Fundamentos de Ácidos y Bases: Fuerza, pH y Teorías Químicas

Preguntas de Verdadero o Falso (VoF) sobre Ácidos y Bases

1. Relación entre Debilidad del Ácido y pH

Afirmación: Cuanto más débil es un ácido, menor es el pH de sus disoluciones.

Respuesta: Falso. Un ácido más débil tiene una menor tendencia a ceder protones, lo que resulta en una menor concentración de iones H₃O⁺ en disolución a igual molaridad que un ácido más fuerte. Por lo tanto, su pH será mayor (más cercano a 7) que el de un ácido más fuerte. Si el pH se aproxima a 7, el ácido es más débil; si se aproxima a 0 (para concentraciones típicas), el ácido es más fuerte.

2. Relación entre Fuerza del Ácido y su Base Conjugada

Afirmación: A un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil.

Respuesta: Verdadero. La fuerza de un ácido (K_a) y la de su base conjugada (K_b) están inversamente relacionadas por la constante del producto iónico del agua (K_w): K_a × K_b = K_w = 1.0 × 10^-14 (a 25°C). Si K_a es grande (ácido fuerte), K_b debe ser pequeña (base conjugada débil) para que el producto se mantenga constante, y viceversa.

3. Existencia de Disoluciones Diluidas de Ácidos Fuertes

Afirmación: No existen disoluciones diluidas de un ácido fuerte.

Respuesta: Falso. "Diluido" se refiere a una baja concentración de soluto en una gran cantidad de disolvente. Un ácido fuerte es aquel que se disocia completamente en agua, independientemente de su concentración. Por lo tanto, podemos tener una disolución diluida (baja concentración) de un ácido fuerte, así como de un ácido débil.

Teorías Ácido-Base y Propiedades

1. Teoría de Brønsted-Lowry: Definiciones y Ventajas

Pregunta: Defina según la teoría de Brønsted-Lowry qué es un ácido y qué es una base. Explique las ventajas de esta teoría frente a la de Arrhenius.

Respuesta:

• Según la teoría de Brønsted-Lowry (BL):
  • Un ácido es toda sustancia capaz de ceder protones (H⁺).
  • Una base es toda sustancia capaz de captar protones (H⁺).
• Ventajas principales de la teoría de Brønsted-Lowry frente a la de Arrhenius:
  • Interacción Ácido-Base: Los ácidos y las bases nunca actúan de forma aislada. En las reacciones ácido-base según BL, siempre hay un ácido que cede protones y una base que los capta, introduciendo el concepto de par conjugado ácido-base.
  • Ampliación del Disolvente: La teoría de Arrhenius se limita a disoluciones acuosas. La teoría de BL es más general y puede aplicarse a reacciones en cualquier disolvente, no solo agua, e incluso en ausencia de disolvente (fase gaseosa).
  • Explicación de más Sustancias: Arrhenius tenía dificultades para interpretar el comportamiento básico de sustancias como el amoniaco (NH₃) o los carbonatos, y el comportamiento ácido o básico de muchos óxidos. BL soluciona estas dificultades al centrarse en la transferencia de protones.

2. Variación Opuesta de Acidez y Basicidad

Pregunta: ¿Por qué la acidez y la basicidad (de un par conjugado) varían de forma opuesta?

Respuesta: La constante de disociación de un ácido (K_a) y la constante de basicidad de su base conjugada (K_b) están relacionadas por la ecuación: K_a × K_b = K_w (donde K_w es el producto iónico del agua, 1.0 × 10^-14 a 25°C). Para que este producto permanezca constante, si K_a aumenta (lo que indica un ácido más fuerte), K_b debe disminuir (lo que indica una base conjugada más débil), y viceversa.
Por ejemplo, el HCl es un ácido muy fuerte (K_a muy grande). Su reacción con agua es: HCl + H₂O → Cl^- + H₃O⁺. Su base conjugada, el ion cloruro (Cl^-), es una base extremadamente débil (K_b muy pequeña). Esto ilustra que una gran acidez del ácido implica una pequeña basicidad de su base conjugada.

3. Disolución 0.1 M de un Ácido Débil HA

Pregunta: Si tenemos una disolución 0.1 M de un ácido débil HA, discuta la validez de las siguientes afirmaciones:

• a) El pH = 1.

  Respuesta: Falso. Un pH de 1 implica una concentración de [H₃O⁺] = 10^-1 M = 0.1 M. Si esto ocurriera, el ácido HA estaría completamente disociado. Sin embargo, HA es un ácido débil, lo que significa que se disocia solo parcialmente. Por lo tanto, [H₃O⁺] será menor que 0.1 M y el pH será mayor que 1.

• b) [H₃O⁺] = [A^-].

  Respuesta: Verdadero. La disociación de un ácido débil HA en agua sigue el equilibrio: HA(aq) + H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + A^-(aq). Por cada molécula de HA que se disocia, se forma un ion H₃O⁺ y un ion A^-. Por lo tanto, en el equilibrio, sus concentraciones son iguales ([H₃O⁺] = [A^-] = x, donde x es la concentración de ácido disociado).

• c) [A^-] = 0.1 M.

  Respuesta: Falso. Dado que HA es un ácido débil, no se disocia completamente. La concentración inicial del ácido es 0.1 M, pero solo una fracción de este se disociará. Por lo tanto, la concentración del ion A^- en el equilibrio ([A^-] = x) será menor que 0.1 M.

• d) [HA] es mucho mayor que [A^-].

  Respuesta: Verdadero. Al ser un ácido débil, se disocia en muy poca proporción. Esto significa que la mayor parte del ácido permanecerá en su forma no disociada (HA) en el equilibrio. Por lo tanto, la concentración de HA sin disociar ([HA]_equilibrio = 0.1 M - x, donde x es pequeño) será mucho mayor que la concentración del anión A^- formado ([A^-] = x).

Comparación entre las Teorías de Arrhenius y Brønsted-Lowry

A continuación, se presentan las analogías y diferencias clave entre estas dos teorías fundamentales sobre ácidos y bases:

Definición de Ácido

• Arrhenius: Un ácido es toda sustancia que, en disolución acuosa, cede protones (H⁺) (o más correctamente, iones hidronio, H₃O⁺, al reaccionar con el agua).
• Brønsted-Lowry: Un ácido es toda especie química (molécula o ion) capaz de ceder un protón (H⁺) a otra especie química. Esta definición no se limita a disoluciones acuosas.

Definición de Base

• Arrhenius: Una base es toda sustancia que, en disolución acuosa, cede iones hidróxido (OH^-).
• Brønsted-Lowry: Una base es toda especie química capaz de aceptar un protón (H⁺) de otra especie química.

Alcance y Limitaciones

• Arrhenius:
  • Se limita estrictamente a disoluciones acuosas.
  • Tiene dificultades para explicar el comportamiento básico de sustancias que no contienen OH^- en su fórmula, como el amoniaco (NH₃), o el carácter ácido de ciertas sales.
  • No explica reacciones ácido-base en disolventes no acuosos o en fase gaseosa.
• Brønsted-Lowry:
  • Es una teoría más general y amplia.
  • Puede aplicarse a disolventes distintos del agua y a reacciones en fase gaseosa.
  • Explica satisfactoriamente el comportamiento básico del amoniaco (NH₃ + H⁺ ⇌ NH₄⁺) y de otras sustancias.
  • Introduce el concepto de sustancias anfóteras o anfipróticas (como el agua), que pueden actuar como ácido o como base.

Concepto de Par Conjugado

• Arrhenius: No desarrolla explícitamente el concepto de pares conjugados ácido-base. Las reacciones de neutralización se ven como la combinación de H⁺ y OH^- para formar agua.
• Brønsted-Lowry: Introduce el concepto fundamental de par conjugado ácido-base. Cuando un ácido cede un protón, se transforma en su base conjugada. Cuando una base acepta un protón, se transforma en su ácido conjugado. Ejemplo: HA (ácido) + B (base) ⇌ A^- (base conjugada de HA) + HB⁺ (ácido conjugado de B).

Más VoF e Hidrólisis de Sales

1. Disociación de Bases Débiles

Afirmación: En las disoluciones acuosas de bases débiles, estas se encuentran totalmente disociadas.

Respuesta: Falso. Las bases débiles reaccionan con el agua (proceso de hidrólisis o ionización) solo parcialmente, no se disocian completamente. Se establece un equilibrio entre la base no ionizada y los iones formados. Por ejemplo, para una base débil B: B(aq) + H₂O(l) ⇌ BH⁺(aq) + OH^-(aq).

2. Hidrólisis de Sales y pH Resultante

Pregunta: Escriba las reacciones de hidrólisis de las siguientes sales e indique si el pH resultante será ácido, básico o neutro: NaCN, KCl, NH₄Cl.

a) NaCN (Cianuro de Sodio)

• Disociación en agua: NaCN(s) → Na⁺(aq) + CN^-(aq)
• Análisis de los iones:
  • Na⁺: Es el catión de una base fuerte (NaOH). No sufre hidrólisis apreciable (es un ion espectador).
  • CN^-: Es el anión de un ácido débil (HCN). Sufrirá hidrólisis.
• Reacción de hidrólisis del ion cianuro: CN^-(aq) + H₂O(l) ⇌ HCN(aq) + OH^-(aq)
• pH resultante: La hidrólisis del ion CN^- produce iones OH^-, por lo que la disolución será básica (pH > 7).

b) KCl (Cloruro de Potasio)

• Disociación en agua: KCl(s) → K⁺(aq) + Cl^-(aq)
• Análisis de los iones:
  • K⁺: Es el catión de una base fuerte (KOH). No sufre hidrólisis.
  • Cl^-: Es el anión de un ácido fuerte (HCl). No sufre hidrólisis.
• Reacción de hidrólisis: Ninguno de los iones hidroliza de forma significativa.
• pH resultante: Dado que no hay producción neta de H₃O⁺ ni OH^- por hidrólisis, la disolución será neutra (pH ≈ 7).

c) NH₄Cl (Cloruro de Amonio)

• Disociación en agua: NH₄Cl(s) → NH₄⁺(aq) + Cl^-(aq)
• Análisis de los iones:
  • NH₄⁺: Es el catión de una base débil (NH₃) (es el ácido conjugado de NH₃). Sufrirá hidrólisis.
  • Cl^-: Es el anión de un ácido fuerte (HCl). No sufre hidrólisis.
• Reacción de hidrólisis del ion amonio: NH₄⁺(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)
• pH resultante: La hidrólisis del ion NH₄⁺ produce iones H₃O⁺, por lo que la disolución será ácida (pH < 7).

Comparación de la Fuerza de Ácidos Débiles HA y HB

Situación: En dos disoluciones de la misma concentración inicial de dos ácidos débiles, HA y HB, se comprueba que la concentración del anión [A^-] es mayor que la del anión [B^-] ([A^-] > [B^-]). Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) El ácido HA es más fuerte que el ácido HB.

Respuesta: Verdadero. La concentración del anión ([A^-] o [B^-]) es una medida directa del grado de disociación del ácido débil (ya que por cada mol de ácido que se disocia, se forma un mol de su anión y un mol de H₃O⁺). Si [A^-] > [B^-] a la misma concentración inicial, significa que el ácido HA se ha disociado en mayor medida que el ácido HB. Un mayor grado de disociación implica una mayor producción de H₃O⁺. Por lo tanto, la constante de acidez de HA (K_a(HA)) será mayor que la de HB (K_a(HB)), lo que indica que HA es un ácido más fuerte que HB. Consecuentemente, el pH de la disolución de HA será menor que el pH de la disolución de HB.

b) El pH de la disolución de HA es mayor que el de la disolución de HB.

Respuesta: Falso. Como se justificó en el punto anterior, si HA es un ácido más fuerte que HB, se disocia más, produciendo una mayor concentración de iones H₃O⁺ ([H₃O⁺]_HA > [H₃O⁺]_HB, ya que [H₃O⁺] = [A^-] y [H₃O⁺] = [B^-] respectivamente para cada ácido). El pH se define como -log[H₃O⁺]. Una mayor concentración de H₃O⁺ resulta en un valor de pH menor. Por lo tanto, el pH de la disolución de HA será menor que el pH de la disolución de HB (pH(HA) < pH(HB)).