¿Alguna vez has probado un limón o una naranja y te has dado cuenta de lo ácido que está? Bien, pues esto es debido a algunos de los ácidos que tienen en su composición. También quizás hayas oído hablar de la sosa cáustica, que se utiliza para limpiar en numerosas ocasiones. Sigue leyendo para entender más sobre los ácidos y las bases y sobre su fortaleza o debilidad.
Fig. 1: Las naranjas y los limones son ácidos.
- Este artículo trata sobre los ácidos y las bases débiles.
- Empezaremos viendo una definición de los ácidos y bases débiles y de los ácidos y bases fuertes.
- Estudiaremos qué es el Ka.
- Analizaremos cómo podemos calcular el pH de los ácidos débiles.
- A continuación veremos qué es Kb.
- Para terminar, estudiaremos cómo se calcula el pH de las bases débiles y las valoraciones de ácidos y bases débiles.
Tanto el ácido clorhídrico como el ácido etanoico son ácidos, como indican sus nombres.
Los ácidos son moléculas que donan protones cuando están en disolución acuosa, disociándose en iones de hidrógeno positivos e iones negativos.
Se dividen en: ácido clorhídrico, que es un ácido fuerte y el ácido etanoico, que es débil.
¿Qué son los ácidos y bases?
Veamos algunas definiciones para aclararlo.
¿Qué es un ácido fuerte?
Un ácido fuerte es un ácido que se disocia completamente en una disolución.
Podemos representar un ácido fuerte mediante la siguiente ecuación:
$$HA_{(ac)}\rightarrow H^{+}_{(ac)}+A^{-}_{(ac)}$$
Es importante señalar que esta reacción es irreversible.
¿Qué es un ácido débil?
Por otro lado, los ácidos débiles se comportan de forma un poco diferente.
Un ácido débil es un ácido que solo se disocia parcialmente en una disolución.
Los ácidos débiles se encuentran en un estado de equilibrio, en el que la mayoría de las moléculas presentes son moléculas de ácido y solo una pequeña fracción dona sus protones y se disocia en iones. Cuanto más fuerte es un ácido, más se desplaza el equilibrio hacia la derecha y mayor es la concentración de iones de hidrógeno en la solución:
$$HA_{(ac)}\rightleftharpoons H^{+}_{(ac)}+A^{-}_{(ac)}$$
Recuerda que los ácidos en disolución acuosa se disocian y reaccionan con el agua para formar el ion hidronio, H3O+. Para simplificar la ecuación, omitimos el agua y sustituimos el ion hidronio por el ion hidrógeno:
$$HA_{(ac)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons H_{3}O^{+}_{(ac)}+A^{-}_{(ac)}$$
La versión simplificada es:
$$HA_{(ac)}\rightleftharpoons H^{+}_{(ac)}+A^{-}_{(ac)}$$
De hecho, siempre que veas el ion hidrógeno en las reacciones ácido-base, debes saber que, en realidad, representa al ion hidronio.
¿Qué son las bases fuertes?
Las bases también pueden ser fuertes y débiles. Como sabrás, una base es un aceptor de protones.
Una base fuerte es una base que se disocia completamente en una disolución acuosa.
Un ejemplo de una base fuerte es el hidróxido de sodio, NaOH.
En una disolución acuosa se disocia para formar iones de sodio e iones de hidróxido:
$$NaOH_{(ac)}\rightarrow Na^{+}_{(ac)}+OH^{-}_{(ac)}$$
La ecuación general para la disociación de una base fuerte se muestra a continuación:
$$B_{(ac)}+H_{2}O_{(l)}\rightarrow BH^{+}_{(ac)}+OH^{-}_{(ac)}$$
¿Qué es una base débil?
Una base débil es una base que se disocia parcialmente en una solución acuosa.
Al igual que en el caso de los ácidos débiles, las bases débiles forman un equilibrio en el que la reacción inversa se ve fuertemente favorecida, y solo una pequeña proporción de las moléculas se disocian.
A diferencia del hidróxido de sodio, el amoníaco es una base débil:
Podemos representar la disociación del amoníaco con la siguiente ecuación:
$$NH_{3\ (ac)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons NH_{4\ (ac)}^{+}+OH^{-}_{(ac)}$$
La ecuación general para la disociación de una base débil se muestra a continuación:
$$B_{(ac)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons BH^{+}_{(ac)}+OH^{-}_{(ac)}$$
No confundas fuerte con concentrado: significan cosas totalmente diferentes.
- La concentración es una medida de cuántas moléculas de ácido o base están disueltas en la solución.
- La fuerza es una medida de la proporción de estas moléculas que se disocian en iones.
Se pueden obtener tanto ácidos débiles concentrados como ácidos fuertes diluidos.
Débil y diluido Fuerte y diluido Débil y concentrado Fuerte y concentrado
Fig. 2: Ácidos fuertes y débiles concentrados y diluidos.
En la vida cotidiana te encontrarás con ácidos y bases fuertes y débiles.
Por ejemplo:
- El ácido clorhídrico concentrado, un ácido fuerte. Se utiliza para eliminar las algas del fondo de los barcos, mientras que una solución más diluida se utiliza en los limpiadores de inodoros. También es el ácido que se encuentra en nuestros estómagos y que ayuda a digerir los alimentos.
- El ácido cítrico y el ácido etanoico que se encuentran en los limones y el vinagre de malta, respectivamente; son ácidos débiles.
- El bicarbonato de sodio, es útil en la repostería, mientras que el hidróxido de calcio se usa para ayudar a neutralizar los suelos ácidos.
¿Qué es el Ka?
En el producto iónico del agua, hablamos sobre el Kw, una constante de equilibrio modificada para la disociación del agua. También podemos obtener Ka, una constante de equilibrio modificada para la disociación de ácidos débiles.
La ecuación general de la constante de equilibrio para una reacción se muestra a continuación:
$$aA+bB\rightleftharpoons cC+dD$$
$$K_{c}=\frac{[C]^{c}\cdot [D]^{d}}{[A]^{a}\cdot [B]^{b}}$$
Los corchetes ( [ ] ) representan la concentración, y la letra minúscula representa el número de moles de cada especie en la ecuación química (también conocida con el coeficiente estequiométrico).
Por ejemplo, la reacción del HI que se encuentra en equilibrio, tiene la constante de equilibrio:
$$H_{2\ (g)}+I_{2\ (g)}\rightleftharpoons 2HI_{(g)}$$
$$K_{c}=\frac{[HI]^{2}}{[H_{2}]\cdot [I_{2}]}$$
Veamos esto desde el punto de vista de un ácido débil. Se disocia en una disolución acuosa, con la ecuación:
$$HA_{(ac)}\rightarrow H^{+}_{(ac)}+A^{-}_{(ac)}$$
El reactivo es el ácido y los productos son los iones de hidrógeno y los iones negativos. Esto nos da la siguiente constante de equilibrio, conocida como Ka:
$$K_{a}=\frac{H^{+}_{(aq)}\cdot [A^{-}_{(aq)}]}{[HA_{(aq)}]}$$
Si quieres, puedes eliminar los símbolos de estado para simplificar la ecuación.
"¡Pero, espera!" Te oímos gritar. "¿Y esa ecuación de un ácido débil en la que intervenía el agua y los iones de hidronio, dónde se han metido?"
Pues veamos la reacción:
$$HA_{(ac)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons H_{3}O^{+}_{(ac)}+A^{-}_{(ac)}$$
Y, ya que sabes calcular la constante de equilibrio, sabrás que la constante es:
$$K_{c}=\frac{[H_{3}O^{+}_{(ac)}]\cdot [A^{-}_{(ac)}]}{[HA_{(aq)}]\cdot [H_{2}O_{(l)}]}$$
Sin embargo, la concentración de agua es tan grande que dominaría por completo todos los valores de la ecuación; por eso, simplemente la omitimos. También debes recordar que podemos utilizar el ion hidrógeno para representar el ion hidronio en las reacciones ácido-base. Esto nos da la ecuación que mencionamos antes.
Las unidades de Ka
Para deducir las unidades de Ka, hacemos un factor de conversión. Multiplicamos y anulamos las unidades de todas las especies implicadas en la ecuación. Las tres especies [H+], [A-] y [HA] tienen las unidades mol/L (M). Por lo tanto, la ecuación tiene el siguiente aspecto:
$$\frac{\frac{mol}{L}\cdot \frac{mol}{L}}{\frac{mol}{L}}=\frac{M\cdot M}{M}$$
Se cancela con la de la parte inferior, dejando:
$$\frac{mol}{L}=M$$
Ka y pKa
Sabiendo que pKw es el logaritmo negativo de Kw, pKa es el logaritmo negativo de Ka:
$$pK_{a}=-log(K_{a})$$
$$K_{a}=10^{-pK_{a}}$$
Debes tener en cuenta cómo se relacionan el pH, el Ka, el pKa y la fuerza del ácido.
- Cuanto mayor sea la Ka,menor será el pKa y, por lo tanto, el pH (acuérdate que los protones están en el numerador, por lo tanto hay una relación directamente proporcional con Ka).
- A medida que aumenta la Ka, la fuerza del ácido aumenta (la fuerza es la cantidad que se disocia, por lo que cuanto más fuerte, más protones).
¿Cómo se calcula el pH de los ácidos débiles?
Para calcular el pH de los ácidos débiles, utilizaremos las relaciones entre el pKa, la Ka y [H+]. Te tendrá que dar alguno de estos datos, para poder calcular los otros. Hay que hacer más pasos en comparación con el cálculo del pH de un ácido fuerte, pero no es demasiado complicado.
Veamos juntos un ejemplo:
El ácido etanoico, CH3COOH, tiene Ka = 1,74 x 10-5 . Calcula el pH de este ácido débil en una disolución acuosa de 0,1 M.
En primer lugar, veamos la ecuación de disociación del ácido etanoico:
$$CH_{3}COOH_{(aq)}\rightleftharpoons H^{+}_{(aq)}+CH_{3}COO^{-}_{(aq)}$$
Para encontrar el pH, sabemos que tenemos que utilizar la ecuación:
$$pH=-log[H^{+}]$$
Por lo que tenemos que utilizar los datos que nos han dado para llegar a calcular [H+]:
¿Qué sabemos? Nos dan la constante de la disociación de un ácido débil, el ácido etanoico, y su concentración. Para el ácido etanoico, sabemos que la constante se calcula así:
$$K_{a}=\frac{[CH_{3}COO^{-}]\cdot [H^{+}]}{[CH_{3}COOH]}$$
$$1.74\cdot 10^{-5}=\frac{[CH_{3}COO^{-}]\cdot [H^{+}]}{0.100}$$
Tenemos que tener en cuenta que podemos sustituir la concentración del ácido, ya que es un ácido débil y casi ninguna de las moléculas se disocia: el equilibrio está muy a la izquierda. Por tanto, podemos decir que la concentración de ácido etanoico en el equilibrio sigue siendo aproximadamente la concentración inicial al despreciar el cambio. Por lo tanto, nos faltan dos datos.
Vamos a ver si los podemos deducir:
$$CH_{3}COOH_{(aq)}\leftrightharpoons H^{+}_{(aq)}+CH_{3}COO^{-}_{(aq)}$$
Podemos ver en la ecuación que los coeficientes estequiométricos de todas las sustancias son iguales a 1. Entonces, un mol de ácido etanoico se disocia y forma un mol de H+ y un mol de iones de acetato CH3COO-. Esto significa que el número de iones de hidrógeno en la solución es igual al número de iones de acetato en la solución y, por tanto, tienen las mismas concentraciones:
$$K_{a}=[CH_{3}COO^{-}]=[H^{+}]$$
Podemos sustituir en nuestra ecuación para:
$$1.74\cdot 10^{-5}=\frac{[H^{+}]^{2}}{0.100}$$
Ahora, solo nos falta despejar los protones, ya que es la única incógnita que nos queda por resolver:
$$1.74\cdot 10^{-5}=\frac{[H^{+}]^{2}}{0.100}$$
$$1.74\cdot 10^{-5}\cdot 0.100=[H^{+}]^{2}$$
$$\sqrt{1.74\cdot 10^{-5}\cdot 0.100}=[H^{+}]$$
$$1.319\cdot 10^{-3}=[H^{+}]$$
Ahora sí que podemos sustituirlo en la reacción:
$$pH=-log[H^{+}]=-log(1.319\cdot 10^{-3})=2.88$$
Recuerda que siempre debes dar el pH con dos decimales.
Por último, imagínate que en vez de darte el Ka en una pregunta, te dan como dato el pKa. Lo único que tienes que hacer es convertirlo a la Ka. Puedes hacerlo utilizando la ecuación que aprendimos, Ka = 10-pKa.
¿Qué es Kb?
Sabemos que una base débil es aquella que sólo se disocia parcialmente en una disolución acuosa, formando una reacción que también se encuentra en equilibrio. Al igual que para los ácidos, podemos calcular una constante de equilibrio, esta vez conocida como Kb. La ecuación para Kb se da a continuación, utilizando B para representar la base:
$$K_{b}=\frac{[BH^{+}]\cdot [OH^{-}]}{[B]}$$
Al igual que Ka, Kb tiene las unidades M.
Kb y pKb
Seguramente puedes adivinar cómo calculamos pKb. ¿Sencillo, verdad? El logaritmo negativo de Kb, al igual que el pKa que es el logaritmo negativo de Ka :
$$pK_{b}=-log(K_{b})$$
$$K_{b}=10^{-pK_{b}}$$
Hay una relación especial entre pKw, pKa y pKb. Es muy similar a la relación que vimos entre pKw, pH y pOH en El producto iónico del agua:
pKw = pKa + pKb
¿Cómo se calcula el pH de las bases débiles?
Calcular el pH de una base débil es similar a calcular el pH de un ácido débil. Sin embargo, hay algunas diferencias.
Veamos un ejemplo que nos permita comprenderlo mejor:
Una disolución acuosa de 0,15 M de NH3 tiene un Kb = 1,77 x 10-5. ¿Cuál es su pH a 25ºC?
En primer lugar, vamos a ver ecuación para la disociación del amoníaco y, por lo tanto, su Kb:
$$NH_{3\ (aq)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons NH_{4\ (aq)}^{+}+OH^{-}_{(aq)}$$
$$K_{b}=\frac{[NH_{4}^{+}]\cdot [OH^{-}]}{[NH_{3}]}$$
Sabemos, por la primera ecuación, que las cantidades de iones de amonio, NH4+, y de iones hidróxido, OH-, son iguales. Por consiguiente, tienen concentraciones iguales. Esto simplifica la ecuación para Kb:
$$K_{b}=\frac{[OH^{-}]^{2}}{[NH_{3}]}$$
Al saber que NH3 es una base débil, sabemos que, en equilibrio, la proporción de moléculas que se han disociado en iones es tan pequeña que podemos ignorarla en gran medida. De modo que, la concentración de equilibrio de las moléculas NH3 sigue siendo aproximadamente igual a 0,15 M. Podemos sustituir estos valores y reordenar para encontrar:
$$1.77\cdot 10^{-5}=\frac{[OH^{-}]^{2}}{0.15}=\sqrt{1.77\cdot 10^{-5}\cdot 0.15}=[OH^{-}]=1.63\cdot 10^{-3}M$$
A continuación, podemos utilizar las relaciones entre [OH-] y el pH para calcular el pH, al igual que hicimos para una base fuerte:
$$pOH=-log[OH^{-}]$$
$$pOH=-log(1.63\cdot 10^{-3})=2.79$$
$$pH=pK_{w}-pOH$$
$$pH =14 - 2.79 = 11.21$$
Si no tienes esto claro, consulta Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry para obtener una explicación detallada
¡Enhorabuena! Has conseguido realizar algunos cálculos complicados. Ahora deberías ser capaz de calcular los valores de pH de todo tipo de ácidos, bases y mezclas.
El siguiente diagrama de flujo resume los pasos necesarios para calcular el pH de los ácidos y las bases débiles. Recuerda consultar los artículos anteriores para obtener más información sobre otros tipos de cálculos ácido-base.
Fig. 3: cómo encontrar el pH de los ácidos y las bases débiles.
Grado de disociación de un ácido o base
Como podrás imaginar, no todos los ácidos y las bases van a disociar igual. Puede ser que el equilibrio esté más o menos desplazado hacía los productos, variando la concentración del ácido y su base conjugada. Por eso, tenemos que tener en cuenta el grado de disociación de un ácido o una base, α.
El grado de disociación de un ácido o una base, α , es la proporción de moléculas disociadas respecto a las iniciales.
$$\alpha =\frac{[ion\ disociado]}{[sustancia\ inicial]}$$
| Fuerza | α |
| Ácido / base fuerte | 1 |
| Ácido / base débil | <1 |
Como sabemos, la ecuación en equilibrio de los ácidos en una disolución acuosa es:
$$HA_{(ac)}\rightleftharpoons H^{+}_{(ac)}+A^{-}_{(ac)}$$
Vemos que, en este caso, el ácido se ha disociado en protones y una base conjugada, por lo que el ion ácido sería el protón, y la sustancia inicial es el ácido; como consecuencia el grado de disociación es:
$$\alpha =\frac{[H^{+}]}{[HA]}$$
Además, sabemos que la ecuación en equilibrio de las bases en una disolución acuosa, y su α es:
$$B_{(ac)}\rightleftharpoons B^{+}_{(ac)}+OH^{-}_{(ac)}$$
$$\alpha =\frac{[OH^{-}]}{[B]}$$
Muy bien, pero ¿Qué tiene que ver esto con el Ka? Pues que, A mayor Ka habrá un grado de disociación mayor:
$$A\rightleftharpoons B+C$$
| A | B | C |
| Concentración inicial | Ci | nada | nada |
| Concentración final | Ci (1-a) | c*a | c*a |
Ci es la concentración inicial, por lo que todavía no se ha disociado en iones y B y C son iguales a 0. En el equilibrio, algunas moléculas se disocian (c*a ya que a es un porcentaje) y otros no (Ci (1- a))
Vamos a ver un ejemplo :
Si tenemos un ácido con una concentración de 0,5 M con un Ka de 1,89 x 10-3 ¿qué grado de disociación tendría?
$$HA_{(ac)}\rightleftharpoons H^{+}_{(ac)}+A^{-}_{(ac)}$$
| HA | H+ | A- |
| Concentracón inicial | 0,5 | - | - |
| Concentración final | ![]() | ![]() | ![]() |
Calculamos el K
a:
$$K_{a}=\frac{[H^{+}]\cdot [A^{-}]}{[HA]}$$
$$1.89\cdot 10^{-3}=\frac{(0.5\cdot \alpha )^{2}}{0.5\cdot (1-\alpha )}$$
$$1.89\cdot 10^{-3}=\frac{0.5\cdot \alpha ^{2}}{1-\alpha }$$
Si tenemos otros coeficientes estequiométricos, debemos tenerlos en cuenta al calcular el Ka.
Hay algunos ácidos que son capaces de donar varios protones, a estos se les denomina polipróticos.
Por ejemplo, el H2SO3; por lo que tendrá varios Ka y α dependiendo del protón que está soltando:
$$SO_{3\ (ac)}\rightleftharpoons H^{+}_{(ac)}+HSO_{3\ (ac)}^{2-}$$
$$HSO_{3\ (ac)}^{-}\rightleftharpoons H^{+}+SO_{3\ (ac)}^{2-}$$
Los valoraciones de ácidos y bases débiles
Los ácidos débiles tienen valores de pH más altos que los ácidos fuertes. Del mismo modo, las bases débiles tienen valores de pH más bajos que las bases fuertes.
Fig. 4: El pH de los ácidos y bases fuertes y débiles.
Esto significa que producen curvas de pH ligeramente diferentes en los experimentos de valoración. Puedes profundizar en esto en Curvas de pH y valoraciones.
Ácidos y bases débiles - Puntos claves
- Un ácido débil es un ácido que sólo se disocia parcialmente en una disolución acuosa.
- La ecuación de la disociación en equilibrio es \(HA (ac) \leftrightarrows H^+(ac)+A^-(ac)\)
![]()
- Una base débil es una base que sólo se disocia parcialmente en una disolución acuosa.
- La ecuación de la disociación en equilibrio es \(B(ac) \leftrightarrows B^+(ac) +OH^-(ac)\)
- Kaes una constante de equilibrio modificada para la disociación de ácidos débiles.
- Kb es una constante de equilibrio modificada para la disociación de las bases débiles.
- Ambos toman las unidades mol/L (M) .
- pKa = - log( Ka ) y pKb = - log( Kb )
- Podemos utilizar Ka y Kb para encontrar el pH de las soluciones que contienen ácidos y bases débiles.
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