🎯 Conceptos Fundamentales de Ácidos y Bases

¿Qué es un Ácido?

Un ácido es una sustancia que dona protones (H⁺) a otras moléculas o acepta pares de electrones. Experimentalmente:

Sabor agrio (limón, vinagre)
Reaccionan con bases formando sal + agua
Conducen electricidad en solución acuosa
Colorean el papel rojo de azul (indicador)
Tienen pH < 7

¿Qué es una Base?

Una base (o álcali) es una sustancia que acepta protones (H⁺) o dona pares de electrones. Experimentalmente:

Sabor amargo, sensación resbaladiza
Reaccionan con ácidos formando sal + agua
Conducen electricidad en solución acuosa
Colorean el papel azul de rojo (indicador)
Tienen pH > 7

La Escala de pH

pH = -log[H⁺] | Rango: 0-14 (en soluciones acuosas)

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

Clasificación por pH:

pH	Clasificación	Ejemplos	[H⁺] M
0-2	Muy ácido	HCl conc., H₂SO₄	0.01 - 1
2-7	Ácido	Vinagre, zumo limón, agua lluvia	10⁻⁷ - 0.01
7	Neutro	Agua pura	10⁻⁷
7-12	Base	Jabón, amoniaco, leche de magnesia	10⁻⁷ - 10⁻¹²
12-14	Muy básico	NaOH conc., blanqueador	10⁻¹² - 1

pH + pOH = 14 | pOH = -log[OH⁻]

Producto Iónico del Agua (Kw)

El agua pura se autoioniza levemente:

H₂O(l) ⇌ H⁺(aq) + OH⁻(aq)

Kw = [H⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ a 25°C

En agua pura: [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M → pH = 7 (neutro)
Si [H⁺] > [OH⁻] → solución ácida (pH < 7)
Si [OH⁻] > [H⁺] → solución básica (pH > 7)

Indicadores Ácido-Base

Moléculas orgánicas que cambian de color según el pH:

Indicador	Rango pH	Color Ácido	Color Base
Azul de Metileno	0.2 - 1.8	Rojo	Azul
Anaranjado de Metilo	3.1 - 4.4	Rojo	Amarillo
Tornasol	4.5 - 8.3	Rojo	Azul
Fenolftaleína	8.2 - 10.0	Incoloro	Rosa/Magenta
Papel pH	1 - 14	Rojo	Azul

Ácidos y Bases Fuertes vs Débiles

Tipo	Comportamiento	Grado Ionización	Ka o Kb	Ejemplos
Ácido Fuerte	Se ioniza completamente	~100%	Ka >> 1	HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄
Ácido Débil	Se ioniza parcialmente	< 5%	Ka << 1	CH₃COOH, HF, H₂CO₃, HCN
Base Fuerte	Se ioniza completamente	~100%	Kb >> 1	NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂
Base Débil	Se ioniza parcialmente	< 5%	Kb << 1	NH₃, piridina, aminas

💡 Siete Ácidos Fuertes Comunes (HCP):
HCl, HBr, HI (halogenuros), HNO₃ (nítrico), H₂SO₄ (sulfúrico), HClO₄ (perclórico), H₃PO₄ (fosfórico - solo primer paso)

💡 Teorías de Ácidos y Bases

Teoría de Arrhenius (1887)

Primera definición científica de ácidos y bases:

Ácido: Sustancia que produce H⁺ en solución acuosa
Base: Sustancia que produce OH⁻ en solución acuosa
Neutralización: H⁺ + OH⁻ → H₂O

HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl⁻(aq) | NaOH(aq) → Na⁺(aq) + OH⁻(aq)

Limitaciones:

Solo válida en soluciones acuosas
No explica sustancias como NH₃ (base sin OH⁻)
No describe reacciones en disolventes no acuosos

Teoría de Brønsted-Lowry (1923)

Definición más general y amplia:

Ácido: Donante de protones (H⁺)
Base: Aceptor de protones (H⁺)
Neutralización: Transferencia de protones

Pares Conjugados:

Ácido conjugado-base que difieren por un H⁺:

HA ⇌ H⁺ + A⁻ | (ácido conjugado - base conjugada)

Ejemplos de Reacciones Brønsted-Lowry:

HCl + NH₃ ⇌ NH₄⁺ + Cl⁻
(ácido) (base) (conj. ácido) (conj. base)

CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻
(base) (ácido) (conj. ácido) (conj. base)

Anfóteros (Anfolitos):

Sustancias que pueden actuar como ácido Y base:

H₂O: H₂O + H⁺ → H₃O⁺ (actúa como base) | H₂O → H⁺ + OH⁻ (actúa como ácido)
HCO₃⁻: HCO₃⁻ → H⁺ + CO₃²⁻ (ácido) | HCO₃⁻ + H⁺ → H₂CO₃ (base)
H₂PO₄⁻: Puede donar o aceptar H⁺

Teoría de Lewis (1923)

Definición en términos de electrones:

Ácido de Lewis: Aceptor de pares de electrones
Base de Lewis: Donante de pares de electrones
Más general aún, incluye reacciones sin H⁺ o agua

Ejemplo Clásico:

BF₃ + NH₃ → F₃B-NH₃
(ácido Lewis) (base Lewis) (complejo)

BF₃ acepta par electrónico de N; NH₃ dona su par solitario

Comparación de Teorías

Teoría	Ácido	Base	Aplicación	Limitaciones
Arrhenius	Produce H⁺	Produce OH⁻	Soluciones acuosas	Solo agua
Brønsted-Lowry	Dona H⁺	Acepta H⁺	La mayoría de reacciones	Requiere transferencia H⁺
Lewis	Acepta e⁻	Dona e⁻	Reacciones sin H⁺	Muy amplia, menos específica

💡 Resumen: Todo ácido Arrhenius es Brønsted-Lowry, todo Brønsted-Lowry es Lewis. Pero lo contrario no siempre es cierto.

⚖️ Equilibrio Ácido-Base

Constante de Disociación (Ka)

Mide la fuerza de un ácido débil. Para la disociación:

HA ⇌ H⁺ + A⁻

Ka = [H⁺][A⁻] / [HA]

Ka grande → ácido fuerte (se disocia mucho)
Ka pequeña → ácido débil (se disocia poco)
Ácidos fuertes: Ka > 1
Ácidos débiles: Ka < 1 (típicamente 10⁻³ a 10⁻¹⁰)

Relación con pKa:

pKa = -log Ka

pKa bajo → ácido fuerte
pKa alto → ácido débil
En el punto de equivalencia: pH = pKa cuando [HA] = [A⁻]

Ácidos Débiles Comunes:

Ácido	Ka	pKa	Nombre
HF	6.8 × 10⁻⁴	3.17	Fluorhídrico
CH₃COOH	1.8 × 10⁻⁵	4.74	Acético
HCN	4.9 × 10⁻¹⁰	9.31	Cianhídrico
H₂CO₃	4.3 × 10⁻⁷	6.37	Carbónico
H₂O	1.8 × 10⁻¹⁶	15.74	Agua

Constante de Disociación de Bases (Kb)

Mide la fuerza de una base débil. Para:

B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻

Kb = [BH⁺][OH⁻] / [B]

Relación Ka × Kb:

Ka × Kb = Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ (a 25°C)

Para un par conjugado ácido-base:

pKa + pKb = 14

Bases Débiles Comunes:

Base	Kb	pKb	Base Conjugada de
NH₃	1.8 × 10⁻⁵	4.74	NH₄⁺
CH₃NH₂	4.4 × 10⁻⁴	3.36	CH₃NH₃⁺
C₅H₅N (Piridina)	1.7 × 10⁻⁹	8.77	C₅H₅NH⁺

Cálculos de pH

Ácido Fuerte (HCl):

pH = -log[H⁺] = -log[HCl]

Para 0.1 M HCl: pH = -log(0.1) = 1

Base Fuerte (NaOH):

pOH = -log[OH⁻] | pH = 14 - pOH

Para 0.1 M NaOH: pOH = 1, entonces pH = 13

Ácido Débil (CH₃COOH):

Usar la expresión Ka y resolver ecuación cuadrática:

Ka = [H⁺]² / [CH₃COOH - x]

Aproximación simplificada (si Ka << 1):

[H⁺] ≈ √(Ka × [HA])

Solución Buffer (Amortiguadora)

Mezcla de ácido débil y su base conjugada (o base débil + ácido conjugado):

Ecuación de Henderson-Hasselbalch:

pH = pKa + log([A⁻] / [HA])

Si [HA] = [A⁻] → pH = pKa
Si [A⁻] > [HA] → pH > pKa (más básico)
Si [HA] > [A⁻] → pH < pKa (más ácido)

Capacidad Buffer:

Cantidad máxima de H⁺ o OH⁻ que puede neutralizar sin cambio grande de pH

β = (Δn(ácido)) / Δ(pH)

Mayor concentración → mayor capacidad
Buffer más efectivo: [HA] ≈ [A⁻]
Rango efectivo: pH = pKa ± 1

Titulación Ácido-Base

Proceso analítico para determinar concentración de ácido/base desconocida:

Analito: Sustancia a valorar (conocida cantidad, concentración desconocida)
Titulante: Solución estándar (concentración conocida)
Punto de equivalencia: Moles ácido = moles base
Punto final: Donde el indicador cambia de color

Fórmula de Titulación:

n₁V₁ = n₂V₂ (moles ácido × volumen = moles base × volumen)

Curva de Titulación Típica (Ácido fuerte con Base fuerte):

Etapa	Antes del P.E.	P.E.	Después P.E.
pH	Bajo (< 7)	7 (neutro)	Alto (> 7)
Cambio pH	Gradual	Abrupto (salto)	Gradual
Composición	Exceso ácido	Ácido = Base	Exceso base

Hidrólisis de Sales

Sales producidas de reacciones ácido-base pueden ser ácidas, básicas o neutras:

Sal de ácido fuerte + base fuerte: Neutra (NaCl)
Sal de ácido débil + base fuerte: Básica (CH₃COONa) - anión se hidroliza
Sal de ácido fuerte + base débil: Ácida (NH₄Cl) - catión se hidroliza
Sal de ácido débil + base débil: Depende de Ka vs Kb

💡 Regla de Hidrólisis: Si Ka del ácido débil > Kb de la base débil → solución ácida. Si Kb > Ka → solución básica.