Propiedades y Fórmulas Clave en Química de Ácidos, Bases y Sales

Propiedades Fundamentales en Química Ácido-Base y Redox

Estados de Oxidación Comunes de Elementos

A continuación, se detallan las valencias o estados de oxidación más frecuentes para diversos grupos de elementos:

• Grupo 1 (H): Ag: +1
• Grupo 2 (Be), Zn, Cd: +2
• Cu, Hg: +1, +2
• S, Se, Te: -2, +2, +4, +6
• F(), Cl, Br, I, At: -1, +1, +3, +5, +7
• Al: +3
• Au: +1, +3
• N, P, As, Sb, Bi: -3, +1, +3, +5
• Fe, Ce, Ni: +2, +3
• Sn, Pb, Pt, Pd: +2, +4
• C(2), Si: -2, +2, +4
• Cr: +2, +3, +6
• Mn: +2, +4, +6, +7
• B: -3, +3
• O: -2

Nomenclatura de Oxoácidos

Observando el aumento de oxígenos en los oxoácidos, la nomenclatura sigue la siguiente progresión:

hipo-...-oso, -oso, -ico, per-...-ico

Clasificación de Ácidos y Bases

La clasificación se basa en su comportamiento en solución acuosa, especialmente en relación con la hidrólisis:

FÓRMULAS DE HIDRÓLISIS: DÉBIL = NO SUFRE HIDRÓLISIS + DOBLE FLECHA ($ ightleftharpoons$)

Ácidos Fuertes (Inorgánicos)

• Clorhídrico (HCl)
• Bromhídrico (HBr)
• Yodhídrico (HI)
• Nítrico (HNO₃)
• Perclórico (HClO₄)
• Sulfúrico (H₂SO₄)
• Hipobromoso (HBrO) - Nota: HBrO es débil, se incluye aquí por error común o contexto específico, pero generalmente se clasifica como débil.

Ácidos Débiles (Principalmente Orgánicos)

• Acético (CH₃COOH)
• Fórmico (HCOOH)
• Benzoico (C₆H₅COOH)
• Cianhídrico (HCN)
• Fluorhídrico (HF)
• Hipocloroso (HClO)

Bases Fuertes (Hidróxidos de Grupos 1 y 2)

• Hidróxido de sodio (NaOH)
• Hidróxido de potasio (KOH)
• Hidróxido de calcio (Ca(OH)₂)

Bases Débiles

• Amoniaco (NH₃)
• Anilina (C₆H₅NH₂)

Ejemplos de Pares Ácido-Base Conjugados

• Ácido cianhídrico: HCN // Cianuro de sodio: NaCN
• Ácido fosfórico: H₃PO₄

Comportamiento de Sales en Hidrólisis

La hidrólisis de una sal depende de la fuerza del ácido y la base que la originaron:

1. Sal de ácido y base fuerte: Ninguno de los iones sufre hidrólisis (pH neutro).
2. Sal de ácido fuerte y base débil: El anión no hidroliza, el catión sí (pH ácido).
3. Sal de ácido débil y base fuerte: El catión no hidroliza, el anión sí (pH básico).

Fórmulas y Conceptos de Equilibrio Químico

Constantes de Equilibrio y pH

Las siguientes fórmulas son esenciales para el cálculo de equilibrios en disoluciones:

• $K_a$ (ácidos débiles): $$K_a = \frac{[A^-] \times [H_3O^+]}{[HA]}$$
• $K_b$ (bases débiles): $$K_b = \frac{[BH^+] \times [OH^-]}{[B]}$$
• Producto Iónico del Agua ($K_w$): $$K_w = K_a \times K_b = 10^{-14}$$ $$K_w = [H_3O^+] \times [OH^-]$$
• Potencial Hidrogeniónico (pH): $$\text{pH} = -\log [H_3O^+]$$ $$[H_3O^+] = 10^{-\text{pH}}$$

Relación entre Constantes de Hidrólisis ($K_c$)

Para el equilibrio de hidrólisis de una sal derivada de un ácido débil y una base débil:

$$\text{Kc} = \frac{[A^-] \times [BH^+]}{[HA] \times [B]} \times \frac{[H_3O^+]}{[H_3O^+]} \implies \text{Kc} = \frac{K_a}{K_b}$$

• Si $K_c$ es pequeño: El equilibrio está desplazado hacia la izquierda (predomina HA).
• Si $K_c$ es grande: El equilibrio está desplazado hacia la derecha (predomina BH).

Grados de Disociación e Hidrólisis

• Grado de disociación ($\alpha$): $$\alpha = \frac{\text{concentración disociada}}{\text{[ ]}_0}$$ En electrolitos fuertes $\alpha=1$
• Grado de hidrólisis (para débiles): $$\text{Grado de hidrólisis} = \frac{\text{[sal hidrolizada]}}{\text{[ ]}_0}$$

Valoraciones Ácido-Base (Volumetría)

Conceptos Fundamentales

Volumetría: Procedimiento que permite calcular la concentración de una disolución conociendo la concentración de otra. Se basa en el cambio de pH cuando se completa la reacción de neutralización. La estequiometría se resume en: $N_a \times V_a = N_b \times V_b$ (para neutralización completa).

Indicadores Ácido-Base

Indicador: Molécula orgánica de carácter ácido o básico que tiene la propiedad de presentar diferentes colores dependiendo del pH de la disolución en la que se encuentra disuelto.

La relación de concentración de sus formas se rige por la ecuación de Henderson-Hasselbalch aplicada al indicador ($HIn$):

$$\text{Kln} = \frac{[In^-] \times [H_3O^+]}{[HIn]} \implies \frac{[HIn]}{[In^-]} = \frac{[H_3O^+]}{K_{In}}$$

Determinación del Color del Indicador

La concentración de $H_3O^+$ determina el color:

• Mayor que $K_{In}$ ($\text{pH} \ll \text{pK}_{In}$): $[HIn] \gg [In^-]$ $\implies$ Color ácido
• Menor que $K_{In}$ ($\text{pH} \gg \text{pK}_{In}$): $[HIn] \ll [In^-]$ $\implies$ Color básico
• $\text{pH} = \text{pK}_{In}$ ($\text{pH} = \text{pK}_{In}$): $\implies$ Color intermedio

Ácidos Polipróticos

Presentan más de un protón ácido, por lo tanto, poseen más de una constante de acidez ($K_{a1}, K_{a2}, \dots$).

Para estos sistemas, las especies intermedias que poseen son sustancias anfóteras. Generalmente, la mayoría de los protones liberados proceden de la primera etapa de disociación, por lo que se puede calcular el pH aproximado utilizando únicamente la primera disociación ($K_{a1}$).