¿En cuántos ácidos débiles puedes pensar en tu vida cotidiana? Podemos nombrar unos cuantos:
- El ácido cítrico es una opción obvia: como su nombre indica, se encuentra principalmente en los cítricos, como los limones, las naranjas y los pomelos.
- El ácido láctico se produce en tus células, cuando no hay suficiente oxígeno para oxidar completamente una molécula llamada piruvato en dióxido de carbono, y causa el dolor que asocias con un entrenamiento duro.
- Sin embargo, también existen el ácido acético (presente en el vinagre) y el ácido salicílico (un ácido derivado del sauce, utilizado en los tratamientos del acné y en los champús anticaspa).
Para comparar fácilmente la fuerza de los ácidos débiles, empleamos su valor de constante ácida (Ka). Este nos indica el grado de disociación en el agua. En este artículo, exploraremos diferentes métodos para encontrar la Ka.
- Este artículo trata sobre la búsqueda de Ka en química.
- Definiremos Ka, antes de ver la expresión de Ka y su relación con pKa.
- A continuación, exploraremos diferentes formas de calcular Ka.
- Luego, conoceremos las diferentes formas que existen de medir la acidez de una solución en el laboratorio.
- Para cerrar, presentaremos una tabla con la constante de acidez de diferentes ácidos, para que puedas comparar su acidez fácilmente.
¿Qué es la constante de acidez Ka?
Si has leído un poco sobre ácidos y bases, quizá sepas lo que es un ácido débil.
Un ácido débil es un ácido que solo se disocia parcialmente en solución.
Podemos representar la disociación (también conocida como ionización) del ácido débil HA con la siguiente ecuación:
$$HA\rightleftharpoons H^++A^-$$
Aquí, el ácido HA se disocia en iones H+ y A- en una reacción reversible que forma un equilibrio dinámico. Como todos los equilibrios químicos, puede representarse mediante una constante de equilibrio. La constante de equilibrio para la disociación de un ácido débil se conoce como Ka.
La constante de acidez Ka es una constante de equilibrio que mide el grado de disociación de un ácido débil en solución. Tiene las unidades mol dm-3.
Para la reacción que hemos visto anteriormente, la expresión de Ka tiene este aspecto:
$$Ka=\frac{[H^+]\space [A^-]}{[HA]}$$
En esta expresión, [H+], [A-] y [HA] son las concentraciones en equilibrio de H+, A- y HA, respectivamente.
¿Cómo se calcula la constante de acidez Ka?
La constante de acidez Ka es útil porque nos indica la fuerza del ácido:
- Cuanto más alto sea el valor de Ka, más fuerte es el ácido y mayor es su grado de disociación.
- Cuanto menor sea el valor de Ka, más débil es el ácido y menor es el grado de disociación.
Por tanto, gracias a Ka es fácil comparar diferentes ácidos y averiguar cuál es el más fuerte y cuál el más débil. Pero, ¿cómo calculamos realmente la Ka? Bueno, hay varias formas, y dedicaremos el resto del artículo a explorarlas.
Entre ellas, está la de calcular la Ka a partir de:
- El pH: esto implica trabajar con la expresión Ka.
- Las curvas de titulación: que implican mirar el punto de equivalencia, el punto de semi-neutralización y el pKa.
- A partir de Kb (La constante de basicidad): esto implica los pares conjugados ácido-base.
Calcular Ka a partir del pH de la solución
La primera forma de calcular la Ka que se te podría preguntar en los exámenes es encontrar la Ka a partir del pH.
- Te darán información sobre un ácido débil disuelto en una solución y te dirán el pH resultante.
- A continuación, deberás utilizar tus conocimientos sobre el comportamiento de los ácidos débiles en disolución, junto con algunas suposiciones básicas y la expresión de Ka.
Para calcular Ka, sigue los pasos a continuación:
- Escribe una expresión para Ka.
- Encuentra [H+], usando el pH dado en la pregunta.
- Al encontrar [H+] también puedes encontrar [A-]
- Encuentra [HA], utilizando cualquier otra información dada en la pregunta.
- Sustituye los valores de [H+], [A-] y [HA] en la expresión para Ka y resuelve para obtener tu respuesta final.
Ahora, estas son las suposiciones que hacemos para que nuestros cálculos sean mucho más sencillos:
- En primer lugar, sabemos que los ácidos débiles (HA) solo se ionizan parcialmente en solución en el equilibrio. Esto significa que solo una mínima proporción del ácido se disocia en iones H+ y A- y la gran mayoría permanece como moléculas de HA. Por tanto, para nuestra primera hipótesis, suponemos que la concentración de moléculas de HA en el equilibrio es la misma que la cantidad original de ácido añadida a la solución.
- En segundo lugar, sabemos que las moléculas de agua también se ionizan parcialmente en la solución, y producen iones H+ y OH-. Pero, una vez más, esta disociación solo afecta a una pequeña proporción de moléculas de agua, por lo que la cantidad de iones H+ en solución procedentes de las moléculas de agua es mínima. Por tanto, suponemos que toda la concentración de equilibrio de H+ se debe a la disociación del ácido débil, HA.
¿Todavía no sabes cómo calcular Ka a partir del pH? Lee nuestro ejemplo resuelto para hacerte una idea del método, y luego intenta el problema por ti mismo. Es una forma útil de practicar los cálculos químicos.
0,020 moles del ácido débil HF se disuelven en 1,00 dm3 de agua pura. La solución resultante tiene un pH de 2,42. Encuentra el valor de Ka para el HF.
Solución:
Primero, escribamos una expresión para Ka:
$$Ka=\frac{[H^+]_{eq}\space [F^-]_{eq}}{[HF]_{eq}}$$
Ahora podemos utilizar el pH dado en la pregunta, para encontrar [H+]:
$$10^{-pH}=[H^+]$$ $$10^{-2.42}=3.80\times 10^{-3}\space mol\space dm^{-3}$$
Esto nos ayuda a encontrar [F
-]. El HF es un ácido monoprótico, lo que significa que una molécula de HF se disocia en un ion H
+ y un ion F
-. Por tanto, la concentración de iones H
+ es igual a la concentración de iones F
-: $$[H^+]=[F^-]$$ $$[F^-]=3.80\times 10^{-3}\space mol\space dm^{-3}$$ También, podemos utilizar otra información de la pregunta para hallar [HF]. Como los ácidos débiles solo se disocian parcialmente en solución, suponemos que [HF] es igual a la cantidad de HF añadida inicialmente. En este caso, se añaden 0,020 moles de HF a 1,00 dm3 de agua, por lo que obtenemos la siguiente concentración de moléculas de HF:$$[HF]=\frac{0.020\space mol}{1.00\space dm^{3}}$$ $$[HF]=0.020\space mol\space dm^{-3}$$ Ahora estamos preparados para sustituir todos estos valores en nuestra expresión para Ka. Si reordenamos y resolvemos la ecuación, obtendremos nuestra respuesta final: $$Ka=\frac{(3.80\times 10^{-3})\space (3.80\times 10^{-3})}{0.020}$$ $$Ka=7.22\times 10^{-4}\space mol\space dm^{-3}$$Por tanto, el ácido débil HF tiene un
valor de Ka de
7,22 × 10-4 mol dm-3.
Calcular Ka a partir de curvas de titulación, punto de equivalencia y punto de semi-neutralización
¿Quieres calcular Ka de forma más práctica? Puedes llevar a cabo una reacción de titulación y encontrar la Ka utilizando el punto de equivalencia y el punto de semi-neutralización.
El punto de semi-neutralización (también conocido como el punto de semi-equivalencia) es el punto en el que exactamente la mitad del ácido ha sido neutralizado por una base. En este punto, pKa = pH.
La semi-neutralización es importante por una razón particular:
Aquí, el valor de Ka es igual a la concentración de iones H+ en la solución, por lo que pKa es idéntico al valor del pH. Por tanto, si conoces el pH de una solución a la mitad de la neutralización, conoces el pKa del ácido. Una vez que conozcas el pKa, podrás encontrar fácilmente la Ka, simplemente aplicando la fórmula que hemos aprendido antes y que relaciona ambos valores: \(pKa=-\log_{10}Ka\)
Si observamos la definición de la palabra, podemos decir que a la mitad de la neutralización, exactamente la mitad de las moléculas de ácido se han disociado en iones H+ e iones A-; ni más, ni menos. Algunos iones H+ reaccionan con la solución patrón para formar agua, pero todos los iones A- permanecen en la solución. Por tanto, la concentración de iones A- es la misma que la de las moléculas de AH. A la mitad de la neutralización, [HA] ≡ [A-]; es decir, son equivalentes.
¿Por qué es útil? Bien, veamos la expresión de Ka:
Verás que [A-] en el numerador de la fracción se anula con [HA] en el denominador de la fracción. Por tanto, Ka es igual a [H+]:
$$Ka=\frac{[H^+]_{eq}\space [A^-]_{eq}}{[HA]_{eq}}$$
$$Ka=[H^+]$$
Si tomamos los logaritmos negativos de ambos lados, encontramos que el lado izquierdo se convierte en pKa, mientras que el lado derecho se convierte en pH:
$$-\log_{10}Ka=-\log_{10}[H^+]$$
$$pKa=pH$$
¿No tienes tiempo o instalaciones para llevar a cabo una valoración completa? ¡No te preocupes! También puedes utilizar los datos existentes para encontrar el pH de un ácido débil a la mitad de la neutralización, en forma de curva de titulación.
Una curva de pH, también conocida como curva de titulación, es un gráfico que muestra cómo cambia el pH de una solución cuando se le añade un ácido o una base. Mide el pH en el eje Y frente al volumen de solución patrón añadida en el eje X.
- Cuando añades por primera vez la base al ácido, el pH de la solución aumenta lentamente. Esto crea una curva con un gradiente inicial poco marcado.
- Sin embargo, una vez que has añadido una cierta cantidad de base, el pH aumenta rápidamente. Esto da lugar a un tramo vertical pronunciado.
- A continuación, la curva se nivela de nuevo, generando otra sección con un gradiente poco marcado.
- Ahora localizamos el punto de equivalencia. Este punto se encuentra en el centro de la sección vertical empinada de la curva.
- Utilizamos el punto de equivalencia para hallar el volumen del punto de equivalencia; es decir, el volumen de solución patrón necesario para neutralizar completamente el ácido.
- Posteriormente, hallamos el volumen del punto de neutralización medio. Este es precisamente la mitad del volumen del punto de equivalencia.
- Por último, empleamos nuestro gráfico para identificar el pH a la mitad de la neutralización. Este es, simplemente, el pH de la solución cuando hemos añadido el volumen de solución patrón del punto de neutralización medio.
Ahora es tu turno: usa el gráfico anterior para encontrar Ka, con la ayuda del siguiente ejemplo resuelto.
Se necesitan 25 cm3 de NaOH para neutralizar completamente 25 cm3 de ácido benzoico (C7H6O2), lo que da lugar a la curva de valoración mostrada en la Fig. 1. Utiliza el punto de semi-neutralización para encontrar el valor de Ka para este ácido.
Solución:
Sabemos que a la mitad de la neutralización, el pKa es igual al pH. El volumen del punto de equivalencia del NaOH es de 25 cm3, por lo que el volumen del punto de neutralización a la mitad es de 12,5 cm3. La curva de valoración nos dice que cuando añadimos 12,5 cm3 de NaOH, la solución tiene un pH de aproximadamente 4,19. Por tanto:
$$pKa=4.19$$
Ahora podemos utilizar este valor para encontrar Ka:
$$Ka=10^{-pKa}$$ $$Ka=6.46\space mol\space dm^{-3}$$
Calcular Ka a partir de Kb
Para nuestra última forma de calcular Ka, vamos a explorar cómo podemos encontrar Ka a partir de Kb (constante de basicidad). Esto implica observar los pares conjugados ácido-base.
- Un ácido conjugado es una base que ha aceptado un protón de un ácido; Puede actuar como un ácido normal, cediendo su protón.
- Por otro lado, una base conjugada es un ácido que ha donado un protón a una base; Puede actuar como una base normal, aceptando un protón.
Cuando un ácido débil (HA) se disocia en solución, se ioniza en un protón (H+) y un ion negativo (A-). Sin embargo, como hemos aprendido al principio del artículo, los ácidos débiles solo se disocian parcialmente en solución, por lo que la reacción es reversible. Esto significa que el ion negativo A- puede combinarse con un ion positivo H+ para formar, de nuevo, HA. En otras palabras: gana un protón y actúa como base. Por tanto, el A- es la base conjugada del HA.
Al igual que la Ka mide el grado de disociación de un ácido débil, la constante de equilibrio Kb mide el grado de disociación de una base débil. La Kb también se aplica a las bases conjugadas. De hecho, el valor de Ka para un ácido débil y el valor de Kb para su pareja de bases conjugadas tienen una relación especial:
$$Ka\times Kb=Kw$$
Ten en cuenta que Kw (constante de ionización o de disociación del agua) es un valor constante a una temperatura determinada. Esto significa que Ka y Kb son inversamente proporcionales:
- Cuanto mayor sea el valor de Ka, más fuerteserá el ácido.
- Esto da lugar a una base conjugada más débil con un valor Kb más bajo.
- Cuanto menor sea el valor de Kb, más débilserá el ácido.
- El resultado es una base conjugada más fuerte con un valor Kb más alto.
¿Recuerdas el Kw? Es la constante de equilibrio para la disociación del agua. A 25 °C, Kw es igual a 1,00 × 10-14 mol2 dm-6.
¿Quieres saber cómo surgió la fórmula que relaciona Ka, Kb y Kw? No es demasiado complicado, pero implica observar los ácidos y las bases débiles, en función de su interacción con las moléculas de agua.
Echemos un vistazo:
Considera, de nuevo, nuestro ácido débil general (HA). Se disocia parcialmente en iones H+ y A-. El ion H+ es captado por una molécula de agua para formar H3O+:
$$HA+H_2O\rightleftharpoons H_3O^++A^-$$
Podemos escribir una expresión de Ka para este equilibrio:
$$Ka=\frac{[H_3O^+]\space [A^-]}{HA}$$
Considera ahora el A-, la base conjugada de HA. Puede tomar los iones H+ del agua para formar HA y el ión OH-:
$$A^-+H_2O\rightleftharpoons HA+OH^-$$
Podemos escribir una expresión de Kb para este equilibrio: $$Kb=\frac{[HA]}{[OH^-]\space [A^-]}$$
Si multiplicamos Ka y Kb juntos, encontramos que [HA] y [A-] se anulan del numerador y del denominador, dejándonos solo [H3O+] multiplicado por [OH-]. Esto es igual a Kw:
$$Ka\times Kb=\frac{[H_3O^+]\space [A^-]}{HA} \times \frac{[HA]}{[OH^-]\space [A^-]}$$
$$Ka\times Kb=[H_3O^+]\space [OH^-]$$
$$Ka\times Kb=Kw$$
Encontrar Ka a partir de Kb es, probablemente, el tipo de cálculo de Ka más sencillo. Este es el método (si es que puede llamarse método); ¡es sólo un paso!:
- Divide Kw entre Kb para encontrar Ka.
¡Te dijimos que era fácil!
Ahora, haz la prueba con la siguiente pregunta. Si te atascas, nuestro ejemplo resuelto te guiará a través del problema:
La base conjugada del ácido débil CH3COOH es CH3COO-. A 25 °C, el CH3COO- tiene un valor de Kb de 5,70 × 10-10 mol dm-3. Encuentra el valor de Ka para el CH3COOH a la misma temperatura.
Bien, sabemos que para un par ácido-base conjugado, \( Ka \times Kb=Kw\). A esta temperatura, Kw = 1,00 × 10-14 mol2 dm-6.
Dividiendo Kw por el valor de Kb dado en la pregunta, obtendremos Ka:
$$Ka=\frac{1.00\times 10^{-14}}{5.70\times 10^{-10}}$$ $$Ka=1.75\times 10^{-5}\space mol\space dm^{-3}$$
Esta es nuestra respuesta final.
¿Cómo se mide la acidez de una solución?
Ahora conoces como calcular la constante de acidez de un ácido a partir del pH de la solución, de las curvas de titulación y de Kb. Pero, ¿cómo puedes obtener la acidez de una solución en la vida real? Existen diferentes dispositivos y sustancias que permiten medir la acidez de una solución:
pHmetro
Un pHmetro es un instrumento electrónico que permite medir la acidez o alcalinidad de una solución.
El pHmetro es uno de los dispositivos más confiables que existen para determinar la acidez de una solución.
La base del funcionamiento de un pHmetro es la medición de la diferencia de potencial entre un electrodo detector y un electrodo de referencia. El electrodo detector es permeable al ion H+, mientras que el electrodo de referencia tiene una solución con pH conocido.
Usando la ecuación de Nernst, puedes relacionar el potencial (E) con la concentración de H+ ([H+s]) en la solución: $$E=E_0-0.0591\log \frac{[H^+_{ref}]\space}{[H^+_{s}]}$$
Es importante que recuerdes calibrar el pHmetro antes de cada ronda de mediciones con, al menos, dos soluciones tampón o buffer de pH conocido.
Indicador ácido-base
Si no dispones de un instrumento tan sofisticado como un pHmetro, puedes utilizar un indicador ácido-base para estimar el pH de la solución:
Un indicador ácido-base es una sustancia que cambia de color con el pH de la solución.
Los indicadores ácido-base son ácidos o bases orgánicos muy débiles que tienen estructuras químicas diferentes a diferentes valores de pH. Si agregas unas gotas de indicador ácido-base a una solución con pH desconocido, podrás conocer su acidez aproximada solo con ver el color de la solución. La Fig. 2 muestra una tabla de los colores de algunos indicadores ácido-base de uso común.
Papel tornasol
Una desventaja de los indicadores es que, al ser ácidos o bases, pueden modificar ligeramente la acidez de la solución. En caso de que necesites medir la acidez de forma rápida, sencilla y sin agregar ninguna sustancia adicional, el papel tornasol es una opción que puedes considerar.
El papel tornasol es un papel impregnado con una mezcla de indicadores ácido-base que adquiere un color específico cuando se pone en contacto con una solución.
En vez de agregar unas gotas de indicador a una solución, puedes añadir unas gotas de solución al papel tornasol, y comparar el color del papel con una tabla de comparación proporcionada por el fabricante. Esto te permitirá medir el pH aproximado de la solución.
Constante de acidez: Tabla de ácidos
A continuación te presentamos una tabla con los valores de constante de acidez Ka y pKa para algunos ácidos comunes:
Ácido | HA | A- | Ka | pKa |
Yodhídrico | HI | I- | > 1 | < 1 |
Bromhídrico | HBr | Br- | > 1 | < 1 |
Perclórico | HClO4 | ClO4- | > 1 | < 1 |
Clorhídrico | HCl | Cl- | > 1 | < 1 |
Sulfúrico (1) | H2SO4 | HSO4- | > 1 | < 1 |
Nítrico | HNO3 | NO3- | > 1 | < 1 |
Ion Hidronio | H3O+ | H2O | 1 | 0.00 |
Yódico | HIO3 | IO3- | 1.6 x 10-1 | 0.80 |
Oxálico (1) | H2C2O4 | HC2O4- | 5.9 x 10-2 | 1.23 |
Sulfúrico (2) | HSO4- | SO4-2 | 1.2 x 10-2 | 1.92 |
Fosfórico (1) | H3PO4 | H2PO4- | 7.52 x 10-3 | 2.12 |
Salicílico | HOC₆H₄CO₂H | HOC₆H₄CO₂- | 1.1 x 10-3 | 2.97 |
Cítrico (1) | H3C6H5O7 | H2C6H5O7- | 8.4 x 10-4 | 3.08 |
Fluorhídrico | HF | F- | 7.2 x 10-4 | 3.14 |
Fórmico | HCOOH | HCOO- | 1.77 x 10-4 | 3.75 |
Láctico | HCH3H5O3 | CH3H5O3- | 1.38 x 10-4 | 3.86 |
Ascórbico (1) | H2C6H6O6 | HC6H6O6- | 7.9 x 10-5 | 4.10 |
Benzoico | C6H5COOH | C6H5COO- | 6.46 x 10-5 | 4.19 |
Oxálico (2) | HC2O4- | C2O4-2 | 6.4 x 10-5 | 4.19 |
Cítrico (2) | H2C6H5O7- | HC6H5O7-2 | 1.8 x 10-5 | 4.74 |
Acético | CH3COOH | CH3COO- | 1.76 x 10-5 | 4.75 |
Cítrico (3) | HC6H5O7-2 | C6H6O7-3 | 4.0 x 10-6 | 5.40 |
Carbónico (1) | H2CO3 | HCO3- | 4.3 x 10-7 | 6.37 |
Fosfórico (2) | H2PO4- | HPO4-2 | 6.23 x 10-8 | 7.21 |
Ion Amonio | NH4+ | NH3 | 5.6 x 10-10 | 9.25 |
Carbónico (2) | HCO3- | CO3-2 | 4.8 x 10-11 | 10.32 |
Ascórbico (2) | HC6H6O6- | C6H6O6-2 | 1.6 x 10-12 | 11.80 |
Fosfórico (3) | HPO4-2 | PO4-3 | 4.8 x 10-13 | 12.32 |
Agua | H2O | OH- | 1.0 x 10-14 | 14.00 |
Tabla 1: valores.
Constante de acidez - Puntos clave
- Ka es la constante de equilibrio para la disociación de un ácido débil en solución.
- Para la reacción de disociación \(HA\rightleftharpoons H^++A^-\), Ka tiene la expresión \(Ka=\frac{[H^+]\space [A^-]}{[HA]}\)
- Cuanto mayor sea el valor de Ka, más fuerte será el ácido y mayor será su disociación en la solución.
- Podemos encontrar Ka a partir de:
- El pH: implica trabajar con la expresión de Ka.
- Las curvas de titulación: implica observar el punto de equivalencia, el punto de semi-neutralización y el pKa.
- Kb: requiere trabajar con pares conjugados ácido-base conjugados.
- La acidez de una solución se puede medir mediante un pHmetro, un indicador ácido-base o papel tornasol.
Résumenes 
Exámenes 
Magazine 
Formacion Profesional 
