Conceptos Clave de Ácidos, Bases, pH y Disoluciones Amortiguadoras
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Definiciones Fundamentales
Ácido: Sustancia que cede H⁺ a otra especie.
Base: Sustancia que acepta H⁺ de otra especie.
Pares de Ácidos y Bases Conjugadas
En un equilibrio ácido-base se transfieren protones. Por lo tanto, debe existir una especie que lo cede (ácido) y una que lo acepta (base).
Un ácido y una base que solo difieren en la presencia o ausencia de un protón se denominan par ácido-base conjugado.
Todo ácido tiene asociada a él una base conjugada, formada al perder un protón.
Toda base tiene asociado a ella un ácido conjugado, formado al ganar un protón.
El H⁺(ac) es el ácido más fuerte que puede existir en equilibrio en una disolución acuosa.
El OH⁻(ac) es la base más fuerte que puede existir en equilibrio en una disolución acuosa.
Escala de pH
La acidez de una disolución se mide por la concentración de protones o iones hidronio.
Esta concentración abarca el rango de 1 Molar en una disolución muy ácida, hasta concentraciones de 10⁻¹⁴ Molar en disoluciones muy básicas.
Para evitar el uso de números tan pequeños, estos valores se convierten a una escala logarítmica, denominada pH.
El pH se define como el logaritmo negativo en base diez de la concentración de protones:
pH = -log₁₀[H⁺]
El pOH se define como el logaritmo negativo en base diez de la concentración de OH⁻:
pOH = -log₁₀[OH⁻]
Fuerzas de los Ácidos y de las Bases
Los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles. La fuerza de los ácidos y las bases se mide por la mayor o menor tendencia a transferir un protón en el caso de los ácidos, o a aceptar un protón en el caso de las bases.
La medida cuantitativa de esta tendencia es la constante de equilibrio de su reacción con agua (Ka para ácidos, Kb para bases).
Ácidos Fuertes
- Presentan una Ka muy grande (> 1.0).
- Se encuentran disociados en un 100 %.
- La concentración de productos es mayor que la de reactivos.
- Conducen la corriente eléctrica fácilmente.
- La concentración inicial del ácido es igual a la de protones [H⁺] (o [H₃O⁺]).
Ácidos Débiles
- Presentan una Ka muy pequeña (< 1.0).
- Se encuentran disociados en menos del 100 %.
- La concentración de productos es menor que la de reactivos.
- Conducen débilmente la corriente eléctrica.
- Presentan un pKa grande (pKa = -log₁₀Ka).
- La concentración de protones se calcula generalmente como: [H₃O⁺] ≈ √([HA]₀ × Ka)
Bases Fuertes
- Presentan una Kb muy grande (> 1.0).
- Se encuentran disociadas en un 100 %.
- La concentración de productos es mayor que la de reactivos.
- Conducen la corriente eléctrica fácilmente.
- Las más comunes son los hidróxidos de metales de los grupos 1 y 2 (Ejemplos: NaOH, Ca(OH)₂).
- La concentración de OH⁻ es estequiométrica respecto a la concentración inicial de la base.
Bases Débiles
- Presentan una Kb muy pequeña (< 1.0).
- Se encuentran disociadas en menos del 100 %.
- La concentración de productos es menor que la de reactivos.
- Conducen débilmente la corriente eléctrica.
- Presentan un pKb grande (pKb = -log₁₀Kb).
- La concentración de OH⁻ se calcula generalmente como: [OH⁻] ≈ √([B]₀ × Kb)
- Cuanto menor sea el valor de Kb, más débil será la base.
Disoluciones Amortiguadoras (Buffers)
Son disoluciones de ácidos o bases débiles y su respectiva base o ácido conjugado.
Las disoluciones formadas por un ácido débil (HA) y su base conjugada (A⁻) tienen unas propiedades especiales determinadas. Son muy resistentes al cambio de pH producido por la adición de un ácido fuerte o una base fuerte.
Tienen un pH próximo al pKa del ácido débil.
Para preparar una disolución reguladora se puede mezclar un ácido débil (HA) y la sal de su base conjugada (por ejemplo, NaA).
Ejemplos:
- HF y NaF
- NH₃ y NH₄⁺