ácidos débiles y constantes de disociación mapa mental

Comprender el tema

Los ácidos débiles solo se disocian parcialmente en agua, estableciendo un equilibrio entre el ácido sin disociar y sus iones. La constante de acidez Ka cuantifica esa disociación, y el pKa permite comparar la fuerza de distintos ácidos. Este esquema explica el concepto, ejemplos habituales como el ácido acético, el equilibrio, el cálculo del pH y la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

Diferencia entre ácidos fuertes y débiles
Los ácidos fuertes, como el clorhídrico, el nítrico o el sulfúrico, se disocian prácticamente por completo en agua, de modo que la reacción no puede describirse con una constante de equilibrio significativa. Los ácidos débiles, en cambio, alcanzan un equilibrio en el que coexisten el ácido sin disociar y sus iones, y solo una pequeña fracción de las moléculas cede un protón. Esta diferencia explica por qué una disolución 0,1 M de ácido clorhídrico tiene un pH muy inferior a una disolución 0,1 M de ácido acético, aunque ambas tengan la misma concentración analítica. La fuerza ácida es, por tanto, una propiedad del equilibrio, no de la concentración ni de la peligrosidad de la sustancia.

La constante Ka y el pKa
Para un ácido débil HA, la disociación en agua es HA + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺, y su constante de acidez es Ka = [A⁻][H₃O⁺]/[HA]. Como los valores de Ka suelen ser muy pequeños y abarcan varios órdenes de magnitud, se usa el pKa, definido como el logaritmo negativo de Ka. Un pKa bajo corresponde a un ácido fuerte, y un pKa alto a un ácido débil. Por ejemplo, el ácido acético tiene un pKa cercano a 4,8, mientras que el ácido clorhídrico, considerado fuerte, no se describe con un pKa comparable en disolución acuosa. Conviene recordar que Ka varía con la temperatura, por lo que los valores tabulados se refieren a condiciones concretas, normalmente 25 °C.

Cálculo del pH y aproximaciones
Para calcular el pH de un ácido débil de concentración C, se plantea el equilibrio y se obtiene [H₃O⁺] = √(Ka·C) cuando el grado de disociación es pequeño, es decir, cuando Ka es mucho menor que C. Esta aproximación simplifica mucho los cálculos, pero debe comprobarse: si el porcentaje de ionización resulta elevado, hay que resolver la ecuación de segundo grado completa. También debe tenerse en cuenta el autoionización del agua, que solo resulta relevante en disoluciones muy diluidas de ácidos muy débiles. Un error frecuente es aplicar la fórmula de los ácidos fuertes, [H⁺] = C, a un ácido débil, lo que da un pH demasiado bajo.

Tampones y Henderson-Hasselbalch
La ecuación de Henderson-Hasselbalch, pH = pKa + log([A⁻]/[HA]), relaciona el pH de una disolución con el pKa del ácido y la proporción entre la forma disociada y la no disociada. Es especialmente útil para las disoluciones tampón, que contienen un ácido débil y su base conjugada y resisten cambios de pH al añadir pequeñas cantidades de ácido o base. La capacidad tampón es máxima cuando las concentraciones de ambas formas son iguales, situación en la que el pH coincide con el pKa. Un ejemplo biológico relevante es el sistema bicarbonato/carbonico, que interviene en la regulación del pH de la sangre, aunque su análisis completo requiere considerar también el equilibrio con el CO₂ disuelto.