Ácidos y Bases

Objetivo de aprendizaje 8.1.A: Calcular los valores de $\mathrm{pH}$ y $\mathrm{pOH}$, en función de $K_w$ y la concentración de todas las especies presentes en una solución neutra de agua.

• 8.1.A.1 Las concentraciones del ion hidronio y del ion hidróxido se informan a menudo como $\mathrm{pH}$ y $\mathrm{pOH}$, respectivamente.
  • Ecuación: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
  • Ecuación: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
  • Los términos "ion hidrógeno" e "ion hidronio" y los símbolos $\mathrm{H^+}(aq)$ y $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ se utilizan a menudo indistintamente para el ion acuoso del hidrógeno. Se prefieren el ion hidronio y $\mathrm{H_3O^+}(aq)$, pero también se acepta $\mathrm{H^+}(aq)$ en el examen AP.
• 8.1.A.2 El agua se autoioniza con una constante de equilibrio $K_w$.
  • Ecuación: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ a 25°C
• 8.1.A.3 En agua pura, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ se denomina solución neutra. A 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ y por lo tanto $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
  • Ecuación: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ a 25°C
• 8.1.A.4 El valor de $K_w$ depende de la temperatura, por lo que el pH del agua pura y neutra se desviará de 7,0 a temperaturas distintas de 25°C.

Objetivo de aprendizaje 8.1.A: Calcular los valores de $\mathrm{pH}$ y $\mathrm{pOH}$, en función de $K_w$ y la concentración de todas las especies presentes en una solución neutra de agua.

• 8.1.A.1 Las concentraciones del ion hidronio y del ion hidróxido se informan a menudo como $\mathrm{pH}$ y $\mathrm{pOH}$, respectivamente.
  • Ecuación: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
  • Ecuación: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
  • Los términos "ion hidrógeno" e "ion hidronio" y los símbolos $\mathrm{H^+}(aq)$ y $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ se utilizan a menudo indistintamente para el ion acuoso del hidrógeno. Se prefieren el ion hidronio y $\mathrm{H_3O^+}(aq)$, pero también se acepta $\mathrm{H^+}(aq)$ en el examen AP.
• 8.1.A.2 El agua se autoioniza con una constante de equilibrio $K_w$.
  • Ecuación: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ a 25°C
• 8.1.A.3 En agua pura, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ se denomina solución neutra. A 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ y por lo tanto $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
  • Ecuación: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ a 25°C
• 8.1.A.4 El valor de $K_w$ depende de la temperatura, por lo que el pH del agua pura y neutra se desviará de 7,0 a temperaturas distintas de 25°C.

Objetivo de aprendizaje 8.2.A: Calcular el $\mathrm{pH}$ y el $\mathrm{pOH}$ en función de las concentraciones de todas las especies presentes en una solución de un ácido fuerte o una base fuerte.

• 8.2.A.1 Las moléculas de un ácido fuerte (por ejemplo, $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ y $\mathrm{HNO_3}$) se ionizan completamente en solución acuosa para producir iones hidronio y la base conjugada del ácido. Por lo tanto, la concentración de $\mathrm{H_3O^+}$ en una solución de ácido fuerte es igual a la concentración inicial del ácido fuerte, y así el $\mathrm{pH}$ de la solución se calcula fácilmente.
• 8.2.A.2 Cuando se disuelven en solución, las bases fuertes (por ejemplo, los hidróxidos del grupo I y II) se disocian completamente para producir iones hidroxilo. En consecuencia, la concentración de $\mathrm{OH^-}$ en una solución de base fuerte es igual a la concentración inicial de un hidróxido del grupo I y el doble de la concentración inicial de un hidróxido del grupo II, por lo que el $\mathrm{pOH}$ (y el $\mathrm{pH}$) de la solución de base fuerte se calcula fácilmente.

Objetivo de aprendizaje 8.3.A: Explicar la relación entre $\mathrm{pH}$, $\mathrm{pOH}$ y las concentraciones de todas las especies en una solución de un ácido débil monoprotico o una base débil.

• 8.3.A.1 Los ácidos débiles reaccionan con el agua para producir iones hidronio. Sin embargo, solo un pequeño porcentaje de las moléculas de un ácido débil se ionizarán de esta manera. Por lo tanto, la concentración de $\mathrm{H_3O^+}$ es mucho menor que la concentración inicial del ácido molecular, y la gran mayoría de las moléculas de ácido permanecen sin ionizar.
• 8.3.A.2 Una solución de un ácido débil implica un equilibrio entre un ácido no ionizado y su base conjugada. La constante de equilibrio para esta reacción es $K_a$, a menudo reportada como $\mathrm{p}K_a$. El pH de una solución de ácido débil puede determinarse a partir de la concentración inicial del ácido y de la $\mathrm{p}K_a$.
  • Ecuación: $K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • Ecuación: $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$
• 8.3.A.3 Las bases débiles reaccionan con el agua para producir iones hidróxido en la solución. Sin embargo, ordinariamente solo un pequeño porcentaje de las moléculas de una base débil en solución se ionizarán de esta manera. Por lo tanto, la concentración de $\mathrm{OH^-}$ en la solución no es igual a la concentración inicial de la base, y la gran mayoría de las moléculas de la base permanecen sin ionizar.
• 8.3.A.4 Una solución de una base débil implica un equilibrio entre una base no ionizada y su ácido conjugado. La constante de equilibrio para esta reacción es $K_b$, a menudo reportada como $\mathrm{p}K_b$. El $\mathrm{pH}$ de una solución de base débil puede determinarse a partir de la concentración inicial de la base y de la $\mathrm{p}K_b$.
  • Ecuación: $K_b = \dfrac{[\mathrm{OH^-}][\mathrm{HB^+}]}{[\mathrm{B}]}$
  • Ecuación: $\mathrm{p}K_b = -\log K_b$
• 8.3.A.5 El porcentaje de ionización de un ácido (o base) débil puede calcularse a partir de su $\mathrm{p}K_a$ ($\mathrm{p}K_b$) y de la concentración inicial del ácido (base). El porcentaje de ionización también puede calcularse a partir de la concentración inicial del ácido (base) y de la concentración de equilibrio de cualquiera de las especies en la expresión de equilibrio.
• 8.3.A.6 Para cualquier par ácido-base conjugado, la constante de ionización ácida y la constante de ionización básica están relacionadas por $K_w$:
  • Ecuación: $K_w = K_a \times K_b$
  • Ecuación: $\mathrm{p}K_w = \mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b$

Objetivo de aprendizaje 8.4.A: Explicar la relación entre las concentraciones de las especies principales en una mezcla de ácidos débiles y bases fuertes.

• 8.4.A.1 Cuando se mezclan un ácido fuerte y una base fuerte, reaccionan cuantitativamente según la reacción representada por la ecuación: $\mathrm{H^+}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightarrow \mathrm{H_2O}(l)$. El pH de la solución resultante puede determinarse a partir de la concentración del reactivo en exceso.
• 8.4.A.2 Cuando se mezclan un ácido débil y una base fuerte, reaccionan cuantitativamente según la reacción representada por la ecuación: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq)\ \mathrm{H_2O}(l)$. Si el ácido débil está en exceso, se forma una solución amortiguadora (buffer), y el $\mathrm{pH}$ puede determinarse mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch (H–H) (ver 8.9.A.1). Si la base fuerte está en exceso, entonces el $\mathrm{pH}$ puede determinarse a partir de los moles de ion hidróxido en exceso y el volumen total de la solución. Si están en proporciones estequiométricas equimolares, entonces el $\mathrm{pH}$ (ligeramente básico) puede determinarse a partir del equilibrio representado por la ecuación: $\mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq)$.
• 8.4.A.3 Cuando se mezclan una base débil y un ácido fuerte, reaccionarán cuantitativamente según la reacción representada por la ecuación: $\mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq) \rightleftarrows \mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l)$. Si la base débil está en exceso, se forma una solución amortiguadora (buffer), y el $\mathrm{pH}$ puede determinarse mediante la ecuación H–H. Si el ácido fuerte está en exceso, entonces el $\mathrm{pH}$ puede determinarse a partir de los moles de ion hidronio en exceso y el volumen total de la solución. Si están en proporciones estequiométricas equimolares, entonces el $\mathrm{pH}$ (ligeramente ácido) puede determinarse a partir del equilibrio representado por la ecuación: $\mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq)$.
• 8.4.A.4 Cuando se mezclan un ácido débil y una base débil, reaccionarán hasta alcanzar un estado de equilibrio cuya reacción puede representarse mediante la ecuación: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{B}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{HB^+}(aq)$.

Objetivo de aprendizaje 8.5.A: Explicar los resultados de la valoración de una solución de un ácido o base mono- o poliprótica, en relación con las propiedades de la solución y sus componentes.

• 8.5.A.1 Una reacción ácido-base puede realizarse bajo condiciones controladas mediante una valoración. Una curva de valoración, que grafica $\mathrm{pH}$ frente al volumen de titulante añadido, es útil para resumir los resultados de una valoración.
• 8.5.A.2 En el punto de equivalencia de las valoraciones de ácidos o bases monopróticos, el número de moles de titulante añadidos es igual al número de moles del analito originalmente presente. Esta relación se puede utilizar para obtener la concentración del analito. Este es el caso para las valoraciones de ácidos/bases fuertes y ácidos/bases débiles.
• 8.5.A.3 Para las valoraciones de ácidos/bases débiles, es útil considerar el punto a mitad de camino hacia el punto de equivalencia, es decir, el punto de semiequivalencia. En este punto, hay concentraciones iguales de cada especie en el par ácido-base conjugado, por ejemplo, para un ácido débil $[\mathrm{HA}] = [\mathrm{A^-}]$. Dado que $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ cuando el ácido y la base conjugados tienen concentraciones iguales, el $\mathrm{p}K_a$ puede determinarse a partir del $\mathrm{pH}$ en el punto de semiequivalencia en una valoración.
• 8.5.A.4 En el punto de equivalencia, el pH está determinado por las especies principales en solución. Las valoraciones de ácidos fuertes y bases fuertes resultan en un pH neutro en el punto de equivalencia. Sin embargo, en las valoraciones de ácidos débiles (bases débiles), la base conjugada del ácido débil (el ácido conjugado de la base débil) está presente en el punto de equivalencia y puede sufrir reacciones de transferencia de protones con el agua circundante, produciendo soluciones básicas (ácidas).
• 8.5.A.5 Para los ácidos polipróticos, las curvas de valoración pueden utilizarse para determinar el número de protones ácidos. Al hacerlo, se pueden identificar las especies principales presentes en cualquier punto de la curva, junto con el $\mathrm{p}K_a$ asociado con cada protón en un ácido poliprótico débil.
  • Declaración de exclusión: No se evaluará en el Examen AP el cálculo de la concentración de cada especie presente en la curva de valoración para ácidos polipróticos. Tales cálculos para la valoración de ácidos monopróticos están dentro del alcance del curso (ver 8.4.A.2 y 8.4.A.3), al igual que el razonamiento cualitativo sobre qué especies están presentes en grandes versus pequeñas concentraciones en cualquier punto de una valoración de un ácido poliprótico.

Objetivo de aprendizaje 8.6.A: Explicar la relación entre la fuerza de un ácido o base y la estructura de la molécula o ion.

• 8.6.A.1 Los protones de una molécula que participarán en reacciones ácido-base, y su fuerza relativa, pueden inferirse a partir de la estructura molecular.
  • i. Los ácidos fuertes (como $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ y $\mathrm{HNO_3}$) tienen bases conjugadas muy débiles que se estabilizan mediante electronegatividad, efectos inductivos, resonancia o alguna combinación de estos factores.
  • ii. Los ácidos carboxílicos son una clase común de ácido débil.
  • iii. Las bases fuertes (como los hidróxidos del grupo I y II) tienen ácidos conjugados muy débiles.
  • iv. Las bases débiles comunes incluyen bases nitrogenadas como el amoníaco, así como los iones carboxilato.
  • v. Los elementos electronegativos tienden a estabilizar la base conjugada en comparación con el ácido conjugado, lo que aumenta la fuerza del ácido.

Objetivo de aprendizaje 8.7.A: Explicar la relación entre la forma predominante de un ácido o base débil en solución a un $\mathrm{pH}$ dado y el $\mathrm{p}K_a$ del ácido conjugado o el $\mathrm{p}K_b$ de la base conjugada.

• 8.7.A.1 El estado de protonación de un ácido o base (es decir, las concentraciones relativas de $\mathrm{HA}$ y $\mathrm{A^-}$) puede predecirse comparando el $\mathrm{pH}$ de una solución con el $\mathrm{p}K_a$ del ácido en dicha solución. Cuando la solución tiene un $\mathrm{pH} < \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, la forma ácida tiene una concentración mayor que la forma básica. Cuando la solución tiene un $\mathrm{pH} > \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, la forma básica tiene una concentración mayor que la forma ácida.
• 8.7.A.2 Los indicadores ácido-base son sustancias que exhiben propiedades diferentes (como el color) en su estado protonado versus desprotonado, lo que hace que esa propiedad responda al $\mathrm{pH}$ de una solución.
• 8.7.A.3 Para garantizar resultados precisos en un experimento de titulación, se deben seleccionar indicadores ácido-base que tengan un $\mathrm{p}K_a$ cercano al $\mathrm{pH}$ en el punto de equivalencia.

Objetivo de aprendizaje 8.8.A: Explicar la relación entre la capacidad de un buffer para estabilizar el $\mathrm{pH}$ y las reacciones que ocurren cuando se añade un ácido o una base a una solución tamponada.

• 8.8.A.1 Una solución tamponada contiene una concentración elevada de ambos miembros de un par ácido-base conjugado. El ácido conjugado reacciona con la base añadida y la base conjugada reacciona con el ácido añadido. Estas reacciones son las responsables de la capacidad del buffer para estabilizar el $\mathrm{pH}$.

Objetivo de aprendizaje 8.9.A: Identificar el $\mathrm{pH}$ de una solución amortiguadora en función de la identidad y las concentraciones del par ácido-base conjugado utilizado para preparar la amortiguación.

• 8.9.A.1 El $\mathrm{pH}$ de la amortiguación está relacionado con el $\mathrm{p}K_a$ del ácido y la relación de concentraciones del par ácido-base conjugado. Esta relación es consecuencia de la expresión de equilibrio asociada a la disociación de un ácido débil, y se describe mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch. La adición de pequeñas cantidades de ácido o base a una solución amortiguada no cambia significativamente la relación de $[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{HA}]$ y, por tanto, no modifica significativamente el $\mathrm{pH}$ de la solución. El cambio en el $\mathrm{pH}$ tras la adición de ácido o base a una solución amortiguada es, por ello, mucho menor que lo que habría ocurrido en ausencia de la amortiguación.
  • Ecuación: $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • Declaración de exclusión: No se evaluará en el Examen AP el cálculo del cambio en el pH resultante de la adición de un ácido o una base a una amortiguación.
  • Declaración de exclusión: No se evaluará en el Examen AP la deducción de la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

Objetivo de Aprendizaje 8.10.A: Explicar la relación entre la capacidad del buffer de una solución y las concentraciones relativas de los componentes ácido conjugado y base conjugada de la solución.

• 8.10.A.1 Aumentar la concentración de los componentes del buffer (manteniendo constante la proporción entre estas concentraciones) mantiene el $\mathrm{pH}$ del buffer igual, pero aumenta la capacidad del buffer para neutralizar ácido o base añadidos.
• 8.10.A.2 Cuando un buffer tiene más ácido conjugado que base, posee una mayor capacidad de tamponamiento frente a la adición de base que frente a la adición de ácido. Cuando un buffer tiene más base conjugada que ácido, posee una mayor capacidad de tamponamiento frente a la adición de ácido que frente a la adición de base.

Objetivo de Aprendizaje 8.11.A: Identificar el efecto cualitativo de los cambios en el pH sobre la solubilidad de una sal.

• 8.11.A.1 La solubilidad de una sal es sensible al pH cuando uno de los iones constituyentes es un ácido débil, una base débil o el ion hidróxido. Estos efectos pueden entenderse cualitativamente mediante el principio de Le Châtelier.
  • Afirmación de exclusión: Los cálculos de solubilidad en función del pH no serán evaluados en el Examen AP.