inicial en lugar del volumen final al preparar una disolución por dilución.
Olvidar el 2 del $\text{Ca(OH)}_2$ o del $\text{H}_2\text{SO}_4$ al ajustar la neutralización.
Afirmar que toda valoración tiene pH 7 en la equivalencia.
Decir que el ion común "aumenta la acidez": la baja.

✓

Lo que hay que llevarse

Brönsted-Lowry: ácido cede $\text{H}^+$, base lo acepta; dos pares conjugados por reacción.
$K_a\cdot K_b = K_w$: cuanto más fuerte el ácido, más débil su base conjugada.
Fuerte $\Rightarrow$ disociación total; débil $\Rightarrow$ equilibrio y ecuación de segundo grado.
Con bases, siempre por el pOH.
La aproximación $c - x \approx c$ vale si $\alpha < 5\ \%$; dilo cuando la uses.
Hidrólisis: razona ion a ion según de qué ácido y base procede cada uno.
El pH del punto de equivalencia es 7 solo si ambos son fuertes.

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