pH, Ka, Kb, hidrólisis, reguladoras, volumetrías ácido-base

Equilibrio ácido-base: pH, Ka, Kb, hidrólisis, disoluciones reguladoras y volumetrías

Los ácidos y las bases están en el estómago, en la sangre, en los productos de limpieza y en la lluvia ácida. En esta lección aprenderás a medir su fuerza con Ka y Kb, a calcular el pH, a explicar por qué algunas sales cambian el pH del agua (hidrólisis), qué es una disolución reguladora y cómo se hace una valoración ácido-base.

Explicación

1. Teoría de Brønsted-Lowry y pH

Un ácido cede protones (H⁺) y una base los acepta. Cuando un ácido cede su protón se convierte en su base conjugada: CH₃COOH / CH₃COO⁻; NH₄⁺ / NH₃.

El agua se autoioniza: Kw = [H₃O⁺]·[OH⁻] = 1,0·10⁻¹⁴ a 25 °C. Se definen pH = −log[H₃O⁺] y pOH = −log[OH⁻], de modo que pH + pOH = 14 a 25 °C. Disolución ácida: pH < 7; neutra: pH = 7; básica: pH > 7.

2. Fuerza de ácidos y bases: Ka y Kb

Los ácidos fuertes (HCl, HNO₃, HClO₄…) y las bases fuertes (NaOH, KOH…) se disocian totalmente. Los débiles se disocian solo en parte y alcanzan un equilibrio:

HA + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺,   Ka = [A⁻][H₃O⁺] / [HA]

B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻,   Kb = [BH⁺][OH⁻] / [B]

Cuanto mayor es Ka, más fuerte es el ácido. Para un par conjugado se cumple Ka·Kb = Kw. Si el ácido es débil y poco disociado, puede usarse la aproximación [H₃O⁺] ≈ √(Ka·c).

3. Hidrólisis de sales

Algunos iones de una sal reaccionan con el agua y cambian el pH:

• Sal de ácido fuerte y base fuerte (NaCl): no hay hidrólisis; pH = 7.
• Sal de ácido débil y base fuerte (CH₃COONa): el anión se hidroliza, CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻; pH > 7.
• Sal de ácido fuerte y base débil (NH₄Cl): el catión se hidroliza, NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺; pH < 7.

4. Disoluciones reguladoras (amortiguadoras)

Contienen un ácido débil y su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado) en cantidades parecidas. Mantienen el pH casi constante al añadir pequeñas cantidades de ácido o de base. Su pH se calcula con la ecuación de Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log([base]/[ácido]). La sangre se regula con el par H₂CO₃/HCO₃⁻.

5. Volumetrías (valoraciones) ácido-base

Permiten conocer la concentración de un ácido o una base haciéndolo reaccionar con otra disolución de concentración conocida. En el punto de equivalencia, los moles de H₃O⁺ aportados igualan a los de OH⁻: para reactivos monopróticos, V_a·M_a = V_b·M_b. El pH en ese punto depende de la sal formada: 7 si ácido y base son fuertes, mayor que 7 si se valora un ácido débil con base fuerte. El final se detecta con un indicador (fenolftaleína, naranja de metilo…).

Ejemplos resueltos

Ejemplo 1. pH de HCl 0,01 M. Ácido fuerte: [H₃O⁺] = 0,01 M → pH = −log 0,01 = 2.

Ejemplo 2. pH de CH₃COOH 0,1 M (Ka = 1,8·10⁻⁵). Si se disocian x mol/L: Ka = x²/(0,1 − x) ≈ x²/0,1, de donde x = √(1,8·10⁻⁶) = 1,34·10⁻³ M (menos del 5 % de 0,1, la aproximación es válida). pH = −log(1,34·10⁻³) = 2,87.

Ejemplo 3 (hidrólisis). pH de CH₃COONa 0,1 M. Kb del acetato = Kw/Ka = 10⁻¹⁴/1,8·10⁻⁵ = 5,6·10⁻¹⁰. [OH⁻] ≈ √(5,6·10⁻¹⁰ · 0,1) = 7,5·10⁻⁶ M; pOH = 5,13; pH = 8,87 (básico, como se esperaba).

Ejemplo 4 (reguladora). pH de una disolución 0,1 M en CH₃COOH y 0,1 M en CH₃COONa. pKa = −log(1,8·10⁻⁵) = 4,74; como [base] = [ácido], log 1 = 0 y pH = 4,74.

Ejercicios

Resumen

• pH = −log[H₃O⁺]; pH + pOH = 14 a 25 °C; Kw = 10⁻¹⁴.
• Fuertes: disociación total. Débiles: Ka o Kb; Ka·Kb = Kw para un par conjugado.
• Hidrólisis: el anión de un ácido débil da pH básico; el catión de una base débil, pH ácido.
• Reguladoras: pH = pKa + log([base]/[ácido]).
• Volumetrías: en la equivalencia, moles de ácido = moles de base (V_aM_a = V_bM_b si son monopróticos).