Equilibrios

Cuando un ácido de Brønsted pierde un $\text{H}^+$, lo que queda es su base conjugada. Cuando una base gana un $\text{H}^+$, se convierte en su ácido conjugado. Las dos especies que difieren solo por un $\text{H}^+$ forman un par ácido-base conjugado.

Por ejemplo, en $\text{CH}_3\text{COOH} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}^+$, el par está formado por $\text{CH}_3\text{COOH}$ (ácido) y $\text{CH}_3\text{COO}^-$ (su base conjugada).

• pH: mide la acidez. $\text{pH} = -\log[\text{H}^+]$, por lo tanto $[\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}}$.
• La constante de disociación ácida de un ácido débil $\text{HA}$ es $K_a = \dfrac{[\text{H}^+][\text{A}^-]}{[\text{HA}]}$, y $\text{p}K_a = -\log K_a$. Un valor mayor de $K_a$ (menor $\text{p}K_a$) indica un ácido más fuerte.
• El producto iónico del agua es $K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1.0 \times 10^{-14}$ a $298\ \text{K}$.

Cálculo del pH

• Ácido fuerte: se ioniza completamente, por lo que $[\text{H}^+]$ es igual a la concentración del ácido; luego se calcula $-\log$.
• Base fuerte: se obtiene $[\text{OH}^-]$ a partir de la concentración, y luego se usa $[\text{H}^+] = K_w / [\text{OH}^-]$.
• Ácido débil: solo se ioniza parcialmente, por lo que se usa $[\text{H}^+] = \sqrt{K_a \times [\text{HA}]}$.

Ejemplo resuelto. Calcule el pH de $0.050\ \text{mol dm}^{-3}$ de ácido clorhídrico (un ácido fuerte).

Se ioniza completamente, así que $[\text{H}^+] = 0.050\ \text{mol dm}^{-3}$, lo que da $\text{pH} = -\log(0.050) = 1.30$.

Ejemplo resuelto. Calcule el pH de $0.10\ \text{mol dm}^{-3}$ de hidróxido de sodio (una base fuerte). ($K_w = 1.0 \times 10^{-14}$.)

$[\text{OH}^-] = 0.10$, por lo tanto $[\text{H}^+] = K_w/[\text{OH}^-] = (1.0 \times 10^{-14})/0.10 = 1.0 \times 10^{-13}$, lo que da $\text{pH} = 13.0$.

Ejemplo resuelto. Calcule el pH de $0.10\ \text{mol dm}^{-3}$ de ácido etanoico (un ácido débil). ($K_a = 1.8 \times 10^{-5}$.)

Una solución amortiguadora resiste los cambios de pH cuando se añade una pequeña cantidad de ácido o base. Se prepara a partir de un ácido débil y su base conjugada (por ejemplo, ácido etanoico y etanoato sódico).

Funciona porque la mezcla contiene reservas de ambos componentes:

• Los $\text{H}^+$ añadidos son removidos por la base conjugada: $\text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}^+ \rightarrow \text{CH}_3\text{COOH}$.
• Los $\text{OH}^-$ añadidos son removidos por el ácido débil: $\text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^- \rightarrow \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_2\text{O}$.

Para encontrar el pH, sustituya las concentraciones del ácido y su sal en la expresión de $K_a$. Los amortiguadores son importantes en los seres vivos —por ejemplo, $\text{HCO}_3^-$ mantiene el pH de la sangre cerca de $7.4$.

Para una sal que se disuelve muy poco, el producto de solubilidad ($K_{\text{sp}}$) es el producto de las concentraciones de los iones en una solución saturada, cada uno elevado a la potencia correspondiente a su número en la fórmula:

Puede calcular $K_{\text{sp}}$ a partir de la solubilidad, o la solubilidad a partir de $K_{\text{sp}}$.

Efecto del ion común

El efecto del ion común es la forma en que una sal se vuelve menos soluble en una solución que ya contiene uno de sus propios iones. El ion adicional desplaza el equilibrio de disolución hacia atrás (Le Chatelier), por lo que se disuelve menos sal. Puede calcular la nueva solubilidad usando $K_{\text{sp}}$ y la concentración del ion común.

Cuando un soluto se agita con dos disolventes que no se mezclan, se distribuye entre ellos. El coeficiente de partición ($K_{\text{pc}}$) es la relación de sus concentraciones en las dos capas (a temperatura constante):

Esto aplica cuando el soluto tiene el mismo estado físico en ambos disolventes. El valor depende de la polaridad del soluto y de cada disolvente: un soluto no polar se disuelve más en el disolvente no polar, mientras que un soluto polar prefiere el disolvente polar.

• $\text{pH} = -\log[\text{H}^+]$; para un ácido fuerte $[\text{H}^+]$ = concentración, para un ácido débil use $[\text{H}^+] = \sqrt{K_a[\text{HA}]}$.
• Para una base, obtenga $[\text{H}^+]$ de $K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1.0 \times 10^{-14}$.
• Para un amortiguador, use $[\text{H}^+] = K_a \times [\text{acid}]/[\text{salt}]$ y explique cómo elimina el $\text{H}^+$/$\text{OH}^-$ añadido.
• Escriba la expresión de $K_{sp}$ con los exponentes correctos; el número de decimales en un pH equivale a las cifras significativas de $[\text{H}^+]$.