64 entradas a 25 °C con su equilibrio escrito, Ka, pKa, la especie conjugada y su Kb. Incluye calculadora de pH con control de la aproximación del 5 % y calculadora de disolución reguladora con Henderson-Hasselbalch.
Funciona con acentos o sin ellos y con nombres coloquiales: vinagre encuentra el ácido acético, lejía lleva al hipocloroso y vitamina c al ácido ascórbico.
64 de 64 especies
Elige una especie de la tabla e introduce su concentración molar. El cálculo resuelve el equilibrio completo y comprueba si la aproximación habitual, x = √(K·C), era admisible según la regla del 5 %.
Aproximación válida. La especie disociada representa menos del 5 % de la concentración inicial, así que suponer C − x ≈ C es correcto y el resultado coincide con el exacto en las cifras que se muestran.
Una disolución reguladora contiene a la vez un ácido débil y su base conjugada, y mantiene el pH casi constante frente a pequeñas adiciones de ácido o de base. Se calcula con la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
Dentro del rango útil. La proporción entre base y ácido está entre 1/10 y 10, de modo que el sistema tiene capacidad reguladora en ambos sentidos. La regulación es máxima cuando las dos concentraciones son iguales y el pH coincide con el pKa.
La ecuación usa concentraciones en el equilibrio y supone que ambas son bastante mayores que la cantidad disociada, algo razonable en tampones por encima de 0,01 M. Tampoco tiene en cuenta la fuerza iónica, que en disoluciones concentradas desplaza el pH unas décimas.
Qué mide cada constante, cómo se pasa de Ka a Kb y cómo se calcula un pH con criterio
Cuando un ácido HA se disuelve en agua se establece un equilibrio: parte de las moléculas ceden su protón al agua y parte permanecen sin disociar. La constante de acidez es la constante de ese equilibrio y mide hasta dónde llega la reacción.
Cuanto mayor es Ka, más desplazado hacia la derecha está el equilibrio y más fuerte es el ácido. Como los valores abarcan más de veinte órdenes de magnitud, resulta más cómodo trabajar con su logaritmo cambiado de signo: pKa = −log Ka. Ojo con la inversión de la escala: Ka grande = pKa pequeño = ácido fuerte. Una unidad de pKa equivale a un factor 10 en Ka.
Con las bases ocurre lo mismo, pero el equilibrio produce iones OH⁻ y la constante se llama Kb. Y como el agua puede actuar de las dos formas, ambas escalas están unidas por el producto iónico del agua: Ka · Kb = Kw = 1,0×10⁻¹⁴ a 25 °C, o en forma logarítmica pKa + pKb = 14. Esa es la razón de que en esta tabla cada fila muestre las cuatro cifras: conociendo una, las otras tres están determinadas.
| Familia | Rango típico de pKa | Rasgo característico | Ejemplo de referencia |
|---|---|---|---|
| Ácidos fuertes | menor que 0 | Disociación completa; su Ka no es medible en agua | HCl, HNO₃, HClO₄ |
| Ácidos débiles inorgánicos | 2 a 11 | Hidrácidos y oxácidos; más oxígenos, más acidez | HF (3,17), HClO (7,52) |
| Ácidos carboxílicos | 0,7 a 5 | Los sustituyentes electronegativos suben mucho la acidez | Acético (4,74), tricloroacético (0,66) |
| Ácidos polipróticos | escalonado | Cada constante sucesiva es varios órdenes menor que la anterior | H₃PO₄: 2,12 · 7,21 · 12,32 |
| Bases fuertes | — | Aportan OH⁻ directamente, sin equilibrio | NaOH, KOH, Ca(OH)₂ |
| Bases débiles | pKb de 3 a 14 | Aminas y compuestos con par libre disponible en el nitrógeno | NH₃ (pKb 4,74), anilina (pKb 9,42) |
| Bases conjugadas | pKb = 14 − pKa | Aniones de sales que dan disoluciones básicas al hidrolizarse | Acetato, carbonato, cianuro |
El par CO₂/HCO₃⁻ mantiene la sangre en torno a pH 7,4 y controla también la acidez de los océanos, que absorben CO₂ atmosférico. Es el ejemplo canónico de sistema regulador abierto, porque uno de los componentes es un gas.
El ácido cítrico (E-330) regula la acidez de bebidas y conservas gracias a sus tres pKa muy juntos, y el benzoato de sodio (E-211) solo actúa como conservante en medio ácido, donde predomina el ácido benzoico sin disociar.
El amoníaco de los limpiadores es una base débil (Kb 1,8×10⁻⁵) y el vinagre un ácido débil de pKa 4,74. Su reacción produce acetato de amonio, motivo por el que mezclarlos anula el efecto de ambos.
El ácido salicílico, de donde procede por esterificación el ácido acetilsalicílico, ilustra cómo el pKa determina la proporción entre forma neutra e ionizada de una molécula. Es un ejemplo de estructura química, no una indicación de uso.
Ka grande significa ácido fuerte: el equilibrio está muy desplazado hacia los productos y hay mucho H₃O⁺ en disolución. Con pKa pasa lo contrario, porque lleva el signo cambiado: pKa pequeño equivale a ácido fuerte. El ácido tricloroacético (pKa 0,66) es mucho más fuerte que el acético (pKa 4,74), y este a su vez es muchísimo más fuerte que el fenol (pKa 10,00).
Regla mental: la p de pKa «invierte» la escala, igual que el pH bajo indica mucha acidez.
Solo cuando la aproximación del 5 % es válida, es decir, cuando la cantidad disociada es pequeña frente a la concentración inicial. Esa expresión no es más que x = √(Ka·C) escrita en forma logarítmica. Falla con ácidos relativamente fuertes (Ka del orden de 10⁻² o mayor) y con disoluciones muy diluidas; la calculadora de esta página avisa en ambos casos.
Comprueba siempre el porcentaje después de calcular: si supera el 5 %, resuelve la ecuación de segundo grado.
Porque el segundo protón hay que arrancarlo de una especie que ya tiene carga negativa, y la atracción electrostática lo retiene con mucha más fuerza. La caída típica es de cuatro a seis órdenes de magnitud: en el ácido fosfórico se pasa de pKa 2,12 a 7,21 y de ahí a 12,32. En la práctica esto permite tratar cada disociación por separado y, para calcular el pH, quedarse solo con la primera.
Si Ka₁ es más de mil veces mayor que Ka₂, el pH queda determinado prácticamente por Ka₁ sola.
Porque sus iones pueden reaccionar con el agua. El acetato de sodio es básico porque el acetato es la base conjugada de un ácido débil (Kb 5,6×10⁻¹⁰); el cloruro de amonio es ácido porque el amonio es el ácido conjugado de una base débil (Ka 5,6×10⁻¹⁰); y el cloruro de sodio es neutro porque ni Na⁺ ni Cl⁻ reaccionan de forma apreciable. La regla es sencilla: sobrevive el ion que procede del compuesto débil.
Para una sal de ácido débil y base débil, se comparan Ka y Kb: manda la mayor.
Sí. Todas las constantes de esta tabla están medidas a 25 °C, que es la referencia habitual. Al variar la temperatura cambian tanto las Ka como el propio Kw: a 25 °C vale 1,0×10⁻¹⁴ y el punto neutro está en pH 7,00, mientras que a 37 °C Kw es mayor y el agua pura neutra tiene un pH próximo a 6,8. Neutro significa [H₃O⁺] = [OH⁻], no exactamente pH 7.
Indica siempre la temperatura al dar un valor de Ka: sin ella, el dato está incompleto.
¿Un ácido o una base? ¿Fuerte o débil? ¿Una sal que se hidroliza? ¿Una mezcla de ácido y base conjugada? Cada caso lleva a un procedimiento distinto, y equivocarse aquí invalida todo lo demás.
La disociación es completa: para un ácido, [H₃O⁺] = C y pH = −log C. Para una base, [OH⁻] = C (o 2·C en el Ca(OH)₂), pOH = −log [OH⁻] y pH = 14 − pOH.
Escribe las concentraciones iniciales, la variación (−x para el ácido, +x para los productos) y las del equilibrio. Sustituye en Ka = x²/(C − x) y obtendrás una ecuación con una sola incógnita.
Supón C − x ≈ C, calcula x = √(Ka·C) y mira qué porcentaje de C representa. Si es menor o igual al 5 %, la aproximación se acepta. Si no, resuelve x² + Ka·x − Ka·C = 0 con la fórmula cuadrática y quédate con la raíz positiva.
pH = −log [H₃O⁺]; si has calculado [OH⁻], pasa antes por pOH. Después pregúntate si el número tiene sentido: un ácido débil 0,1 M debe dar un pH entre 2 y 5, nunca negativo ni por encima de 7.
Los valores tabulados son a 25 °C. Fuera de esa temperatura cambian tanto las constantes como el punto neutro de la escala de pH.
Si la Ka tiene dos cifras, el pH no puede darse con cuatro decimales. En pH, las cifras significativas son las decimales, porque proceden de un logaritmo.
Con la Ka del ácido tienes la Kb de su conjugado sin buscarla en ninguna tabla. Basta dividir 1,0×10⁻¹⁴ entre Ka, o restar el pKa de 14.
Para trabajar a un pH dado, busca un par conjugado con pKa cercano: el rango útil es pKa ± 1 y la capacidad reguladora es máxima cuando pH = pKa.
El contenido cubre la química de secundaria y preparatoria (educación media superior), los temas de equilibrio ácido-base que suelen entrar en un examen de admisión universitaria y la asignatura de química general de los primeros cursos de grado. Las filas de ácidos fuertes, ácidos débiles monopróticos y bases débiles bastan para el nivel preuniversitario; los polipróticos con sus constantes sucesivas y los cálculos de tampones corresponden ya a química general universitaria y al laboratorio de análisis.
Las constantes están dadas a 25 °C con dos cifras significativas, que es la precisión con la que coinciden las fuentes de referencia habituales. Si tu libro de texto usa un valor ligeramente distinto, el pH resultante variará como mucho en unas centésimas: lo importante es indicar siempre qué valor has empleado.