Ácidos fuertes y débiles

A una concentración de 0.100 M, el ácido clorhídrico está totalmente ionizado y tiene pH 1.00, mientras que el ácido acético solo ha cedido el 1.3% de sus protones y tiene pH 2.87.

El ácido clorhídrico y el vinagre son ácidos, pero nadie cocina con ácido clorhídrico. La diferencia no es solo cuánto ácido hay en la botella. Incluso a la misma concentración, algunos ácidos ceden sus protones casi por completo y otros conservan la mayoría. Los químicos llaman ácidos fuertes a los primeros y ácidos débiles a los segundos. La fuerza describe en qué medida se ioniza el ácido en agua; la concentración indica cuánto ácido está disuelto. Son ideas distintas, y un ácido fuerte diluido puede ser menos ácido que uno débil concentrado.

Los ácidos fuertes se ionizan por completo

OpenStax enumera seis ácidos fuertes comunes: ácido perclórico HClO₄, ácido clorhídrico HCl, ácido bromhídrico HBr, ácido yodhídrico HI, ácido nítrico HNO₃ y ácido sulfúrico H₂SO₄. En ácidos fuertes monopróticos como HCl, la ionización es prácticamente completa en solución diluida, por lo que [H₃O⁺] es aproximadamente la concentración del ácido. El ácido sulfúrico pierde su primer protón prácticamente por completo, pero su segunda ionización es un equilibrio que puede aportar más H₃O⁺. Una solución 0.100 M de HCl tiene [H₃O⁺] = 0.100 M y pH 1.00; una solución 0.0010 M tiene pH 3.00. Las seis bases fuertes comunes son los hidróxidos de litio, sodio, potasio, calcio, estroncio y bario, que liberan completamente sus OH⁻.

Los ácidos débiles y Ka

La mayoría de los ácidos son débiles. El ácido acético, presente en el vinagre, establece un equilibrio en agua: CH₃COOH + H₂O ⇌ H₃O⁺ + CH₃COO⁻. Su fuerza se mide mediante la constante de ionización ácida, Ka = [H₃O⁺][CH₃COO⁻] / [CH₃COOH]. Para el ácido acético, Ka = 1.8 × 10⁻⁵, por lo que pKa = 4.74; PubChem indica un pKa medido de 4.76 a 25 °C. El ácido fórmico es unas diez veces más fuerte, con Ka = 1.8 × 10⁻⁴. Cuanto mayor es Ka, más fuerte es el ácido.

Para hallar el pH de un ácido débil, hay que resolver el equilibrio. En ácido acético 0.100 M, sea x la cantidad que se ioniza: x² / (0.100 − x) = 1.8 × 10⁻⁵. Como x es pequeño, x² ≈ 1.8 × 10⁻⁶ y x ≈ 1.3 × 10⁻³ M. El pH es 2.87 y el porcentaje de ionización es (1.3 × 10⁻³ / 0.100) × 100 = 1.3%. Solo una molécula de cada setenta y cinco, aproximadamente, ha cedido su protón; el laboratorio lo representa como una molécula separada de cada cien. Resolver la ecuación sin la aproximación de x pequeño da un pH de 2.88, y el laboratorio usa esa solución exacta.

La dilución cambia el porcentaje

Reduce la concentración de ácido acético en el laboratorio. A 0.010 M se ioniza alrededor del 4.2%, y a 0.0010 M, alrededor del 12.5%. Ka no cambia, pero el porcentaje de ionización crece al diluir el ácido, porque el equilibrio se desplaza hacia el lado con más partículas. Un ácido fuerte se mantiene en el 100% a cualquier concentración. Por eso el porcentaje de ionización no es una propiedad fija del ácido, mientras que Ka sí lo es.

Las bases débiles funcionan del mismo modo, con una constante de ionización básica, Kb. El amoníaco toma un protón del agua y forma NH₄⁺ y OH⁻, con Kb = 1.8 × 10⁻⁵. PubChem indica un pH de 11.1 para amoníaco 0.1 N, muy por debajo del 13 de una base fuerte a la misma concentración.