Ácidos y bases

Los ácidos y las bases son dos clases de sustancias complementarias cuya reactividad se entiende a través de la transferencia de protones (H⁺) o de pares de electrones. Su comportamiento es un equilibrio en disolución que se cuantifica con la escala de pH.

Teorías ácido-base

Teoría	Ácido	Base	Alcance
Arrhenius	Libera H⁺ en agua	Libera OH⁻ en agua	Solo disoluciones acuosas
Brønsted-Lowry	Dona un protón (H⁺)	Acepta un protón	Cualquier disolvente; pares conjugados
Lewis	Acepta un par de electrones	Dona un par de electrones	La más general; incluye reacciones sin H

Pares conjugados (Brønsted-Lowry)

Cada ácido, al ceder su H⁺, se convierte en su base conjugada; cada base, al captarlo, en su ácido conjugado.

HA + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺

• HA / A⁻ y H₂O / H₃O⁺ son los dos pares conjugados.
• Cuanto más fuerte el ácido, más débil su base conjugada.

Ácidos y bases de Lewis

• Ácido de Lewis: aceptor electrónico (BF₃, H⁺, cationes metálicos Mⁿ⁺).
• Base de Lewis: donador electrónico (NH₃, OH⁻, H₂O).
• Marco que conecta con los complejos de coordinación (ligando = base de Lewis).

Autoionización del agua

2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻

$K_w=[H^{+}][O{H}^{-}]=1\times 10^{-14}(25°C)$

• En agua pura [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M → neutro.
• Kw aumenta con la temperatura.

pH y pOH

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

pH	Carácter	Ejemplos
0–3	Muy ácido	HCl gástrico, jugo de limón
4–6	Ácido débil	Café, lluvia normal
7	Neutro	Agua pura
8–11	Básico	Bicarbonato, amoníaco doméstico
12–14	Muy básico	Lejía, NaOH

Fuerza ácida: Ka y pKa

HA ⇌ H⁺ + A⁻

$K_a=\frac{[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}p{K}_a=-\log K_a$

• Ácido fuerte (HCl, HNO₃, H₂SO₄): se disocia ~100 %, Ka muy grande.
• Ácido débil (CH₃COOH, HF, H₂CO₃): disociación parcial, Ka pequeña.
• Menor pKa → ácido más fuerte.
• Análogamente Kb y pKb para bases; pKa + pKb = 14 para un par conjugado.

Hidrólisis de sales

La sal de un ácido y una base de fuerzas distintas da disolución no neutra:

Sal de…	Ejemplo	pH resultante
Ácido fuerte + base fuerte	NaCl	Neutro (~7)
Ácido débil + base fuerte	CH₃COONa	Básico (> 7)
Ácido fuerte + base débil	NH₄Cl	Ácido (< 7)
Ácido débil + base débil	CH₃COONH₄	Depende de Ka vs Kb

Soluciones amortiguadoras (buffers)

Mezcla de un ácido débil y su base conjugada (o base débil + ácido conjugado) que resiste cambios de pH al añadir ácido o base.

Ecuación de Henderson-Hasselbalch:

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

• Capacidad máxima cuando pH ≈ pKa ([A⁻] = [HA]).
• Ejemplos: tampón carbónico/bicarbonato (H₂CO₃/HCO₃⁻) que regula el pH sanguíneo a ~7,4; tampón fosfato intracelular.

Titulaciones ácido-base

Adición controlada de una disolución de concentración conocida (valorante) sobre otra de concentración desconocida hasta el punto de equivalencia (moles de ácido = moles de base).

• Curva de valoración: pH frente a volumen añadido; salto brusco en la equivalencia.
• Punto de equivalencia ≠ punto final (este lo marca el indicador).
• Indicadores: cambian de color en un intervalo de pH (fenolftaleína 8,2–10; naranja de metilo 3,1–4,4).

Tipo	pH en equivalencia	Indicador típico
Fuerte + fuerte	7	Fenolftaleína o naranja de metilo
Débil + fuerte	> 7	Fenolftaleína
Fuerte + débil	< 7	Naranja de metilo

Ácidos polipróticos

Liberan más de un protón en etapas sucesivas, cada una con su Ka (Ka1 > Ka2 > Ka3):

H₃PO₄ ⇌ H⁺ + H₂PO₄⁻ ⇌ 2 H⁺ + HPO₄²⁻ ⇌ 3 H⁺ + PO₄³⁻

• Su curva de valoración muestra varios saltos.
• Ejemplos: H₂SO₄, H₂CO₃, H₃PO₄, ácidos di/tricarboxílicos.

Enlaces

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