⚛️Todo lo que necesitas saber sobre el tema de ÁCIDO BASE para preparar la selectividad y PCE⚗️

¡Ácido-Base (transferencia de protones): Lo que tienes que tener clarísimo para la PAU/PCE!

Cuando te enfrentas a un problema de ácido-base, lo más complicado suele ser saber cómo encajarlo: ¿estoy ante una disolución ácida o básica?, ¿es un ácido fuerte o débil?, ¿hidroliza o no hidroliza?, ¿qué son las sales?, ¿uso el pH o la Ka? 😵‍💫

En este post de nuestra serie para la Selectividad de Química, vas a encontrar todo lo que necesitas para entender y resolver problemas de ácido-base sin perderte en el intento. Te ayudaremos a reconocer fácilmente si estás ante un ácido, una base o una sal, a aplicar la fórmula adecuada en cada situación y a esquivar esos errores típicos que suelen costar puntos valiosos en el examen.

También repasaremos conceptos como pKa, Kw o hidrólisis de sales con ejemplos clave, te daremos trucos que funcionan en el examen y te ayudaremos a ver con claridad qué hacer en cada tipo de ejercicio.

Llevamos años viendo cómo este tema se atraganta y por eso queremos que lo veas claro de una vez por todas. Y si puedes entenderlo sin memorizar como un robot, mucho mejor. 💥

⚛️¿Qué es un ácido? ¿y una base?

1. Teoría de Arrhenius (la más clásica)

• • Ácido: sustancia que libera H⁺ (protones) en disolución acuosa.

  • Base: sustancia que libera OH⁻ (iones hidroxilo) en disolución acuosa.

✅ Ejemplo:

• • Ácido → HCl → H⁺ + Cl⁻

  • Base → NaOH → Na⁺ + OH⁻

❗ Limitación: solo funciona en disoluciones acuosas y no explica sustancias como el amoníaco (NH₃), que es una base pero no tiene OH⁻.

2. Teoría de Brønsted-Lowry (más general)

• Ácido: sustancia que dona un protón (H⁺).

• Base: sustancia que acepta un protón (H⁺).

✅ Ejemplo: HCl + H₂O → Cl⁻ + H₃O⁺

• HCl es el ácido (cede H⁺), H₂O es la base (acepta H⁺)

🧠 Esta teoría explica muchos más casos e incluye en concepto de ácido/base conjugada.

3. Teoría de Lewis (la más amplia)

• Ácido: sustancia que acepta un par de electrones.

• Base: sustancia que cede un par de electrones.

✅ Ejemplo: NH₃ + BF₃ → F₃B←NH₃

• NH₃ es la base (cede un par de e⁻), BF₃ es el ácido (los acepta)

💡 Esta definición incluye reacciones sin H⁺, como muchas reacciones orgánicas y complejos metálicos.

⚛️Pares ácido/base conjugados

Para que exista un ácido que cede protones debe haber una base que los capte.

Cuando una sustancia actúa como ácido o base, siempre forma lo que se llama su par conjugado:

• Si un ácido pierde un H⁺, se convierte en su base conjugada.
• Si una base gana un H⁺, se convierte en su ácido conjugado.

Ácido 1 + Base 2 ⇌ Base conjugada 1 + Ácido conjugado 2

HCl + H₂O → Cl⁻ + H₃O⁺

Par ácido/base conjugada: HCl / Cl⁻

Par base/ ácido conjugado: H₂O / H₃O⁺

⚛️Ácidos y bases fuertes: ¡apréndetelos!

Aquí tienes una lista de los ácidos y bases fuertes más comunes, los que más suelen aparecer en los exámenes.

🎯 ¿Tienes que aprendértelos de memoria? Lo más recomendable es que sí, así no te pillan por sorpresa. Pero hay un truco: si en un problema no te dan ni te piden la Ka o la Kb, es porque esa sustancia es fuerte y se disocia completamente.
➡️ En ese caso, no hay equilibrio, y la flecha va solo en un sentido (→), ¡eso te da una pista clave!

⚛️Ácidos y bases débiles

 A diferencia de los fuertes, los ácidos y bases débiles no se disocian completamente, sino parcialmente, y eso lo cambia todo: aquí sí se forma un equilibrio (⇌) y sí entra en juego la Ka o la Kb.

Por eso, si en un ejercicio te dan (o te piden) la Ka o la Kb… ya sabes que estás ante una sustancia débil.

🧪 Ejemplos típicos que debes reconocer como débiles:

• Ácidos débiles: HF, CH₃COOH (ácido acético), H₂CO₃…
• Bases débiles: NH₃, CH₃NH₂, aniones de ácidos débiles como F⁻ o CN⁻…

⚛️ Producto iónico del agua y pH

Una parte clave del tema ácido-base es entender bien el producto iónico del agua (Kw). Apúntate esta fórmula porque es fundamental para cualquier ejercicio de pH y pOH:

🧪 Kw = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 10⁻¹⁴ (a 25 ºC)

Esto te permite saber si una disolución es:

🟢 Neutra: [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M

🔴 Ácida: [H₃O⁺] > 10⁻⁷ M y [OH⁻] < 10⁻⁷ M

🔵 Básica: [H₃O⁺] < 10⁻⁷ M y [OH⁻] > 10⁻⁷ M

Este equilibrio está siempre presente en agua, aunque no lo veas. Por eso, si conoces una de las concentraciones, puedes calcular la otra usando Kw.

⚛️ ¿Qué son el pH y el pOH?

El pH y el pOH son formas de expresar cuán ácida o básica es una disolución, pero en vez de trabajar con concentraciones pequeñísimas (como 10⁻⁵ M, 10⁻⁸ M…), usamos una escala logarítmica mucho más manejable.

• El pH mide la concentración de iones H₃O⁺ (protones) en la disolución.
• El pOH mide la concentración de iones OH⁻ (hidroxilo).

🧪 Cuanto más bajo es el pH, más ácida es la disolución.
🧪 Cuanto más bajo es el pOH, más básica es.

Las fórmulas para calcularlos son: 

• pH = –log [H₃O⁺]     
• pOH = –log [OH⁻]

Y sus inversas:

• [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ
• [OH⁻] = 10⁻ᵖᴼᴴ
• Y por si lo olvidabas…
  pH + pOH = 14

⚛️ Escala de pH

• pH= 7 solución neutra
• pH < 7 solución ácida
• pH > 7 solución básica

⚛️ Constantes de acidez y de basicidad

Cuando trabajamos con ácidos y bases débiles, su disociación no es total, así que necesitamos una forma de medir cuánto se disocian. Ahí es donde entran las constantes Ka y Kb:

• Ka (constante de acidez) mide cuánto se disocia un ácido débil en equilibrio.

• Kb (constante de basicidad) hace lo mismo, pero para una base débil.

👀 Observa que cuanto más desplazado hacia la derecha este el equilibrio más grande serán Ka y Kb. Es decir a mayor Ka mayor fortaleza del ácido y a mayor Kb mayor fortaleza de la base.

⚛️ ¿Qué son pKa y pKb?

Las constantes Ka y Kb nos indican la fuerza de un ácido o una base débil, pero al igual que ocurre con las concentraciones en el pH, los valores suelen ser muy pequeños (como 10⁻⁵, 10⁻⁸, etc.). Por eso, en lugar de trabajar con esos números tan incómodos, usamos su versión logarítmica:

• pKa = –log Ka
• pKb = –log Kb

También podemos trabajar con sus inversas y obtener el valor de Ka y Kb si nos dan las pK.

• Ka = 10⁻ᵖᴷᵃ
• Kb = 10⁻ᵖᴷᵇ

Importante: 

👀 Observa que cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.

👀 La relaciónKa⋅Kb=Kw implica que a un mayor valor de Ka, correspondiente a un ácido relativamente fuerte, le sigue un menor Kb para su base conjugada, señalando una base débil. Inversamente, ácidos débiles se asocian a bases conjugadas fuertes. Este principio es recíproco para bases y sus ácidos conjugados.

Además, recuerda que se relacionan con el agua y el equilibrio ácido-base:

• Ka · Kb = 10⁻¹⁴

• pKa + pKb = 14

⚛️ Hidrólisis de sales: ¿neutras, ácidas o básicas?

Cuando un ácido reacciona con una base, se forma una sal. Pero no todas las sales son neutras. Algunas pueden alterar el pH del medio, dependiendo del tipo de ácido y base que les dio origen.

Aquí tienes la guía definitiva para no confundirte:

• NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₃ + H₃O⁺ (pH ácido)
• CN⁻ + H₂O ↔ HCN + OH⁻ (pH básico)

⚛️ Neutralización: ácido + base → sal + agua

La reacción típica entre un ácido y una base da lugar a una sal y, en la mayoría de los casos, agua.

🧪 La fórmula general es: ÁCIDO + BASE → SAL + AGUA

Pero ¡ojo!, para que se forme agua, debe haber oxígeno en la base (normalmente como OH⁻). Si la base no tiene oxígeno, como el NH₃, no se forma agua, aunque sí se forme sal.

Ejemplos típicos que debes reconocer:
✅ HCl + NaOH → NaCl + H₂O

✅ 2 HCl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2 H₂O

✅ CH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O

❌ HCl + NH₃ → NH₄Cl (no se forma agua)

✅ 2 CH₃COOH + Ca(OH)₂ → (CH₃COO)₂Ca + 2 H₂O

✅ 3 HCl + Al(OH)₃ → AlCl₃ + 3 H₂O

👀 Fíjate bien en la proporción de moles (¡no siempre es 1:1!) y en si se forma agua o no.

👀 Y no olvides que la naturaleza de la sal final puede influir en el pH, incluso si los moles estaban en proporciones exactas.

👀 En las volumetrías es muy impotante que tengas en cuenta el volumen total a la hora de hacer cálculos, que será la suma del volumen del ácido y el de la base.

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