¿Qué son los ácidos y las bases?
Un ácido es un donador de protones (H+) y una base es un aceptor de protones: la definición de Brønsted-Lowry, que usan todos los paneles de esta página. El vinagre (ácido acético) cede un protón al agua; el amoníaco acepta uno y se convierte en amonio. Cada ácido se empareja con la especie que queda tras ceder su protón: ese par (ácido acético CH3COOH con acetato CH3COO−, o amonio NH4+ con amoníaco NH3) es un par ácido-base conjugado, y toda la química de tampones y valoraciones es contabilidad de esos pares.
El único número que conviene recordar: la escala de pH es logarítmica. Una unidad de pH equivale a un cambio de 10 veces en [H+], así que pH 3 no es «un poco más ácido» que pH 7: es 10 000 veces más ácido.
pH y pOH: contar protones en una escala logarítmica
Como [H+] abarca más de catorce potencias de diez entre el ácido de batería y el desatascador, los químicos la comprimen: pH = −log10[H+]. El agua siempre se disocia un poco, [H+][OH−] = Kw = 1,0×10−14 a 25°C, y por eso pH + pOH = 14: si sube uno, el otro baja en la misma cantidad. Neutro significa simplemente que [H+] = [OH−] = 10−7, lo que equivale a pH 7 solo a 25°C: el agua pura caliente se sitúa algo por debajo de 7 y sigue siendo perfectamente neutra. Como comprobación de la escala que la página puede reproducir: pH 3,5 (más o menos la acidez del zumo de naranja) corresponde a [H+] = 3,16×10−4 mol/L.
| Sustancia | pH aprox. | Sustancia | pH aprox. |
|---|
| Ácido gástrico | 1.5–2 | Agua pura (25 °C) | 7.0 |
| Zumo de limón | ~2.4 | Sangre humana | 7.35–7.45 |
| Café solo | ~5 | Agua de mar | ~8.1 |
| Leche | ~6.7 | Amoníaco doméstico | ~11.5 |
Ka, Kb y pKa: ¿qué fuerte es el ácido?
Los ácidos fuertes como el HCl se disocian prácticamente por completo: al echarlos en agua, casi todas las moléculas ceden su protón. Los ácidos débiles alcanzan un equilibrio: HA ⇌ H+ + A−, descrito por Ka = [H+][A−]/[HA]. El ácido acético tiene Ka = 1,8×10−5, que suele citarse como pKa = 4,74 (el mismo truco de −log que para el pH). La parte útil es la regla de emparejamiento: Ka × Kb = Kw para un par conjugado, así que un ácido más fuerte tiene automáticamente una base conjugada más débil. El acetato, pareja del ácido acético débil, es una base muy débil con Kb = 5,6×10−10 (pKb = 9,26): ambas conversiones se realizan en el panel de Ka y Kb de arriba.
Tampones y la ecuación de Henderson–Hasselbalch
Un tampón es un ácido débil y su base conjugada presentes en cantidades comparables. El H+ añadido lo consume A−; el OH− añadido lo consume HA; en ambos casos la proporción apenas cambia, así que el pH apenas se mueve. La contabilidad se reduce a pH = pKa + log10([A−]/[HA]). Cuando las dos concentraciones son iguales, pH = pKa exactamente, y cada cambio de diez veces en la proporción mueve el pH exactamente una unidad: el botón de ejemplo 1:10 da pH 5,76 para un tampón de acetato cuyo pKa es 4,76. El tamponamiento fiable solo abarca pKa ± 1 (proporción 0,1–10), por eso elegir un tampón significa elegir uno cuyo pKa esté cerca del pH objetivo. La sangre es el ejemplo más claro: el par bicarbonato/CO2 mantiene el plasma entre 7,35 y 7,45, y las enzimas dejan de funcionar fuera de ese margen.
Curvas de valoración: ver cómo se rompe el tampón
Añadir base fuerte a un ácido cambia la proporción [A−]/[HA] de forma continua, y la curva es la ecuación de Henderson–Hasselbalch dibujada punto por punto. Al principio el tampón absorbe la base y el pH apenas sube: es la zona plana. En el punto de equivalencia la base iguala exactamente los moles del ácido; allí la curva es casi vertical, y por eso ese punto marca el final de una valoración. A mitad de camino, [A−] = [HA], así que el pH es igual al pKa: una forma estándar de medir el pKa a partir de una curva. Un ácido fuerte con una base fuerte se encuentra en pH 7, pero un ácido débil con una base fuerte termina por encima de 7 (cerca de 8,7 para la muestra de ácido acético por defecto), porque lo que queda en el matraz es una base débil.
Ideas erróneas habituales
- Fuerte significa concentrado. No: la fuerza es el grado en que un ácido se disocia, y la concentración es cuánto hay. 0,001 M de HCl es un ácido fuerte diluido; el ácido acético glacial es un ácido débil concentrado.
- El neutro es siempre pH 7. Solo a 25°C, donde Kw = 10−14. Neutro significa [H+] = [OH−], punto final.
- El pH se detiene en 0 y 14. Son solo los límites de la escala del agua a 25°C. 12 M de HCl están alrededor de pH −1, y el NaOH concentrado supera 14.
- El pH de un ácido débil es −log de su concentración. Ese atajo solo funciona para ácidos fuertes. El pH de un ácido débil necesita también su Ka, porque la mayoría de las moléculas nunca se disocian.
Herramientas relacionadas: Equilibrio (de donde salen constantes de equilibrio como Ka), Espectroscopía (medir concentraciones con luz) y Calculadoras de biología (recetas de tampones en unidades micromolares).
