Apuntes · QuímicaES · Selectividad

Reacciones ácido-base

Este tema explica el comportamiento de ácidos y bases en disolución acuosa, desde las teorías que los definen (Arrhenius y Brønsted-Lowry) hasta su aplicación cuantitativa en el cálculo del pH, la hidrólisis de sales, las disoluciones reguladoras y las valoraciones. Es uno de los temas de equilibrio del Bloque B de Química de 2.º de Bachillerato (LOMLOE) y, como materia de modalidad, entra de lleno en la Selectividad/PAU: combina conceptos (pares conjugados, fuerza, electrolitos) con problemas numéricos clásicos (pH, Ka/Kb, neutralización). Domina los pares conjugados y el manejo de Kw, Ka y Kb y tendrás resuelta la mitad del tema.

5seccionesca. 28min de lectura4competenciasNivelBásico 1 · Estándar 3 · Profundización 1Revisado · 06/2026

T·0777 / 11

Perfil de examen

CE.1 · Comprender, describir y aplicar los fundamentos de las reacciones ácido-base atendiendo a su base experimental: teorías de Arrhenius y Brønsted-Lowry, equilibrio de ionización del agua, fuerza de ácidos y bases, hidrólisis, disoluciones reguladoras y neutralización.CE.5 · Aplicar el razonamiento lógico-matemático en la resolución de problemas de pH, grado de disociación, constantes Ka y Kb, hidrólisis de sales, tampones y volumetrías ácido-base.CE.3 · Utilizar con corrección los códigos del lenguaje químico al escribir y ajustar equilibrios de ionización, pares ácido-base conjugados, reacciones de neutralización y la expresión de las constantes con sus unidades.CE.4 · Reconocer la importancia y el uso responsable de ácidos y bases de interés industrial y de consumo (ácido sulfúrico, amoniaco, antiácidos, productos de limpieza) y del control del pH en procesos biológicos e industriales.

Operadores:explicacalculajustificainterpretarazonarelacionadeducerepresentaajusta

nivel básico

Como materia de modalidad, todo el tema es exigible en la fase de acceso de la Selectividad: domina las teorías ácido-base, los pares conjugados, la escala de pH y el cálculo de pH en ácidos y bases fuertes y débiles sin error de signo ni de logaritmo.

nivel avanzado

Para la fase de admisión y para un sobresaliente, profundiza en la hidrólisis de los distintos tipos de sales, en el diseño de tampones con la ecuación de Henderson-Hasselbalch y en la interpretación cuantitativa de las curvas de valoración (punto de equivalencia y elección del indicador).

Profundidad

Schrift

Inhalt · 5 secciones

Reacciones ácido-base

Teorías ácido-base: Arrhenius y Brønsted-Lowry; pares conjugados#

BasisBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque B · Las teorías ácido-base de Arrhenius y de Brønsted-Lowry; el concepto de electrolito

Ácidos y bases son sustancias conocidas desde antiguo por sus propiedades observables: los ácidos tienen sabor agrio, enrojecen el papel de tornasol y reaccionan con muchos metales desprendiendo hidrógeno; las bases tienen sabor amargo, tacto jabonoso y vuelven azul el tornasol. La primera teoría que explicó este comportamiento fue la de Svante Arrhenius (1887): un ácido es una sustancia que, disuelta en agua, libera iones hidrógeno

\ce{H+}

, y una base es la que libera iones hidróxido

\ce{OH-}

. Así, el

\ce{HCl}

es un ácido porque se ioniza dando

\ce{H+}

\ce{Cl-}

, y el

\ce{NaOH}

es una base porque se disocia en

\ce{Na+}

\ce{OH-}

. Toda sustancia que en disolución conduce la corriente eléctrica por estar disociada en iones se denomina electrolito; los ácidos, las bases y las sales son electrolitos.

La teoría de Arrhenius, aunque útil, tenía dos limitaciones: solo vale para disoluciones acuosas y no explica el carácter básico de sustancias que no contienen

\ce{OH-}

, como el amoniaco. La teoría de Brønsted-Lowry (1923) la generaliza definiendo el ácido y la base por la transferencia de un protón (

\ce{H+}

): un ácido es toda especie capaz de ceder un protón, y una base es toda especie capaz de aceptar un protón. De este modo el amoniaco es una base porque acepta un protón del agua,

\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}

, sin necesidad de contener grupos hidróxido. En disolución acuosa el protón nunca está libre: se une a una molécula de agua formando el ion hidronio

\ce{H3O+}

, que es la forma real en que existe el «

\ce{H+}

».

El concepto central de Brønsted-Lowry es el de par ácido-base conjugado. Cuando un ácido cede su protón se transforma en una base (su base conjugada), y cuando una base acepta un protón se transforma en un ácido (su ácido conjugado). Ácido y base conjugados se diferencian exactamente en un protón. Por ejemplo, en el equilibrio

\ce{CH3COOH + H2O <=> CH3COO- + H3O+}

hay dos pares:

\ce{CH3COOH}/\ce{CH3COO-}

(ácido/base conjugada) y

\ce{H2O}/\ce{H3O+}

(base/ácido conjugado). Toda reacción ácido-base es, por tanto, una competencia por el protón entre dos pares conjugados (Fig. 1).

Transferencia de protón y pares ácido-base conjugados

Una consecuencia importante es que el agua y otras especies pueden actuar como ácido o como base según con quién reaccionen: se llaman especies anfóteras o anfipróteras. El agua es el ejemplo característico: cede un protón frente al amoniaco (actúa como ácido) y lo acepta frente al cloruro de hidrógeno (actúa como base). Otros anfóteros típicos son el ion bicarbonato

\ce{HCO3-}

y el ion hidrogenosulfato. Reconocer los pares conjugados y el carácter anfótero es la herramienta básica para interpretar cualquier reacción ácido-base, y se evalúa constantemente en la PAU.

\ce{HCl + H2O -> Cl- + H3O+}

Ionización de un ácido (Brønsted-Lowry)

El HCl cede un protón al agua: HCl es el ácido y H2O la base; Cl⁻ es la base conjugada y H3O⁺ el ácido conjugado.

\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}

Ionización de una base (Brønsted-Lowry)

El amoniaco acepta un protón del agua: NH3 es la base y H2O el ácido; NH4⁺ es el ácido conjugado y OH⁻ la base conjugada. La doble flecha indica que es un equilibrio (base débil).

\ce{CH3COOH + H2O <=> CH3COO- + H3O+}

Pares conjugados en un equilibrio

Dos pares: CH3COOH / CH3COO⁻ y H3O⁺ / H2O. Ácido y base conjugados difieren solo en un protón.

Ejemplo resuelto

Identificación de pares ácido-base conjugados

Para los siguientes equilibrios en disolución acuosa, identifica el ácido, la base y los dos pares ácido-base conjugados según Brønsted-Lowry: (a) HNO₃ + H₂O ⇌ NO₃⁻ + H₃O⁺; (b) NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻. Razona el papel del agua en cada caso.

Analizar el equilibrio (a)
El HNO3 cede un protón al agua. Por tanto HNO3 es el ácido y H2O la base; NO3⁻ es la base conjugada del HNO3 y H3O⁺ el ácido conjugado del agua.
Analizar el equilibrio (b)
El NH3 acepta un protón del agua. Ahora NH3 es la base y H2O el ácido; NH4⁺ es el ácido conjugado del amoniaco y OH⁻ la base conjugada del agua.
Comparar el papel del agua
En (a) el agua actúa como base (acepta el protón) y en (b) como ácido (lo cede). El agua se comporta de modos opuestos: es una especie anfótera.

Resultado: En (a) HNO₃ es el ácido y el agua la base; en (b) NH₃ es la base y el agua el ácido. El agua actúa como base frente al ácido fuerte y como ácido frente a la base, lo que demuestra su carácter anfótero.

Errores frecuentes

Confundir el ácido o la base con su conjugado: el conjugado de un ácido es una base (le falta el protón), no otro ácido; difieren en UN solo H⁺.
Creer que el protón H⁺ existe libre en disolución acuosa: siempre está solvatado como ion hidronio H₃O⁺; escribir H⁺ es solo una abreviatura.

Repaso activo

Considera las siguientes especies en disolución acuosa: amoniaco (NH₃), ion bicarbonato (HCO₃⁻) y ácido nítrico (HNO₃). (a) Escribe el equilibrio de cada una con el agua según Brønsted-Lowry e identifica si actúa como ácido o como base. (b) Indica en cada caso los dos pares ácido-base conjugados. (c) Razona por qué el ion bicarbonato es una especie anfótera.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Autoionización del agua, escala de pH y fuerza de ácidos y bases (Ka, Kb)#

StandardBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque B · El equilibrio de ionización del agua y el producto iónico (Kw); ácidos y bases fuertes y débiles; grado de disociación; constantes Ka y Kb

Incluso el agua más pura conduce muy débilmente la corriente porque está parcialmente ionizada: una de cada mil millones de moléculas, aproximadamente, transfiere un protón a otra en el equilibrio de autoionización

\ce{2 H2O <=> H3O+ + OH-}

. La constante de este equilibrio, considerando la concentración del agua prácticamente constante, se llama producto iónico del agua,

K_w = [\ce{H3O+}]\,[\ce{OH-}]

, y a 25 °C vale

1{,}0\cdot 10^{-14}

. En agua pura ambos iones aparecen en igual proporción, así que

[\ce{H3O+}] = [\ce{OH-}] = 1{,}0\cdot 10^{-7}

mol/L: el agua es neutra. La relación

K_w

se cumple en CUALQUIER disolución acuosa, no solo en el agua pura: si añadimos un ácido sube

[\ce{H3O+}]

y, en consecuencia, baja

[\ce{OH-}]

para que su producto siga valiendo

10^{-14}

Como las concentraciones de iones son números muy pequeños y poco manejables, Sørensen introdujo la escala de pH, definida como

\text{pH} = -\log[\ce{H3O+}]

. Análogamente,

\text{pOH} = -\log[\ce{OH-}]

. Tomando logaritmos en la expresión de

K_w

se obtiene la relación clave

\text{pH} + \text{pOH} = 14

a 25 °C. Una disolución es neutra cuando pH = 7, ácida cuando pH < 7 (más

\ce{H3O+}

que

\ce{OH-}

) y básica cuando pH > 7. La escala es logarítmica: bajar una unidad de pH multiplica por diez la concentración de hidronio (Fig. 1).

No todos los ácidos y bases liberan iones en la misma proporción: por eso se distinguen fuertes y débiles. Un ácido fuerte (como

\ce{HCl}

\ce{HNO3}

\ce{H2SO4}

) se ioniza prácticamente al 100 % en agua; la reacción se considera completa y se escribe con flecha simple. Una base fuerte (como

\ce{NaOH}

\ce{KOH}

) se disocia también totalmente. Un ácido débil (como el ácido acético

\ce{CH3COOH}

o el ácido fluorhídrico) o una base débil (como el

\ce{NH3}

) se ionizan solo en parte: queda un equilibrio entre la forma molecular y los iones, que se escribe con doble flecha. La fuerza de un ácido se mide por su constante de acidez

K_a

, y la de una base por su constante de basicidad

K_b

: cuanto mayor es la constante, más desplazado está el equilibrio hacia los iones y más fuerte es el ácido o la base (Fig. 2).

Escala de pH con sustancias cotidianas

La fracción de ácido o base que efectivamente se ioniza se llama grado de disociación,

\alpha

(entre 0 y 1, o en %). Para ácidos fuertes

\alpha \approx 1

; para débiles es pequeño y depende de la concentración (a mayor dilución, mayor grado de disociación, por el principio de Le Châtelier). Existe además una relación fundamental que conecta un ácido débil con su base conjugada: el producto de sus constantes es el producto iónico del agua,

K_a \cdot K_b = K_w

. De ahí surge una regla cualitativa esencial: cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada (y al revés). Por eso el cloruro

\ce{Cl-}

, base conjugada del ácido fuerte

\ce{HCl}

, es una base despreciable, mientras que el acetato, base conjugada de un ácido débil, sí tiene carácter básico apreciable (lo veremos en la hidrólisis).

K_{w} = [\ce{H3O+}]\,[\ce{OH-}] = 1{,}0\cdot 10^{-14}\ (25\,^\circ\text{C})

Producto iónico del agua

Constante del equilibrio de autoionización del agua. Se cumple en toda disolución acuosa: si sube [H3O⁺], baja [OH⁻], y viceversa.

\text{pH} = -\log[\ce{H3O+}]\qquad \text{pOH} = -\log[\ce{OH-}]\qquad \text{pH} + \text{pOH} = 14

Escala de pH y pOH

Escala logarítmica decimal. Neutra: pH = 7; ácida: pH < 7; básica: pH > 7 (a 25 °C). Bajar 1 unidad de pH multiplica [H3O⁺] por 10.

K_{a} = \dfrac{[\ce{A-}]\,[\ce{H3O+}]}{[\ce{HA}]}\qquad K_{b} = \dfrac{[\ce{BH+}]\,[\ce{OH-}]}{[\ce{B}]}\qquad K_{a}\cdot K_{b} = K_{w}

Constantes de acidez y basicidad

Ka mide la fuerza del ácido HA; Kb la de la base B. Para un par conjugado se cumple Ka·Kb = Kw: cuanto más fuerte es el ácido, más débil es su base conjugada.

Ejemplo resuelto

pH, pOH y concentraciones de una disolución básica

Una disolución acuosa a 25 °C tiene [OH⁻] = 2,0·10⁻⁴ mol/L. Calcula [H₃O⁺], el pOH y el pH, e indica si es ácida, neutra o básica. Dato: Kw = 1,0·10⁻¹⁴.

Calcular [H3O⁺] con Kw
Se despeja de Kw = [H3O⁺]·[OH⁻]: [H3O⁺] = Kw/[OH⁻] = (1,0·10⁻¹⁴)/(2,0·10⁻⁴).
Calcular el pOH
pOH = -log[OH⁻] = -log(2,0·10⁻⁴).
Calcular el pH
pH = 14 - pOH = 14 - 3,70 (también pH = -log(5,0·10⁻¹¹) = 10,30).

Resultado: [H₃O⁺] = 5,0·10⁻¹¹ mol/L, pOH = 3,70 y pH = 10,30. Como pH > 7 (y [OH⁻] > [H₃O⁺]), la disolución es básica.

Errores frecuentes

Pensar que Kw solo vale para el agua pura: el producto [H₃O⁺]·[OH⁻] = 10⁻¹⁴ se cumple en TODA disolución acuosa a 25 °C, también en ácidos y bases.
Confundir ácido fuerte con ácido concentrado (o débil con diluido): fuerte/débil se refiere al GRADO de ionización; concentrado/diluido, a la cantidad de soluto. Un ácido débil concentrado existe.

Repaso activo

Una disolución acuosa a 25 °C tiene una concentración de iones hidróxido [OH⁻] = 2,0·10⁻⁴ mol/L. (a) Calcula [H₃O⁺], el pH y el pOH, e indica si la disolución es ácida, neutra o básica. (b) Sabiendo que el ácido cianhídrico (HCN) tiene Ka = 4,9·10⁻¹⁰, calcula la Kb de su base conjugada (CN⁻) y razona si el ion cianuro es una base fuerte o débil.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Cálculo de pH y grado de disociación en disoluciones#

StandardBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque B · El cálculo del pH de disoluciones; grado de disociación; constantes Ka y Kb

Estrategia de cálculo del pH según el tipo de ácido o base

Calcular el pH de una disolución es uno de los problemas más repetidos de la PAU, y la estrategia depende de si el ácido o la base es fuerte o débil. En un ácido fuerte la ionización es total, de modo que la concentración de hidronio coincide con la concentración inicial del ácido (para ácidos monopróticos): si tenemos

\ce{HCl}

0,010 mol/L, entonces

[\ce{H3O+}] = 0{,}010

mol/L y

\text{pH} = -\log(0{,}010) = 2{,}0

. Para una base fuerte se procede igual con

[\ce{OH-}]

y luego se pasa a pH mediante

\text{pH} = 14 - \text{pOH}

. No hay que plantear ningún equilibrio porque la reacción es completa.

En un ácido débil, en cambio, hay que resolver el equilibrio de ionización. Si la concentración inicial es

c

y se ioniza una cantidad

x = [\ce{H3O+}]

, la constante se escribe

K_a = x^2/(c-x)

. Cuando el ácido es suficientemente débil y no muy diluido (regla práctica:

c/K_a > 100

), se puede despreciar

x

frente a

c

y la expresión se simplifica a

K_a \approx x^2/c

, de donde

[\ce{H3O+}] = \sqrt{K_a \cdot c}

. Para una base débil el planteamiento es idéntico con

K_b

[\ce{OH-}] = \sqrt{K_b \cdot c}

. Conviene comprobar siempre que la aproximación es válida (que

x

sea, como mucho, un 5 % de

c

); si no lo es, hay que resolver la ecuación de segundo grado completa (Fig. 2).

El grado de disociación

\alpha

informa de qué fracción del ácido se ha ionizado realmente:

\alpha = x/c = [\ce{H3O+}]/c

. Para los ácidos débiles típicos

\alpha

es de unas pocas unidades por ciento. Una propiedad importante, consecuencia del principio de Le Châtelier (ley de dilución de Ostwald), es que al diluir un ácido débil su grado de disociación aumenta, aunque la concentración de hidronio disminuye: por eso al diluir un ácido débil el pH sube, pero menos de lo que cabría esperar de la dilución. Esta dependencia con la concentración es lo que diferencia al ácido débil del fuerte, cuyo grado de disociación es siempre prácticamente 1.

Para no equivocarse conviene un orden de trabajo claro: (1) identificar si el ácido/base es fuerte o débil; (2) escribir el equilibrio y la tabla de concentraciones inicial-cambio-equilibrio; (3) plantear Ka o Kb; (4) resolver (con o sin aproximación) para hallar

[\ce{H3O+}]

[\ce{OH-}]

; (5) calcular el pH y, si se pide,

\alpha

. Y un control de coherencia final: el pH de un ácido tiene que salir menor que 7 (y mayor que el de un ácido fuerte de la misma concentración, porque el débil se ioniza menos); el de una base, mayor que 7. Si un cálculo da pH = 2 para un ácido débil 0,1 M, casi seguro hay un error, porque ese pH corresponde a un ácido fuerte 0,01 M.

\text{Ácido fuerte: } [\ce{H3O+}] = c \Rightarrow \text{pH} = -\log c

pH de un ácido fuerte monoprótico

Como la ionización es total, la concentración de hidronio es igual a la concentración inicial del ácido. Para una base fuerte: [OH⁻] = c y pH = 14 + log c.

K_{a} = \dfrac{x^{2}}{c - x} \;\approx\; \dfrac{x^{2}}{c} \;\Rightarrow\; [\ce{H3O+}] = \sqrt{K_{a}\cdot c}

pH de un ácido débil (aproximación)

Equilibrio HA + H2O ⇌ A⁻ + H3O⁺ con x = [H3O⁺]. La aproximación c − x ≈ c vale si c/Ka > 100 (α ≤ 5 %); si no, se resuelve la cuadrática.

\alpha = \dfrac{x}{c} = \dfrac{[\ce{H3O+}]}{c}

Grado de disociación

Fracción del ácido que se ioniza (0 a 1, o en %). Para un ácido débil aumenta al diluir (ley de Ostwald); para un ácido fuerte α ≈ 1 siempre.

Ejemplo resuelto

pH y grado de disociación de un ácido débil

Calcula el pH y el grado de disociación de una disolución de ácido acético (CH₃COOH) 0,10 mol/L. Dato: Ka = 1,8·10⁻⁵.

Escribir el equilibrio y la tabla
CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO⁻ + H3O⁺. Inicial: c = 0,10. En el equilibrio: [CH3COOH] = 0,10 − x, [CH3COO⁻] = [H3O⁺] = x.
Aplicar la aproximación
Como c/Ka = 0,10/1,8·10⁻⁵ ≈ 5600 > 100, se desprecia x frente a 0,10: Ka ≈ x²/0,10.
Calcular [H3O⁺] y el pH
x = √(1,8·10⁻⁶) = 1,34·10⁻³ mol/L; pH = -log(1,34·10⁻³).
Calcular el grado de disociación
α = x/c = 1,34·10⁻³ / 0,10 = 0,0134 (1,34 %). Es ≤ 5 %, así que la aproximación era válida.

Resultado: pH ≈ 2,87 y α ≈ 1,3 %. El ácido acético, por ser débil, solo se ioniza un 1,3 %, por eso su pH (2,87) es mucho mayor que el de un ácido fuerte 0,10 M (pH = 1).

Errores frecuentes

Tratar un ácido débil como si fuera fuerte y tomar [H₃O⁺] = c directamente: en un ácido débil hay que resolver el equilibrio; [H₃O⁺] es mucho menor que c.
Aplicar la aproximación c − x ≈ c sin comprobarla cuando el ácido no es tan débil o la disolución está muy diluida (α > 5 %); en ese caso hay que resolver la ecuación de segundo grado.

Repaso activo

Se prepara una disolución de ácido fórmico (HCOOH) de concentración 0,20 mol/L, cuya constante de acidez es Ka = 1,8·10⁻⁴. (a) Calcula la concentración de iones hidronio, el pH y el grado de disociación de la disolución. (b) Razona cómo variarían el pH y el grado de disociación si la disolución se diluyese a la mitad de concentración.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 534/2024 — Prueba de Acceso a la Universidad (PAU) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Hidrólisis de sales y disoluciones reguladoras (tampón)#

VertiefungBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque B · La hidrólisis de sales y las disoluciones reguladoras (tampón): concepto y aplicaciones

Los cuatro tipos de sal y el carácter de su disolución

Es un error frecuente creer que todas las sales dan disoluciones neutras. La realidad es que muchas sales producen disoluciones ácidas o básicas porque sus iones reaccionan con el agua: este fenómeno se llama hidrólisis. La clave está en el carácter de los iones, que son las bases o ácidos conjugados de los ácidos y bases de los que procede la sal. Un anión que sea base conjugada de un ácido débil (como el acetato

\ce{CH3COO-}

, de carácter básico) capta protones del agua y libera

\ce{OH-}

; un catión que sea ácido conjugado de una base débil (como el amonio

\ce{NH4+}

) cede protones al agua y libera

\ce{H3O+}

. En cambio, los iones procedentes de ácidos o bases fuertes (como

\ce{Na+}

\ce{Cl-}

) no se hidrolizan: son demasiado débiles como ácido o base.

De ahí surgen cuatro casos que conviene clasificar de memoria (Fig. 1). (1) Sal de ácido fuerte y base fuerte (p. ej.

\ce{NaCl}

): ningún ion se hidroliza, disolución neutra (pH ≈ 7). (2) Sal de ácido débil y base fuerte (p. ej.

\ce{CH3COONa}

, acetato de sodio): se hidroliza el anión, disolución básica (pH > 7). (3) Sal de ácido fuerte y base débil (p. ej.

\ce{NH4Cl}

, cloruro de amonio): se hidroliza el catión, disolución ácida (pH < 7). (4) Sal de ácido débil y base débil: el resultado depende de cuál constante sea mayor,

K_a

del catión o

K_b

del anión. Para cuantificar la hidrólisis se usa la constante de basicidad o de acidez del ion, obtenida del par conjugado mediante

K_a\cdot K_b = K_w

Las disoluciones reguladoras, amortiguadoras o tampón son disoluciones que mantienen el pH casi constante aunque se les añadan pequeñas cantidades de ácido o de base, o se diluyan moderadamente. Se preparan mezclando un ácido débil con su base conjugada (por ejemplo,

\ce{CH3COOH}

\ce{CH3COONa}

) o una base débil con su ácido conjugado (

\ce{NH3}

\ce{NH4Cl}

). El secreto de su funcionamiento es que el sistema contiene a la vez una reserva de ácido (que neutraliza las bases añadidas) y una reserva de base conjugada (que neutraliza los ácidos añadidos), de modo que la relación entre ambas especies apenas cambia y el pH se mantiene (Fig. 2).

El pH de un tampón se calcula con la ecuación de Henderson-Hasselbalch,

\text{pH} = \text{p}K_a + \log\dfrac{[\text{base}]}{[\text{ácido}]}

, donde [base] es la concentración de la base conjugada y [ácido] la del ácido débil. De aquí se deduce que el pH de un tampón depende sobre todo de la

\text{p}K_a

del ácido y solo débilmente de la proporción de las dos especies (logaritmo); cuando ambas concentraciones son iguales,

\text{pH} = \text{p}K_a

. Por eso se elige el ácido cuyo

\text{p}K_a

esté cerca del pH deseado. Las disoluciones reguladoras son fundamentales en biología y en la industria: la sangre humana es un tampón (principalmente bicarbonato/ácido carbónico) que mantiene el pH en torno a 7,4, valor cuya alteración es incompatible con la vida; también se usan en fermentaciones, cosméticos y análisis químico.

\ce{CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH-}

Hidrólisis básica de un anión (acetato)

El anión, base conjugada de un ácido débil, capta un protón del agua y libera OH⁻: la disolución se vuelve básica (pH > 7).

\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}

Hidrólisis ácida de un catión (amonio)

El catión, ácido conjugado de una base débil, cede un protón al agua y libera H3O⁺: la disolución se vuelve ácida (pH < 7).

\text{pH} = \text{p}K_{a} + \log\dfrac{[\text{base}]}{[\text{ácido}]}

Ecuación de Henderson-Hasselbalch (tampón)

Da el pH de una disolución reguladora con un ácido débil y su base conjugada. Si [base] = [ácido], entonces pH = pKa. pKa = −log Ka.

Funcionamiento de una disolución reguladora (tampón)

Ejemplo resuelto

pH de una sal que se hidroliza (acetato de sodio)

Calcula el pH de una disolución de acetato de sodio (CH₃COONa) 0,10 mol/L. Dato: Ka del ácido acético = 1,8·10⁻⁵; Kw = 1,0·10⁻¹⁴.

Identificar el ion que se hidroliza
El acetato de sodio procede de ácido débil (acético) y base fuerte (NaOH). El Na⁺ no se hidroliza; el acetato sí, como base. Equilibrio: CH3COO⁻ + H2O ⇌ CH3COOH + OH⁻.
Calcular la Kb del acetato
Como el acetato es la base conjugada del ácido acético, Kb = Kw/Ka = (1,0·10⁻¹⁴)/(1,8·10⁻⁵).
Resolver el equilibrio para [OH⁻]
Con la aproximación (c/Kb ≫ 100): [OH⁻] = √(Kb·c) = √(5,6·10⁻¹⁰·0,10).
Calcular el pOH y el pH
pOH = -log(7,5·10⁻⁶) = 5,13; pH = 14 - 5,13.

Resultado: pH ≈ 8,87: la disolución es básica, como cabía esperar de una sal de ácido débil y base fuerte. El acetato, base conjugada del ácido acético, se hidroliza liberando OH⁻.

Errores frecuentes

Suponer que toda sal da disolución neutra: solo las de ácido fuerte y base fuerte (como NaCl) lo son; las demás se hidrolizan dando medio ácido o básico.
Equivocar el ion que se hidroliza: el anión de un ácido DÉBIL da medio básico, y el catión de una base DÉBIL da medio ácido; los iones de ácidos/bases fuertes (Na⁺, Cl⁻, K⁺, NO₃⁻) NO se hidrolizan.

Repaso activo

Clasifica el carácter (ácido, básico o neutro) de las disoluciones acuosas de las sales KCl, NH₄NO₃ y KCN, escribiendo en su caso el equilibrio de hidrólisis del ion correspondiente. Después, calcula el pH de una disolución de cianuro de potasio (KCN) 0,10 mol/L sabiendo que el ácido cianhídrico tiene Ka = 4,9·10⁻¹⁰. Dato: Kw = 1,0·10⁻¹⁴.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos (Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob)

Neutralización y volumetrías (valoraciones) ácido-base#

StandardBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque B · La neutralización y las volumetrías (valoraciones) ácido-base; ácidos y bases de importancia industrial y de consumo

Montaje de una valoración ácido-base

Cuando se mezclan un ácido y una base, los iones

\ce{H3O+}

del ácido y los

\ce{OH-}

de la base reaccionan para formar agua: es la reacción de neutralización, cuya ecuación iónica neta es

\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}

. Si las cantidades de ácido y base son las justas, ambos se consumen por completo. Esta reacción es la base de las volumetrías o valoraciones ácido-base, una técnica de análisis cuantitativo que permite determinar la concentración desconocida de un ácido (o de una base) midiendo qué volumen de una base (o ácido) de concentración conocida se necesita para neutralizarlo exactamente.

El montaje experimental es característico (Fig. 1): la disolución de concentración conocida (el valorante) se coloca en una bureta graduada, desde la que se añade gota a gota; la disolución problema, de concentración desconocida, se mide con una pipeta y se vierte en un matraz erlenmeyer junto con unas gotas de indicador. El punto de equivalencia es el momento en que se han añadido cantidades estequiométricamente equivalentes de ácido y base; se detecta visualmente por el viraje (cambio de color) del indicador, que marca el llamado punto final. En el punto de equivalencia se cumple la igualdad de equivalentes (o de moles, para ácidos y bases monopróticos):

V_{\text{ácido}}\cdot c_{\text{ácido}} = V_{\text{base}}\cdot c_{\text{base}}

La curva de valoración representa el pH de la disolución frente al volumen de valorante añadido y tiene forma de S, con un salto brusco de pH en torno al punto de equivalencia (Fig. 2). Su forma depende de la fuerza del ácido y de la base. En una valoración de ácido fuerte con base fuerte, el pH en el punto de equivalencia es exactamente 7, porque la sal formada (p. ej.

\ce{NaCl}

) no se hidroliza. En una valoración de ácido débil con base fuerte, el pH en la equivalencia es mayor que 7 (básico), porque la sal formada (p. ej. acetato de sodio) se hidroliza dando medio básico; en cambio, en la de base débil con ácido fuerte el pH de equivalencia es menor que 7 (ácido).

La elección del indicador es crucial: hay que elegir uno cuyo intervalo de viraje coincida con el salto de pH de la curva, es decir, que incluya el pH del punto de equivalencia. Así, para una valoración ácido fuerte-base fuerte sirve tanto la fenolftaleína (vira entre pH 8 y 10) como el naranja de metilo (vira entre pH 3 y 4,5), porque el salto es muy amplio; pero para una valoración de ácido débil con base fuerte, cuyo punto de equivalencia es básico, hay que usar fenolftaleína y no naranja de metilo. Esta técnica es la base de muchos controles de calidad industriales (acidez de aceites, vinos, leche) y de la determinación de la concentración de ácidos y bases de consumo. Entre estos destacan, por su importancia, el ácido sulfúrico (el producto químico más fabricado del mundo), el ácido nítrico, el amoniaco (fertilizantes), el hidróxido de sodio (sosa cáustica) y antiácidos de uso doméstico como el bicarbonato o el hidróxido de magnesio.

\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}

Reacción de neutralización (iónica neta)

Los iones hidronio del ácido y los hidróxido de la base se combinan para formar agua. Para HCl + NaOH la ecuación molecular es HCl + NaOH → NaCl + H2O.

V_{\text{ácido}}\cdot c_{\text{ácido}} = V_{\text{base}}\cdot c_{\text{base}}

Condición del punto de equivalencia (monopróticos)

Iguala los moles de ácido y de base en el punto de equivalencia. Para ácidos o bases polipróticos hay que incluir el número de protones (equivalentes).

n_{\ce{H3O+}} = n_{\ce{OH-}}

Igualdad de moles de protones e hidróxidos

En el punto de equivalencia el ácido y la base se han consumido en proporción estequiométrica; de aquí se despeja la concentración o el volumen desconocidos.

Ejemplo resuelto

Determinación de la concentración de un ácido por valoración

Se valoran 20,0 mL de una disolución de HCl de concentración desconocida con NaOH 0,150 mol/L. El punto final (fenolftaleína) se alcanza al añadir 18,0 mL de la base. Calcula la concentración del HCl y razona el pH del punto de equivalencia.

Escribir la neutralización
HCl + NaOH → NaCl + H2O. Es ácido fuerte y base fuerte, ambos monopróticos: en la equivalencia n(HCl) = n(NaOH).
Calcular los moles de NaOH añadidos
n(NaOH) = V·c = 18,0·10⁻³ L · 0,150 mol/L.
Aplicar la igualdad de moles
Como n(HCl) = n(NaOH), la concentración del ácido es c = n/V = 2,70·10⁻³ mol / 0,0200 L.
Razonar el pH de equivalencia
La sal formada, NaCl, no se hidroliza (ácido y base fuertes), así que en la equivalencia el pH es 7. La fenolftaleína vira en torno a pH 8-10, dentro del amplio salto de esta curva, por lo que es válida.

Resultado: La concentración del HCl es 0,135 mol/L. En el punto de equivalencia el pH es 7 (NaCl no se hidroliza); la fenolftaleína es un indicador adecuado porque el salto de pH de la curva es muy amplio.

Errores frecuentes

Confundir el punto de equivalencia (estequiométrico, definido por la reacción) con el punto final (cuando vira el indicador): se eligen indicadores para que ambos casi coincidan.
Suponer que el pH del punto de equivalencia es siempre 7: solo lo es en ácido fuerte-base fuerte; en ácido débil-base fuerte es básico (>7) por hidrólisis de la sal, y en base débil-ácido fuerte es ácido (<7).

Repaso activo

Se valoran 20,0 mL de una disolución de ácido clorhídrico (HCl) de concentración desconocida con hidróxido de sodio (NaOH) 0,150 mol/L, usando fenolftaleína como indicador. El viraje se produce al añadir 18,0 mL de la base. (a) Escribe la reacción de neutralización ajustada. (b) Calcula la concentración del ácido clorhídrico. (c) Razona qué pH tiene la disolución en el punto de equivalencia y si la elección del indicador es adecuada.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Referencias y fuentes

Fuentes

Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE)

Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob

Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos

Reacciones ácido-base

Puntos clave

Identificación de pares ácido-base conjugados

Puntos clave

pH, pOH y concentraciones de una disolución básica

Puntos clave

pH y grado de disociación de un ácido débil

Puntos clave

pH de una sal que se hidroliza (acetato de sodio)

Puntos clave

Determinación de la concentración de un ácido por valoración

Fuentes