Ácidos y bases fuertes y débiles

¿Qué cambia entre un ácido fuerte y un ácido débil?

La fuerza no es el tamaño del frasco ni lo corrosivo que se vea. Es la medida en que el ácido se ioniza en agua. A la misma concentración, el más fuerte suelta más ion hidronio. La lista corta de los que lo hacen casi al cien por ciento cabe en seis fórmulas. El resto, aunque se llame ácido, deja un equilibrio con muchas moléculas enteras. Las bases se clasifican con la misma idea, mirando cuánto hidróxido aparece. ¹

La reacción de un ácido $\mathrm{HA}$ con agua es

$$\mathrm{HA(ac) + H_2O(l) \rightleftharpoons H_3O^+(ac) + A^-(ac)}$$

Un ácido fuerte produce el 100 %, o muy cerca, de hidronio y de $\mathrm{A^-}$. Su concentración de $\mathrm{HA}$ queda esencialmente en cero. Una figura del capítulo enumera seis ácidos fuertes comunes: perclórico $\mathrm{HClO_4}$, clorhídrico $\mathrm{HCl}$, bromhídrico $\mathrm{HBr}$, yodhídrico $\mathrm{HI}$, nítrico $\mathrm{HNO_3}$ y sulfúrico $\mathrm{H_2SO_4}$. Esos seis están disociados por completo en disolución acuosa. Sus bases conjugadas son más débiles que el agua, así que no le arrebatan el protón de vuelta. ^{1 3}

Un ácido débil da solo una cantidad pequeña de iones. En el equilibrio hay hidronio, la base conjugada y, en la mayor concentración, el ácido que nunca se ionizó. El ácido acético, $\mathrm{CH_3CO_2H}$, es el caso de trabajo: al agregarlo al agua se ioniza poco, la mezcla sigue dinámica (unas moléculas donan el protón y otras se rehacen) y la forma molecular domina. Su constante de ionización ácida es $1{,}8 \times 10^{-5}$. El papel de pH de una disolución $0{,}1\ \mathrm{M}$ de clorhídrico marca pH 1, con $[\mathrm{H_3O^+}] = 0{,}1\ \mathrm{M}$, porque el ácido está ionizado por completo. La disolución $0{,}1\ \mathrm{M}$ de acético marca pH 3, con $[\mathrm{H_3O^+}] = 0{,}001\ \mathrm{M}$, porque solo una parte se ionizó. El acético es además el ingrediente principal del vinagre y por eso el vinagre sabe agrio. ⁴

La constante de ese equilibrio se llama constante de ionización ácida, $K_{\mathrm{a}}$. Un ácido más fuerte tiene una $K_{\mathrm{a}}$ mayor. Otra medida es el porcentaje de ionización: la concentración del ácido ya ionizado, leída como $[\mathrm{H_3O^+}]$ en el equilibrio, dividida entre la concentración inicial del ácido, y eso por 100. El porcentaje depende de la concentración inicial, no solo de la constante. ²

$$\dfrac{[\mathrm{H_3O^+}]_{\mathrm{eq}}}{[\mathrm{HA}]_0} \times 100$$

Las bases se ordenan por su tendencia a formar hidróxido. La reacción es

$$\mathrm{B(ac) + H_2O(l) \rightleftharpoons HB^+(ac) + OH^-(ac)}$$

El agua es aquí el ácido, $\mathrm{HB^+}$ es el ácido conjugado de la base y el hidróxido es la base conjugada del agua. Una base fuerte produce el 100 %, o muy cerca, de hidróxido y de $\mathrm{HB^+}$. La misma figura lista seis bases fuertes: hidróxido de litio, de sodio, de potasio, de calcio, de estroncio y de bario. Los hidróxidos iónicos solubles, como el $\mathrm{NaOH}$, se cuentan como bases fuertes porque se disocian por completo al disolverse. Una base débil produce solo una proporción pequeña de hidróxido y deja la base sin reaccionar como especie mayoritaria. Su constante es $K_{\mathrm{b}}$, y también crece con la fuerza. Una disolución $0{,}1\ \mathrm{M}$ de amoniaco es débilmente básica. Una $0{,}1\ \mathrm{M}$ de $\mathrm{NaOH}$ no: el hidróxido de sodio es base fuerte. ^{1 2}

Si sumas la ionización del ácido y la de su base conjugada, recuperas la autoionización del agua. Por eso $K_{\mathrm{a}} \times K_{\mathrm{b}} = K_{\mathrm{w}}$. El ácido acético tiene $K_{\mathrm{a}} = 1{,}8 \times 10^{-5}$ y su base conjugada, el acetato, tiene $K_{\mathrm{b}} = 5{,}6 \times 10^{-10}$. El producto es el $K_{\mathrm{w}}$ de $25\ ^\circ\mathrm{C}$. Un ácido fuerte deja una base conjugada muy débil. Un ácido débil deja una base conjugada más fuerte. Si la base conjugada es fuerte, se queda con el protón y el ácido casi no se ioniza. Si es débil, el agua retiene mejor el protón y el ácido se ioniza. ^{3 4}

En agua, el clorhídrico, el bromhídrico y el yodhídrico se ven igual de fuertes. El agua es una base tan fuerte frente a $\mathrm{Cl^-}$, $\mathrm{Br^-}$ e $\mathrm{I^-}$ que la ionización queda completa. No se puede distinguirlos: es el efecto nivelador. En un disolvente menos básico, como el etanol, la ionización crece en el orden $\mathrm{HCl < HBr < HI}$. El orden de acidez de esos hidrácidos en la comparación más amplia es $\mathrm{HF < HCl < HBr < HI}$. El fluorhídrico es el débil del grupo. A lo largo del periodo, la acidez crece así: $\mathrm{CH_4 < NH_3 < H_2O < HF}$. ⁵

La figura pone al sulfúrico entre los seis ácidos fuertes. Más adelante el mismo capítulo trata al ion $\mathrm{HSO_4^-}$ como ácido débil, el que aparece en algunos limpiadores. La primera cesión del protón y la del ion que queda no son el mismo equilibrio. Para el examen, "ácido sulfúrico" entra en la lista de los fuertes. El ion $\mathrm{HSO_4^-}$ no se marca como si fuera el ácido fuerte de esa lista. ^{1 4}

Cómo se escribe cada teoría está en Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis. El número que sale de estas concentraciones está en el cálculo del pH.

Ideas clave

• Fuerte. Se ioniza casi al 100 % en agua. Ácidos: $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HNO_3}$, $\mathrm{H_2SO_4}$. Bases: $\mathrm{LiOH}$, $\mathrm{NaOH}$, $\mathrm{KOH}$, $\mathrm{Ca(OH)_2}$, $\mathrm{Sr(OH)_2}$, $\mathrm{Ba(OH)_2}$. ¹
• Débil. Solo una fracción se ioniza. Predomina la forma sin ionizar. El acético tiene $K_{\mathrm{a}} = 1{,}8 \times 10^{-5}$. ⁴
• Constantes. Mayor $K_{\mathrm{a}}$ o mayor $K_{\mathrm{b}}$, mayor fuerza, a la misma concentración. El porcentaje de ionización usa la concentración inicial. ²
• Pares. Ácido fuerte, base conjugada muy débil. $K_{\mathrm{a}} \times K_{\mathrm{b}} = K_{\mathrm{w}}$. ³
• Nivelación. En agua, $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$ e $\mathrm{HI}$ se ven iguales. El fluorhídrico es más débil que ellos. ⁵

Ejemplos resueltos

Porcentaje con datos propios

Un ácido débil está a $0{,}20\ \mathrm{M}$ y en el equilibrio $[\mathrm{H_3O^+}] = 4{,}0 \times 10^{-3}\ \mathrm{M}$.

1. El porcentaje es la concentración ionizada entre la inicial, por 100. ²
2. $\dfrac{4{,}0 \times 10^{-3}}{0{,}20} \times 100 = 2{,}0\ \%$.
3. El 98 % sigue como molécula. Por eso es débil, aunque la disolución sea $0{,}20\ \mathrm{M}$.
4. No compares este porcentaje con el de otra concentración y concluyas que cambió la constante. El porcentaje depende de la inicial. ²

Par conjugado inventado

Supón $K_{\mathrm{a}} = 2{,}0 \times 10^{-6}$ para un ácido débil, a $25\ ^\circ\mathrm{C}$, con $K_{\mathrm{w}} = 1{,}0 \times 10^{-14}$.

1. La base conjugada cumple $K_{\mathrm{b}} = K_{\mathrm{w}} / K_{\mathrm{a}}$. ³
2. $K_{\mathrm{b}} = \dfrac{1{,}0 \times 10^{-14}}{2{,}0 \times 10^{-6}} = 5{,}0 \times 10^{-9}$.
3. $K_{\mathrm{a}}$ es pequeña: el ácido es débil. Su base conjugada no es "fuerte" en la lista de los hidróxidos. Solo es más fuerte que la conjugada de un ácido que se ioniza por completo. ¹
4. El producto de las dos constantes vuelve a $1{,}0 \times 10^{-14}$.

Dos vasos a la misma concentración

1. En el vaso de clorhídrico $0{,}1\ \mathrm{M}$ el papel marca pH 1. Todo el ácido se volvió hidronio. ⁴
2. En el de acético $0{,}1\ \mathrm{M}$ el papel marca pH 3. Hay cien veces menos hidronio que moles de ácido puestos.
3. Los dos son ácidos. Solo uno es fuerte. La concentración inicial era la misma. ¹
4. Si un foco brilla en el primero y casi no en el segundo, la lectura es esa: ionización completa frente a ionización parcial. No es que uno "no sea ácido".

Errores comunes

Meter al fluorhídrico en el par de ácidos fuertes junto al clorhídrico. El orden del grupo es $\mathrm{HF < HCl < HBr < HI}$, y el fluorhídrico es el débil. Un par de fuertes del examen es clorhídrico con nítrico, los dos de la lista de seis. ^{5 1}

Contar el hidróxido de sodio como ácido fuerte porque es "fuerte". Es una de las seis bases fuertes. Al lado de un ácido, en un par, rompe la consigna "solo ácidos". ¹

Igualar fuerte con concentrado. El acético $0{,}1\ \mathrm{M}$ y el clorhídrico $0{,}1\ \mathrm{M}$ tienen la misma concentración y fuerzas distintas. El papel lo enseña: pH 3 contra pH 1. ⁴

Cómo lo pregunta el examen

Un reactivo compara un foco en clorhídrico y en acético, a la misma concentración. El primero brilla y el segundo apenas enciende. El clorhídrico es fuerte y se ioniza por completo. El acético es débil y se ioniza en parte. No concluyas que el acético es neutro. ^{4 1}

El hueco de un ácido débil, con el carbónico como ejemplo del enunciado, pide una ionización que no es total. Estas fichas no nombran al carbónico en la lista de constantes. Lo que sí queda dicho es la regla: el débil se ioniza solo en parte y deja pocos iones. ⁴

En el par "solo ácidos fuertes", sirven dos de la lista de seis, por ejemplo clorhídrico y nítrico. Se cae el par que mezcla clorhídrico con fluorhídrico, el que mezcla nítrico con acético y el que junta sulfúrico con hidróxido de sodio, porque ese último no es un par de ácidos. ^{1 5}

Resumen

• Fuerte: ionización casi completa en agua. Débil: ionización parcial y muchas moléculas enteras. ^{1 4}
• Seis ácidos fuertes: perclórico, clorhídrico, bromhídrico, yodhídrico, nítrico y sulfúrico. ¹
• Seis bases fuertes: los hidróxidos de litio, sodio, potasio, calcio, estroncio y bario. ¹
• $K_{\mathrm{a}}$ y $K_{\mathrm{b}}$ crecen con la fuerza. Su producto, en un par conjugado, es $K_{\mathrm{w}}$. ^{2 3}
• En agua no se distinguen $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$ e $\mathrm{HI}$. El fluorhídrico es más débil. ⁵