Resumen de Equilibrio Ácido-Base y Escala pH

## Introducción El estudio de **ácidos y bases en disoluciones acuosas** aborda cómo se comportan especies que donan o aceptan protones en agua, cómo medir la acidez o basicidad mediante el pH y pOH, y cómo calcular concentraciones iónicas relevantes en problemas prácticos. Este material resume conceptos esenciales, ejemplos resueltos y aplicaciones reales para estudiantes universitarios. > **Definición:** Un ácido es una especie que puede donar protones $\left(\mathrm{H^+}\right)$ y una base es una especie que puede aceptar protones o donar iones hidroxilo $\left(\mathrm{OH^-}\right)$. ## Conceptos fundamentales ### Ionización del agua El agua se autoioniza ligeramente en disolución formando iones $\mathrm{H^+}$ y $\mathrm{OH^-}$ según: $$\ce{H2O(l) <=> H^+(aq) + OH^-(aq)}$$ Constante de producto iónico del agua a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$: $$K_w = [\mathrm{H^+}][\mathrm{OH^-}]$$ Valor numérico: $$K_w = 1.0 \times 10^{-14}$$ En agua pura a $25\,^{\circ}\mathrm{C}$: $$[\mathrm{H^+}] = [\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-7}\;\mathrm{M}$$ > **Definición:** El pH es una medida de la acidez dada por $\mathrm{pH} = -\log [\mathrm{H^+}]$ y el pOH por $\mathrm{pOH} = -\log [\mathrm{OH^-}]$. Relación entre pH y pOH: $$\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14$$ Conversión directa: $$[\mathrm{OH^-}] = 10^{-\mathrm{pOH}}$$ $$[\mathrm{H^+}] = 10^{-\mathrm{pH}}$$ ### Clasificación de disoluciones - Ácida: $[\mathrm{H^+}] > [\mathrm{OH^-}]$, $\mathrm{pH} < 7$. - Neutra: $[\mathrm{H^+}] = [\mathrm{OH^-}]$, $\mathrm{pH} = 7$. - Básica: $[\mathrm{H^+}] < [\mathrm{OH^-}]$, $\mathrm{pH} > 7$. ## Cálculos con ácidos y bases fuertes Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente en agua. Para estos casos, la concentración inicial del reactivo determina directamente la concentración iónica final. Ejemplo 1: Ácido nítrico $\ce{HNO3}$ Reacción de disociación: $$\ce{HNO3(aq) -> H^+(aq) + NO3^-(aq)}$$ Si la concentración inicial es $0{,}07\;\mathrm{M}$, entonces: - $[\mathrm{H^+}] = 0{,}07\;\mathrm{M}$ - $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H^+}] = -\log 0{,}07 = 1{,}15$ - $\mathrm{pOH} = 14 - \mathrm{pH} = 12{,}85$ - $[\mathrm{OH^-}] = 10^{-\mathrm{pOH}} = 10^{-12{,}85} = 1{,}41 \times 10^{-13}\;\mathrm{M}$ > **Tip:** Para ácidos fuertes la concentración de $[\mathrm{H^+}]$ iguala la concentración del ácido inicial si la disolución es diluida y no hay reacción secundaria. Ejemplo 2: Hidróxido de bario $\ce{Ba(OH)2}$ Reacción de disociación: $$\ce{Ba(OH)2(aq) -> Ba^{2+}(aq) + 2 OH^-(aq)}$$ Si la concentración inicial es $0{,}01\;\mathrm{M}$, entonces: - $[\mathrm{OH^-}] = 2\times 0{,}01 = 0{,}02\;\mathrm{M}$ - $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}] = -\log 0{,}02 = 1{,}70$ - $\mathrm{pH} = 14 - 1{,}70 = 12{,}30$ - $[\mathrm{H^+}] = 10^{-\mathrm{pH}} = 10^{-12{,}30} = 5{,}01 \times 10^{-13}\;\mathrm{M}$ ## Tabla comparativa: ácidos y bases fuertes (disolución acuosa) | Propiedad | Ácido fuerte | Base fuerte | |---|---:|---:| | Ejemplo típico | $\ce{HNO3}$ | $\ce{Ba(OH)2}$ | | Disociación en agua | Completa | Completa | | Relación [ión] | $[\mathrm{H^+}] = c_{ácido}$ | $[\mathrm{OH^-}] = n\times c_{base}$ (n = número de OH por fórmula) | Cálculo pH/pOH | $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H^+}]$ | $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$ | ## Ejercicios prácticos resueltos (aplicaciones reales) 1. Jugo de naranja - Dado $[\mathrm{H^+}] = 3{,}16 \times 10^{-4}\;\mathrm{M}$ - $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H^+}] = -\log\left(3{,}16 \times 10^{-4}\right) = 3{,}50$ - Si el estándar exige $3{,}3 \leq \mathrm{pH} \leq 3{,}8$, entonces el lote **cumple**. 2. Efluente industrial con $[\mathrm{OH^-}] = 5{,}0 \times 10^{-5}\;\mathrm{M}$ - $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}] = -\log\left(5{,}0 \times 10^{-5}\right) = 4{,}30$ - $\mathrm{pH} = 14 - 4{,}30 = 9{,}70$ - Normativa: $6{,}5 \leq \mathrm{pH} \leq 8{,}5$; el efluente **no cumple** y es demasiado básico para descarga directa. 3. Comparación de acidez gástrica - Normal: $\mathrm{pH} = 1{,}5 \Rightarr