Tema 2.5 · Reacciones químicas · Química
El bloque de ácido-base es el que más problemas de cálculo aporta al examen de Química, y casi todos se reducen a una pregunta: ¿el ácido es fuerte o es débil? Si es fuerte, está disociado del todo y el pH sale de una resta de logaritmos en un solo paso. Si es débil, hay un equilibrio de por medio, hace falta la constante Ka y se resuelve con una tabla de concentraciones. Distinguir los dos casos antes de escribir nada es lo que separa un ejercicio de dos minutos de uno mal planteado desde la primera línea.
Cuatro ideas. Con ellas colocadas, los problemas del bloque dejan de parecer distintos entre sí.
Un ácido es la sustancia que cede protones y una base la que los acepta. Cuando un ácido cede su protón se convierte en su base conjugada, y ese par es la clave de medio bloque: si el ácido es débil, su base conjugada tiene fuerza suficiente para hacerse notar, y eso es exactamente lo que provoca la hidrólisis de las sales.
Un ácido fuerte se disocia por completo, así que la concentración de protones es directamente la del ácido y no hace falta ninguna constante. Un ácido débil se disocia solo en parte y establece un equilibrio, de modo que hace falta la Ka y hay que montar la tabla de concentraciones iniciales, cambios y equilibrio. Si te dan una Ka en el enunciado, es que el ácido es débil: ese dato es la pista.
El pH es el logaritmo cambiado de signo de la concentración de protones, y el pOH lo mismo con los iones hidróxido. A veinticinco grados la suma de los dos vale catorce, así que teniendo uno sale el otro de inmediato. Por eso los problemas de bases se resuelven calculando primero el pOH y restando al final.
El agua pura se disocia un poquito, y el producto de las concentraciones de protones e hidróxidos es siempre el mismo a una temperatura dada: es la constante Kw. De ahí sale que el pH neutro sea siete y también la relación entre la Ka de un ácido y la Kb de su base conjugada, que es la fórmula que resuelve todos los ejercicios de hidrólisis.
La columna de la derecha es la que decide: usar la fórmula del caso equivocado es el fallo más caro del bloque.
| Qué se calcula | Fórmula | Cuándo se usa |
|---|---|---|
| pH | pH = −log [H3O+] | Siempre, una vez conocida la concentración de protones |
| pOH y su relación con el pH | pH + pOH = 14 | A 25 °C; para pasar de un problema de bases al pH final |
| Ácido fuerte | [H3O+] = c | Disociación total: HCl, HNO3, H2SO4 en la primera disociación |
| Ácido débil | [H3O+] = (Ka·c)1/2 | Cuando dan Ka y la disociación es pequeña frente a c |
| Base débil | [OH−] = (Kb·c)1/2 | Igual que el anterior, pero calculando primero el pOH |
| Par conjugado | Ka · Kb = Kw | Para sacar la Kb de la base conjugada de un ácido débil |
| Grado de disociación | alfa = [H3O+] / c | Para saber qué porcentaje del ácido se ha disociado |
| Disolución tampón | pH = pKa + log (sal / ácido) | Mezcla de ácido débil con su sal, en cantidades parecidas |
Kw vale 10-14 a 25 °C. Las fórmulas de ácido y base débil son una aproximación válida cuando lo disociado es menos del 5 % de la concentración inicial; si no, hay que resolver la ecuación de segundo grado completa.
Si el enunciado da una Ka, el ácido es débil y la concentración de protones no es la del ácido. Aplicar el logaritmo directamente a la concentración inicial da un pH bastante más bajo que el real, y el error se arrastra a todos los apartados siguientes.
Solo lo tiene cuando se valora un ácido fuerte con una base fuerte. Si el ácido es débil, en el punto de equivalencia queda su base conjugada en disolución y el pH es mayor que siete. Es una pregunta teórica muy repetida en las volumetrías.
Una sal disuelta no siempre da pH neutro. La de ácido débil con base fuerte da disolución básica, y la de ácido fuerte con base débil, ácida. Responder que todas las sales son neutras es de los fallos teóricos más frecuentes del bloque.
La fórmula rápida del ácido débil supone que lo disociado es despreciable frente a la concentración inicial. Cuando la Ka es relativamente grande o la disolución muy diluida deja de valer, y hay que resolver la ecuación de segundo grado. Conviene comprobar al final que lo disociado no pasa del cinco por ciento.
El pKa es el logaritmo cambiado de signo de la Ka, así que a mayor Ka menor pKa y más fuerte es el ácido. Meter la Ka donde va el pKa en la fórmula del tampón, o comerse el signo menos del pH, da resultados imposibles como un pH negativo en una disolución diluida.
Se mira de qué ácido y de qué base viene la sal. Gana siempre el fuerte de los dos.
Disolución neutra, pH siete. Ninguno de los dos iones reacciona con el agua porque sus conjugados no tienen fuerza. El caso típico es el cloruro de sodio, que viene del ácido clorhídrico y del hidróxido de sodio.
Disolución básica, pH mayor que siete. El anión procede de un ácido débil, así que es una base conjugada apreciable y capta protones del agua. El caso típico es el acetato de sodio, que viene del ácido acético.
Disolución ácida, pH menor que siete. Aquí es el catión el que se hidroliza y libera protones. El caso típico es el cloruro de amonio, que viene del amoníaco, que es una base débil.
Hay que comparar las constantes. Si la Ka del catión supera a la Kb del anión, la disolución queda ácida; si es al revés, básica; y si son parecidas, prácticamente neutra. Es el caso menos frecuente en la PAU, pero cae como pregunta de razonamiento.
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