Electrolitos, ácidos y bases: fuerza, hidrólisis y cálculo de pH en disoluciones

Electrolitos

Electrolitos fuertes: están totalmente disociados en solución. Ejemplos: HCl (ácido) → Cl^- + H⁺.

Electrolitos débiles: están disociados parcialmente; solo una fracción permanece ionizada en solución. Ejemplos: CH₃COOH (ácido) → CH₃COO^- + H⁺ (disociación parcial).

Ejemplo: comportamiento ácido/base del HCO₃^-

Justifica por qué el ion bicarbonato (HCO₃^-) actúa como ácido frente a NaOH y como base frente a HCl:

• Frente a NaOH (base fuerte): NaOH aporta OH^- a la disolución: NaOH (ac) → Na⁺ + OH^-. El bicarbonato reacciona con OH^- según:
  HCO₃^- + OH^- → CO₃^2- + H₂O;
  es decir, HCO₃^- dona un protón y actúa como ácido (conjugado: CO₃^2-).
• Frente a HCl (ácido fuerte): HCl aporta H⁺: HCl (ac) → H⁺ + Cl^-. El bicarbonato acepta el protón:
  HCO₃^- + H⁺ → H₂CO₃ (→ CO₂ + H₂O);
  es decir, HCO₃^- actúa como base (conjugado: H₂CO₃).

Fuerza de ácidos (constante de acidez, Ka)

La constante de acidez Ka cuantifica la tendencia de un ácido a donar protones. En términos generales:

• Si Ka >> 1, el ácido es fuerte y estará prácticamente totalmente disociado en solución.
• Si Ka << 1, el ácido es débil y estará parcialmente disociado.

Ejemplo: El ácido acético (CH₃COOH) es un ácido débil ya que Ka = 1,8 · 10^-5.

Ácidos polipróticos

Son aquellos que pueden ceder más de un protón (H⁺). Por ejemplo, el H₂CO₃ es diprótico; existen tantos equilibrios como protones que pueda disociar.

Equilibrios:

• H₂CO₃ + H₂O &rlarr; HCO₃^- + H₃O⁺
• HCO₃^- + H₂O &rlarr; CO₃^2- + H₃O⁺

Constantes:

• Ka₁ = [HCO₃^-][H₃O⁺]/[H₂CO₃] = 4,5 · 10^-7 (débil)
• Ka₂ = [CO₃^2-][H₃O⁺]/[HCO₃^-] = 5,7 · 10^-11 (aún más débil)

Determinación del pH y pOH de una disolución 0,2 M de NH₃

Datos: concentración inicial [NH₃] = 0,20 M; Kb (25 ºC) = 1,8 · 10^-5.

Planteamiento (tabla ICE simplificada):

• Conc. inicial: [NH₃] = 0,20, [NH₄⁺] = 0, [OH^-] = 0
• Conc. en equilibrio: [NH₃] = 0,20 - x, [NH₄⁺] = x, [OH^-] = x

Expresión de Kb:

Kb = [NH₄⁺][OH^-]/[NH₃] = x²/(0,20 - x) = 1,8 · 10^-5.

Suponiendo x << 0,20 (aproximación válida), x ≈ sqrt(Kb · 0,20) = sqrt(1,8 · 10^-5 · 0,20) ≈ 1,9 · 10^-3 M.

Por tanto:

• [OH^-] = 1,9 · 10^-3 M
• pOH = -log[OH^-] = -log(1,9 · 10^-3) ≈ 2,72
• pH = 14,00 - pOH = 14,00 - 2,72 = 11,28

Hidrólisis de sales

Hidrólisis es la reacción de los iones de una sal con el agua. Las sales pueden producir disoluciones ácidas, básicas o neutras. La hidrólisis es apreciable cuando los iones proceden de un ácido o base débil.

Ejemplo: NaCl

En el caso de NaCl no se produce hidrólisis apreciable porque:

• Na⁺ proviene de una base fuerte (NaOH) y es un catión débilmente ácido (prácticamente no reacciona con agua).
• Cl^- proviene de un ácido fuerte (HCl) y es una base conjugada muy débil (prácticamente no reacciona con agua).

Los equilibrios correspondientes son (muy desplazados hacia la izquierda):

• Na⁺ + 2 H₂O &rlarr; NaOH + H₃O⁺
• Cl^- + H₂O &rlarr; HCl + OH^-

Como ambas reacciones están muy desplazadas hacia la izquierda, la reacción con el agua es insignificante y la disolución es neutra.

Hidrólisis básica: ejemplo del acetato (CH₃COO^-)

En la sal NaCH₃COO (acetato de sodio), el ión CH₃COO^- es la base conjugada de un ácido débil (ácido acético) y puede reaccionar con el agua:

CH₃COO^- + H₂O &rlarr; CH₃COOH + OH^-

El catión Na⁺ prácticamente no reacciona con el agua. La formación de OH^- provoca que la disolución sea básica (pH > 7).

Conceptos clave: electrolitos fuertes/débiles, Ka y Kb, ácidos polipróticos, hidrólisis de sales, y cálculo de pH/pOH son herramientas fundamentales para comprender el comportamiento ácido-base en disoluciones.