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# Ácidos y bases: pH de ácidos fuertes y débiles, Ka, hidrólisis, tampones y valoraciones

> Equilibrios ácido-base explicados: teorías de Arrhenius y Brønsted-Lowry, pares conjugados, producto iónico del agua, pH y pOH, ácidos y bases fuertes y débiles, constantes Ka y Kb, pKa, hidrólisis de sales, disoluciones amortiguadoras (ecuación de Henderson-Hasselbalch), valoraciones e indicadores, con ejemplos resueltos.

El vinagre, el zumo de limón o los ácidos del estómago son ácidos; la lejía, el jabón o el bicarbonato, bases. La acidez se mide con el **pH**, una escala logarítmica que va de 0 a 14 en disoluciones acuosas habituales. Calcularlo es sencillo para los ácidos fuertes, que se disocian por completo, y requiere un [equilibrio químico](https://apuntes.simulab.es/quimica/fisicoquimica/equilibrio-quimico.md) para los débiles. Las disoluciones **amortiguadoras** mantienen el pH casi constante, y es lo que hace la sangre.

## Lo que vas a aprender

* Las definiciones de ácido y base de Arrhenius y Brønsted-Lowry.
* El producto iónico del agua, el pH y el pOH.
* Cómo calcular el pH de ácidos y bases fuertes y débiles.
* Las constantes $K_a$ y $K_b$ y su relación.
* La hidrólisis de sales.
* Las disoluciones amortiguadoras y las valoraciones.

## Fundamentos teóricos

### Definiciones

* **Arrhenius:** un ácido libera H⁺ en agua; una base libera OH⁻.
* **Brønsted-Lowry:** un ácido **cede** un protón (H⁺); una base lo **acepta**. Al ceder el protón, el ácido se convierte en su **base conjugada**:

$$
\text{HA} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+
$$

Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada.

### Producto iónico del agua

$$
K_w = [\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-] = 10^{-14} \quad (25\text{ °C})
$$

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

Ácida si pH \< 7, neutra si pH = 7, básica si pH > 7 (a 25 °C). Puedes practicar con la [calculadora de pH](https://apuntes.simulab.es/quimica/calculadoras/ph.md).

### Fuertes y débiles

| Tipo | Ejemplos | Disociación | Cálculo |
| - | - | - | - |
| Ácido fuerte | HCl, HNO₃, H₂SO₄ (1.ª), HClO₄ | Total | $[\text{H}_3\text{O}^+] = c$ |
| Base fuerte | NaOH, KOH, Ca(OH)₂ | Total | $[\text{OH}^-] = c$ (×2 para Ca(OH)₂) |
| Ácido débil | CH₃COOH, HF, HCN, H₂CO₃ | Parcial | Con $K_a$ |
| Base débil | NH₃, aminas | Parcial | Con $K_b$ |

### Ácidos débiles

$$
K_a = \frac{[\text{A}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{HA}]} \qquad \text{p}K_a = -\log K_a
$$

Con concentración inicial $c$ y $x = [\text{H}_3\text{O}^+]$: $K_a = \frac{x^2}{c - x}$. Si el ácido es poco disociado ($x \ll c$, en la práctica si $c/K_a > 400$):

$$
x \approx \sqrt{K_a\,c}
$$

El **grado de disociación** es $\alpha = x/c$. Para pares conjugados: $K_a\cdot K_b = K_w$.

| Ácido | $K_a$ | p$K_a$ |
| - | - | - |
| Ácido acético | $1{,}8\cdot10^{-5}$ | 4,74 |
| Ácido fluorhídrico | $6{,}8\cdot10^{-4}$ | 3,17 |
| Ácido carbónico (1.ª) | $4{,}3\cdot10^{-7}$ | 6,37 |
| Ion amonio | $5{,}6\cdot10^{-10}$ | 9,25 |
| Ácido cianhídrico | $6{,}2\cdot10^{-10}$ | 9,21 |

### Hidrólisis de sales

Al disolver una sal, sus iones pueden reaccionar con el agua:

| Sal procedente de | Ejemplo | pH |
| - | - | - |
| Ácido fuerte y base fuerte | NaCl | Neutro |
| Ácido débil y base fuerte | CH₃COONa | **Básico** (el acetato capta H⁺) |
| Ácido fuerte y base débil | NH₄Cl | **Ácido** (el amonio cede H⁺) |

### Disoluciones amortiguadoras

Una mezcla de un ácido débil y su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado) resiste los cambios de pH al añadir pequeñas cantidades de ácido o base. Su pH lo da la **ecuación de Henderson-Hasselbalch**:

$$
\text{pH} = \text{p}K_a + \log\frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]}
$$

Funciona mejor cuando el pH está cerca del p$K_a$. La sangre se mantiene en pH 7,4 con el tampón ácido carbónico/bicarbonato.

### Valoraciones

Se añade poco a poco una disolución de concentración conocida hasta neutralizar la muestra. En el **punto de equivalencia**:

$$
n_{\text{ácido}} = n_{\text{base}} \quad\Rightarrow\quad M_a V_a = M_b V_b \text{ (si la estequiometría es 1:1)}
$$

Un **indicador** cambia de color cerca del punto de equivalencia: fenolftaleína (incolora a rosa, pH 8,2–10) o naranja de metilo (rojo a amarillo, pH 3,1–4,4). En una valoración de ácido débil con base fuerte, el punto de equivalencia es **básico**, por la hidrólisis.

## Ejemplos resueltos

> [accordion] Ejemplo 1 · Ácido fuerte
>
> HCl 0,02 M: $[\text{H}_3\text{O}^+] = 0{,}02$, pH $= -\log0{,}02 = 1{,}70$.

> [accordion] Ejemplo 2 · Base fuerte
>
> NaOH 0,005 M: pOH $= 2{,}30$, pH $= 11{,}70$.

> [accordion] Ejemplo 3 · Ácido débil
>
> Ácido acético 0,1 M ($K_a = 1{,}8\cdot10^{-5}$): $x = \sqrt{1{,}8\cdot10^{-6}} = 1{,}34\cdot10^{-3}$ M.
>
> pH $= 2{,}87$. $\alpha = 1{,}34\,\%$: solo se disocia una de cada 75 moléculas.

> [accordion] Ejemplo 4 · Base débil
>
> NH₃ 0,1 M ($K_b = 1{,}8\cdot10^{-5}$): $[\text{OH}^-] = \sqrt{1{,}8\cdot10^{-6}} = 1{,}34\cdot10^{-3}$, pOH $= 2{,}87$, pH $= 11{,}13$.

> [accordion] Ejemplo 5 · Hidrólisis
>
> Acetato de sodio 0,1 M. $K_b = \frac{10^{-14}}{1{,}8\cdot10^{-5}} = 5{,}6\cdot10^{-10}$. $[\text{OH}^-] = \sqrt{5{,}6\cdot10^{-11}} = 7{,}5\cdot10^{-6}$, pOH $= 5{,}13$, pH $= 8{,}87$: básico.

> [accordion] Ejemplo 6 · Tampón
>
> 0,1 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio: pH $= 4{,}74 + \log2 = 5{,}04$.
>
> Si se añaden 0,01 mol/L de HCl, el acetato lo neutraliza: queda 0,11 M de ácido y 0,19 M de acetato. pH $= 4{,}74 + \log\frac{0{,}19}{0{,}11} = 4{,}98$. Solo baja 0,06; en agua pura habría bajado de 7 a 2.

> [accordion] Ejemplo 7 · Valoración
>
> 25 mL de HCl de concentración desconocida necesitan 18,4 mL de NaOH 0,1 M. $M_a = \frac{0{,}1\cdot18{,}4}{25} = 0{,}0736$ M.

## Errores frecuentes

* **Usar la concentración del ácido débil como $[\text{H}_3\text{O}^+]$.** Solo vale para ácidos fuertes.
* **Olvidar que $\text{pH} + \text{pOH} = 14$** solo a 25 °C.
* **Confundir ácido débil con ácido diluido.** Débil es que se disocia poco; diluido, que hay poca concentración.
* **Pensar que en una valoración el pH de equivalencia es siempre 7.** Solo entre ácido fuerte y base fuerte.
* **Usar la aproximación $x \ll c$** cuando el ácido no es tan débil o está muy diluido. Comprueba que $\alpha < 5\,\%$.

## Preguntas frecuentes

> [accordion] ¿Puede haber pH negativo o mayor que 14?
>
> Sí, con disoluciones muy concentradas: HCl 10 M tendría en teoría pH −1. A esas concentraciones la fórmula simple deja de ser exacta (hay que usar actividades), pero la escala no está limitada de 0 a 14.

> [accordion] ¿Por qué la lluvia es algo ácida?
>
> Porque el CO₂ del aire se disuelve en el agua y forma ácido carbónico: la lluvia natural tiene pH 5,6. La **lluvia ácida** (pH 4–4,5) se debe a óxidos de azufre y nitrógeno de la contaminación, que forman ácidos sulfúrico y nítrico.

## Temas relacionados

> [card] [Calculadora de pH](https://apuntes.simulab.es/quimica/calculadoras/ph.md)
>
> pH, pOH y concentraciones.

> [card] [Equilibrio químico](https://apuntes.simulab.es/quimica/fisicoquimica/equilibrio-quimico.md)
>
> Constantes de equilibrio y Le Châtelier.

> [card] [Calculadora de diluciones](https://apuntes.simulab.es/quimica/calculadoras/diluciones.md)
>
> Preparar disoluciones.


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