Equilibrios de Ácidos y Bases Débiles: Química, Ecuaciones

Q: ¿Qué es un equilibrio de ácido débil?

Un equilibrio de ácido débil se refiere a la situación en la que un ácido débil no se disocia completamente en una solución, existiendo una mezcla de ácido no disociado y sus iones.

Q: ¿Cómo se calcula el pH de un ácido débil?

Para calcular el pH de un ácido débil, utilizamos la constante de disociación ácida (Ka) y la concentración del ácido para hallar las concentraciones de H+ y luego aplicamos pH = -log[H+].

Q: ¿Qué es la constante de disociación ácida (Ka)?

La constante de disociación ácida (Ka) mide la fuerza de un ácido débil, indicando el grado en que se disocia en una solución. Cuanto mayor es el Ka, más fuerte es el ácido.

Q: ¿Cuál es la relación entre la fuerza de un ácido y su pKa?

La relación es inversa: un ácido fuerte tiene un pKa bajo y un ácido débil tiene un pKa alto. pKa es el logaritmo negativo de la constante de disociación ácida (Ka).

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El equilibriode ácidos y bases débiles se refiere al equilibrio en las reacciones de ácidos y bases débiles debido a su ionización parcial en una disolución.

Este artículo trata de los equilibrios de ácidos y bases débiles.
En primer lugar, vamos a tratar a grandes rasgos la ionización de los ácidos y bases débiles.
A continuación, estudiaremos las ecuaciones de equilibrio de los ácidos débiles y las bases débiles
Después, estudiaremos y resolveremos algunos problemas de equilibrio ácido-base
Por último, exploraremos algunos ejemplos comunes de ácidos y bases débiles

Si aún no tienes una idea general de lo que son los ácidos y las bases, consulta Ácidos y Bases para adquirir una comprensión básica.

Ionización de ácidos y bases débiles

Antes de entrar en los detalles del equilibrio ácido-base débil, vamos a considerar qué hace que un ácido o una base sean débiles y el equilibrio en las reacciones ácido-base débiles.

Losácidos débiles son ácidos que sólo se ionizan parcialmente en una solución acuosa.

Lasbases débiles son bases que sólo se ionizan parcialmente en una solución acuosa.

Esto difiere de los ácidos y bases fuertes, ¡que se ionizan completamente en soluciones acuosas!

Podemos encontrar una metáfora para visualizar esta ionización completa frente a la parcial en el contexto de las amistades.

Si tienes una amistad fuerte con alguien, puedes darle la mayor parte de tu confianza y aceptar muchos regalos de esa persona. Pero si tienes una relación más débil con alguien, puede que retengas la mayor parte de tu confianza y seas lento a la hora de aceptar regalos.
Del mismo modo, un ácido fuerte dona completamente todos sus protones ^H+, y una base fuerte acepta fácilmente todos los protones ^H+. Mientras que un ácido débil sólo dona algunos de sus protones ^H+, y una base débil sólo acepta algunos protones ^H+.

Aunque los ácidos y las bases débiles no mantienen una amistad, ¡sin duda mantienen "relaciones" químicas de cesión parcial de protones ^H+ o de aceptación de protones ^H+, respectivamente!

¿Cómo se forman los equilibrios ácido-base débiles?

Como los ácidos y las bases débiles no se ionizan completamente cuando reaccionan con el agua, la solución resultante es una mezcla de iones. Veamos un ejemplo de base débil para conceptualizarlo. Cuando el amoniaco reacciona con el agua, obtenemos la siguiente ecuación química:

$$NH_{3{(aq)}+H_{2}O_(l)}rightleftharpoons NH_{4{(aq)}^{+}+OH_(aq)}$$

En la solución acuosa, tendremos:

La base: NH3_.
El ion hidróxido: ^OH-.
El ácido conjugado: _NH4+^.

Como la reacción no se completa al 100%, nos quedan los iones y las especies de base unidas, ¡que crean un equilibrio dinámico! Esto significa que las moléculas de amoníaco aceptan iones de hidrógeno de las moléculas de agua y forman iones de hidróxido e iones de amonio, ¡al mismo ritmo que los iones de hidróxido donan iones de hidrógeno a los iones de amonio para reformar las moléculas de amoníaco y las moléculas de agua!

Intenta decir esa frase cinco veces deprisa... ¡seguro que es un trabalenguas! Si tienes dificultades para entender el equilibrio, ¡consulta Equilibrio dinámico y reacciones reversibles para refrescar la memoria!

Si los ácidos y las bases débiles no son ionizantes al 100%, ¿cómo sabemos hasta qué punto lo son? Pues bien, ¡ahí es donde entran en juego las ecuaciones y constantes de equilibrio! Dedicaremos tiempo a los ácidos y a las bases por separado, ya que cada uno de ellos es un concepto esencial.

Ecuación de equilibrio del ácido débil

Examinemos la ecuación y la constante generales de equilibrio del ácido débil. En una reacción de ácido débil, las moléculas de ácido acuoso, HA (aq), reaccionan con el agua líquida donando iones ^H+ al agua. Esta reacción forma iones hidronio acuosos y aniones acuosos, ^A-(aq).

La siguiente ecuación genérica puede representar la reacción del ácido débil:

$$HA_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons H_{3}O^{+}_{(aq)}+A^{-}_{(aq)}$$

Donde

HA = especie ácida.
^A- = base conjugada del ácido.

A partir de esta ecuación genérica, podemos construir la expresión de la constante de equilibrio , denominada constante de ionización del ácido, _Ka.

La constante de ionización del ácido,_Ka, representa la fuerza relativa de un ácido. La fuerza de un ácido viene determinada por el grado de disociación de un ácido en una solución acuosa.

$$$K_{a}=\frac{[H_{3}O^{+}][A^{-}]}{[HA]}$

Esta expresión de la constante de ionización del ácido nos revela dos cosas complementarias sobre la relación entre_Ka y la fuerza de un ácido.

cuantas más moléculas de ácido HA se disocien → mayor será el valor Ka → más fuerte será el ácido → menor será el pH
cuanto menos se disocian las moléculas de ácido HA → menor es el valor Ka → más débil es el ácido → mayor es el pH

Ten en cuenta que, en nuestro caso, "ionización" y "disociación" suelen utilizarse indistintamente. Pero para ser específicos

La ionización es el proceso específico que implica la formación de iones
La disociación es un término más general que implica la separación de una sustancia en moléculas más pequeñas, iones o átomos.

Veamos si has entendido bien estas ecuaciones hasta ahora.

Escribe la ecuación y la expresión de equilibrio de la reacción del ácido nitroso (_HNO2).

La respuesta está elaborada a continuación, pero ¡intenta hacerlo por ti mismo antes de consultarla!

Bien, sabemos que la ecuación genérica es: HA (aq) + _H2O(l) ⇌ ^H3O+(aq) + A-⁽aq) .

Así que, introduciendo el ácido nitroso en esto, deberíamos obtener _HNO2(aq) + _H2O(l) ⇌ ^H3O+(aq) + ^NO2-(aq)

Nota: utilizaremos los dos símbolos siguientes para representar los iones hidronio: ^H+ y ^H3O+.

Una vez que tengamos la ecuación correcta, podemos introducirlos en la expresión de_equilibrioKa.

$$K_{a}=\frac{[H^{+}][NO_{2}^{-}]}{[HNO_{2}]}$$

Ecuación de equilibrio de la base débil

Veamos ahora la ecuación de equilibrio de la base débil y la constante de ionización. En una reacción de base débil, las moléculas acuosas básicas, B (aq), reaccionan con el agua líquida aceptando los iones ^H+ del agua. Esto forma iones hidróxido acuosos, ^OH-, y ácido conjugado, ^BH+(aq).

La siguiente ecuación genérica puede representar esta reacción de base débil:

$$B_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons BH^{+}_{(aq)}+OH^{-}_{(aq)}$$

Donde

B = especie básica.
^BH+ = ácido conjugado de la base.

La constante de equilibrio de las bases débiles se conoce como constante de disociación de las bases,_Kb.

La constante de disociación de bases,_Kb, se refiere a la fuerza relativa de las bases, definida como el grado en que la base se disocia en una disolución acuosa.

La_Kb de una base débil se expresa mediante la ecuación

$$K_{b}=\frac{[BH^{+}][OH^{-}]}{[B]}$$

De forma similar a_Ka, esto nos muestra que cuanto más se ioniza la base (^BH+) → mayor es_Kb → ¡más fuerte es la base!

Se te proporcionarán las constantes de equilibrio_Ka y_Kb en los problemas. Debes saber cuándo utilizarlas, cómo escribir la expresión de la constante de equilibrio a partir de una ecuación química, ¡y qué te dicen las constantes de equilibrio!

Problemas de equilibrio ácido-base

Entonces, ¿en qué nos ayuda toda esta información sobre_Ka,_Kb y las reacciones de equilibrio? Normalmente se te pedirá que hagas una de estas tres cosas

Calcular el pH (o pOH) dada una concentración inicial de un ácido (o base) y_Ka (o_Kb)
Calcular_Ka (o_Kb) dada una concentración inicial de un ácido (o base) y pH (o pOH)
Calcula la concentración de iones ^H+ (u ^OH-) dada la concentración inicial de ácido (o base) y_Ka (o_Kb)

Considera este ejemplo de problema de ácido débil

¿Cuál es la concentración de iones hidronio y el pH de una disolución 0,010 M de ácido acético, _CH3COOH?

_Ka para el ácido acético es 1,8 x ^10-5. En otras palabras, calcula el pH ( logaritmo en base 10 de la concentración de iones hidronio) dada la concentración inicial de un ácido y_Ka.

Identifiquemos primero lo que nos han dado y lo que intentamos averiguar.

Nos han dado

_Kadel ácido acético como 1,8 x ^10-5
Laconcentración inicial de ácido acético es 0,010 M

Queremos hallar

Concentración de ^H3O+ en el equilibrio
pH del ácido acético

1. El primer paso es escribir la ecuación química equilibrada.

En este caso, sabemos que el ácido débil es el ácido acético, _CH3COOH, que reacciona con el agua para producir la base conjugada, ^CH3COO-, y los iones hidronio. Entonces

$$CH_{3}COOH_{(aq)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons CH3COO^{-}_{(aq)}+H_{3}O^{+}$$

2. A continuación, escribimos la expresión de la_{constante Ka},

$$1.8\cdot 10^{-5}=\frac{[H_{3}O^{+}][CH_{3COO^{-}}]}{[CH_{3}COOH]}$$

3. A continuación, ¡creamos una tabla ICE! (Observa que suprimimos la dimensión de la molaridad, M, y sólo trabajamos con los valores numéricos de nuestra tabla ICE):

Reacción	_CH3COOH(HA)	^CH3COO- (^A-)	^H3O+
Concentración inicial (I)	0.010	0*	0*
Cambio en la concentración (C)	-x	+x	+x
Equilibrio (E)	0.010 - x	x	x

Dediquemos algún tiempo a desentrañar cómo utilizar y rellenar esta tabla ICE. Podemos utilizarla para averiguar la concentración de ^H3O+.

Para la reacción inicial, (I): Sabemos que la concentración inicial de ácido acético es 0,010 M, y suponemos que las concentraciones iniciales de ^CH3COO- y _H3O+^soncero.
Para el cambio de concentración, (C): diremos que x es la cantidad de ácido que se disocia. Como el ácido acético se está disociando (experimenta una reducción de la concentración), utilizaremos, -x, para representar este cambio. Como la relación molar de ^CH3COO- y ^H3O+ es 1:1 podemos decir que [^CH3COO-] = [^H3O+], y como la concentración de estas especies está aumentando utilizamos el símbolo, +x, para representar el cambio en ambas.
En el equilibrio (E), sumamos las dos líneas "Concentración inicial (I)" y "Cambio en la concentración (C)" para obtener la línea "Equilibrio (E)". A continuación, colocamos estos valores en nuestra expresión de equilibrio.

¡4) A continuación, colocamos nuestros valores de concentración de equilibrio en nuestra expresión de constante de equilibrio y resolvemos para x! Esto nos dirá la concentración de ^H3O+.

$$1.8\cdot 10^{-5}=\frac{[x][x]}{[0.010-x]}=\frac{[x^{2}]}{[0.010-x]}$$

A partir de aquí, podemos utilizar la ecuación cuadrática para resolver x, O podemos suponer que, como el ácido débil sólo se ionizará ligeramente, ¡la concentración inicial de [HA] es aproximadamente la misma que su concentración de equilibrio!

Si hacemos esta suposición, entonces podemos decir que [0,010-x] ≈ [0,01]:

$$1.8\cdot 10^{-5}=\frac{x^{2}}{[0.010]}=\sqrt{1.8\cdot 10^{-5}(0.010)}$$

$$x=4,26\cdot 10^{-4}$$

Ahora, reinsertando la dimensión original de la molaridad, M, con la que trabajábamos al principio, encontramos que el cambio de concentración es

$$x=4,26\cdot 10^{-4}M$$

Las formas genéricas de estas ecuaciones que resulta útil memorizar son:

$$K_{a}=\frac{[H_{3}O^{+}]^{2}}[Concentración\ de HA]}$$

$$[H_{3}O^{+}]=\sqrt{K_{a}\cdot (Concentración de HA)}$$

Así que ahora sabemos que la concentración de iones hidronio para la ionización de ácido acético 0,01 M es de 4,26 x ^10-4M.

Esta suposición sólo puede hacerse cuando x (cambio en la concentración) es inferior al 5% de la concentración inicial, es decir

( x / concentración inicial de AH) x 100 < 5%. En este caso, x está en torno al 4%, por lo que podemos utilizar la ecuación simplificada. La mayoría de las preguntas caerán bajo este supuesto, ¡pero es importante saber justificar su uso con esta ecuación!

5) Por último, hallamos el pH utilizando la ecuación

$$pH=-log(H^{+})=-log(4.26\cdot 10^{-4})=3.37$$

También en este caso, insertamos en la fórmula del pH la concentración de iones hidronio para la ionización del ácido acético 0,01 M, 4,26 - ^10-4 M, utilizando sólo el valor numérico al suprimir la dimensión de la molaridad, M.

Puedes aplicar fácilmente estos cuatro pasos a cualquier problema de equilibrio de ácidos o bases débiles que te pida hallar el pH. Si estuvieras trabajando con una base débil, simplemente resolverías para_Kb y luego tendrías que hallar el pH a partir del valor de pOH, como se explicará con más detalle a continuación.

Nota: Dado que, 14 = pH + pOH, hallamos el valor del pH reordenando la ecuación a: pH = 14 - pOH.

El otro tipo de pregunta que se te planteará consiste en calcular_Ka (o_Kb) dada una concentración inicial de un ácido (o base) y un pH (o pOH).

Una disolución 0,73 M de amoníaco tiene un pH de 12,87. Determina la_Kb del amoníaco. En otras palabras, se nos pide que calculemos la constante de disociación de una base,_Kb, dada la concentración inicial de una base y el pH.

Nos han dado

pH del amoníaco 12,87
Concentración inicial de amoníaco 0,73 M

Queremos hallar

_Kb para el amoníaco

1) Escribe la ecuación química del amoníaco

$$NH_{3}(aq)} + H_{2}O_(l)} πrightleftharpoons NH_{4}(aq)}^{+} + OH^{-}_(aq)}$$

2) Podemos utilizar el pH del amoníaco para hallar la concentración de [^OH-]:

$$pOH=14-12.37=1.13$$

$$[OH^{-}]=10^{-1.13}=7.4\cdot 10^{-2}$$

Observa que en este último paso hemos utilizado la siguiente fórmula, [OH-^]= ^10-pOH, para hallar la concentración de iones hidróxido, ^OH-.

3) Creamos una tabla ICE, introduciendo el valor numérico, 7,4 x ^10-2, la concentración de iones hidróxido, para el cambio, x, y el valor numérico para la concentración inicial de amoníaco, 0,73 M.

Reacción	_NH3 (B)	^NH4+ (BH+)	^OH-
Concentración inicial (I)	0.73	0	0
Cambio en la concentración (C)	-7.4 x ^10-2	+7.4 x ^10-2	+7.4 x ^10-2
Equilibrio (E)	0.656	7.4 x ^10-2	7.4 x ^10-2

4) Introduciendo nuestros valores de equilibrio:

$$K_{b}=\frac{[NH_{4}^{+}][OH]}{[NH_{3}]}=\frac{[7.4\cdot 10^{-2}][7.4\cdot 10^{-2}]}{[0.656]}$$

$$K_{b}=8,3\cdot 10^{-3}$$

Aquí tienes un resumen de las ecuaciones importantes:

Tratar de encontrar	Ácido débil	Base Débil
[^H3O+]/[^OH-]	$$K_{a}=\frac{[H_{3}O^{+}]^{2}}[Concentración de HA]}$$ $$H_{3}O^{+}=cuadrado de K_{a} (Concentración de HA)}$$	$$K_{b}=\frac{[OH^{-}]^{2}}[Concentración de base]}$$ $$OH^-}=cuadrado{K_{b}}dot (Concentración de base)}$$
pH/pOH	$$pH=-log(H_{3}O^{+})$$	$$pOH=-log(OH^{-})$$ $$14-pOH=pH$$
_Ka/Kb	$$[H_{3}O^{+}]=10^{-pH}$$ $$K_{a}=\frac{[H_{3}O^{+}]^{2}}[Concentración de HA]}$$	$$[OH^{-}]=10^{-pOH}$$ $$K_{b}=\frac{[OH^{-}]^2}}[Concentración de la base]}$$

Ejemplos de ácidos y bases débiles

Ejemplos comunes:

Ácidos débiles

Ácido acético (_CH3COOH).
Ácido fórmico (HCOOH).
Ácido cianhídrico (HCN).

Bases débiles

Hidróxido de amonio (_NH4OH).
Anilina (_C6H5NH2).
Amoníaco (_NH3).

Equilibrios de ácidos y bases débiles - Puntos clave

Los Ácidos y Bases Débiles sólo se ionizan parcialmente
- el grado en que se ionizan se cuantifica mediante constantes de disociación
Los Ácidos Débiles pueden representarse mediante la ecuación genérica HA (aq) + _H2O(l) ⇌ ^H3O+(aq) + A-⁽aq), y la constante de equilibrio $K_{a} = \frac{[H_{3} O^{+}] [A^{-}]}{[HA]}$
Las Bases Débiles pueden representarse mediante la ecuación genérica B (aq) + _H2Ol) ⇌ ^BH+(aq) + ^OH-(aq) y la constante de equilibrio $K_{b} = \frac{[B H^{+}] [O H^{-}]}{[B]}$
Para hallar la concentración de ^H3O+ u ^OH-, puedes utilizar la ecuación $H_{3} O^{+} = \sqrt{K_{a} \cdot (C o n c e n t r a t i o n o f H A)}, o r f o r O H^{-} = \sqrt{K_{b} \cdot (C o n c e n t r a t i o n o f B a s e)}$

Tarjetas en Equilibrios de Ácidos y Bases Débiles 3

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Si un ácido débil reacciona con agua, ¿cuál de las siguientes opciones describe correctamente la especie que habrá en la solución?

el ácido, elion hidróxido, el ácido conjugado

¿Cuál de las siguientes es la base más débil?

agua_(Kb = 1,0 x 10 ^-14)

Cuanto ____ el valor Ka, ____ el pH, ___ ácido

más alto, más alto, más fuerte

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Preguntas frecuentes sobre Equilibrios de Ácidos y Bases Débiles

¿Qué es un equilibrio de ácido débil?

Un equilibrio de ácido débil se refiere a la situación en la que un ácido débil no se disocia completamente en una solución, existiendo una mezcla de ácido no disociado y sus iones.

¿Cómo se calcula el pH de un ácido débil?

Para calcular el pH de un ácido débil, utilizamos la constante de disociación ácida (Ka) y la concentración del ácido para hallar las concentraciones de H+ y luego aplicamos pH = -log[H+].

¿Qué es la constante de disociación ácida (Ka)?

La constante de disociación ácida (Ka) mide la fuerza de un ácido débil, indicando el grado en que se disocia en una solución. Cuanto mayor es el Ka, más fuerte es el ácido.

¿Cuál es la relación entre la fuerza de un ácido y su pKa?

La relación es inversa: un ácido fuerte tiene un pKa bajo y un ácido débil tiene un pKa alto. pKa es el logaritmo negativo de la constante de disociación ácida (Ka).

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