Ácidos y bases

Este cuestionario de Química de 2º de Bachillerato cierra el bloque de equilibrios químicos con el estudio de ácidos y bases, contenido de peso considerable en la PAU (Selectividad) que combina teoría, cálculo de pH y valoraciones.

Se contrastan las dos teorías ácido-base del temario: Arrhenius, limitada a disoluciones acuosas y a especies con grupos OH⁻ (no explica el carácter básico del amoníaco, que no contiene hidroxilos), y Brønsted-Lowry, más general, que define ácido como donador de protones y base como aceptor. Se identifica el ion fosfato (PO₄³⁻) como especie que solo puede actuar como base conjugada, al carecer de protones que ceder, a diferencia de especies anfóteras como el agua o el ion HSO₄⁻.

Se trabaja el producto iónico del agua, Kw=[H₃O⁺][OH⁻]=10⁻¹⁴ a 25°C, resolviendo un problema de cálculo de [OH⁻] a partir de [H₃O⁺] dado, y la relación entre las constantes de un par conjugado, Ka·Kb=Kw. Se calcula el pH y el pOH en varios escenarios: una base fuerte (NaOH 0,05 M, disociación completa) y un ácido débil monoprótico (aproximación [H₃O⁺]≈√(Ka·Ca)), destacando que a mayor Ka corresponde mayor fuerza ácida y, en consecuencia, una base conjugada más débil.

El fenómeno de la hidrólisis de sales se analiza distinguiendo sales de ácido fuerte/base fuerte (no hidrolizan, pH neutro: NaCl, KNO₃) de sales que combinan un componente débil (sí hidrolizan, alterando el pH: acetato de sodio, cloruro de amonio, cianuro de sodio). Se estudia también el efecto del ion común: añadir la base conjugada de un ácido débil desplaza el equilibrio de disociación hacia la izquierda, reduciendo la concentración de H₃O⁺ y aumentando el pH de la disolución.

Se completa el bloque con las condiciones del punto de equivalencia en una valoración ácido-base: coincidencia estequiométrica entre los moles de ácido y base (no necesariamente pH=7, que solo ocurre si ambos son fuertes).

Las 12 preguntas combinan cálculos de pH/pOH, aplicación del producto iónico del agua, identificación de especies que hidrolizan, y preguntas conceptuales sobre las teorías ácido-base. Las 12 flashcards recogen todas las definiciones y relaciones del bloque para el repaso final.

• Distinguir las teorías ácido-base de Arrhenius y Brønsted-Lowry e identificar sus limitaciones respectivas
• Calcular el pH y el pOH de disoluciones de ácidos y bases fuertes y débiles a partir de su concentración y constante de acidez
• Aplicar el producto iónico del agua y la relación Ka·Kb=Kw entre pares conjugados ácido-base
• Predecir si una sal experimenta hidrólisis en función de la fuerza del ácido y la base de los que procede
• Explicar el efecto del ion común sobre el pH de una disolución de un ácido débil

"Para un ácido débil monoprótico HA con una constante de acidez Ka = 1.8×10⁻⁵, la concentración de [H3O+] en una disolución 0.1 M es [H3O+] ≈ √(Ka·Ca) = √(1.8×10⁻⁵·0.1) ≈ 1.34×10⁻³ M. El ion fosfato (PO4³⁻) no tiene protones que donar, por lo que solo puede actuar como base conjugada."