Ácidos y bases en la EVAU: pH, neutralización y problemas resueltos
Los ácidos y las bases son uno de los bloques de química que más aparecen en la selectividad. No es solo teoría: en la EVAU tienes que saber calcular pH, resolver titulaciones y entender qué está pasando en cada reacción. Si llevas esto bien trabajado, te llevas puntos seguros.
Y mira, este tema tiene fama de difícil, pero la mayor parte de los errores vienen de un par de confusiones que se repiten siempre. Aquí te lo dejamos claro de una vez.
Lo esencial
- Hay tres teorías ácido-base y necesitas saber cuándo usa la EVAU cada una
- El cálculo de pH cambia según sea ácido fuerte, débil o una mezcla tras neutralización
- pKa bajo = ácido fuerte (truco que te salva de confundirte en el examen)
- Las soluciones tampón entran en selectividad con más frecuencia de lo que parece
Las tres teorías ácido-base: Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis
A ver, esto es lo primero que tienes que tener claro. Hay tres teorías y no son intercambiables. Cada una explica cosas distintas.
Arrhenius es la más antigua y la más limitada. Un ácido es lo que libera H⁺ en agua, y una base lo que libera OH⁻. Punto. Funciona bien para casos sencillos como el HCl o el NaOH, pero se queda corta en cuanto sales de soluciones acuosas.
Brønsted-Lowry amplía esto: un ácido es un donador de protones (H⁺) y una base es un aceptor de protones. Con esta teoría aparece el concepto de par ácido-base conjugado, que la EVAU pregunta bastante. Si el ácido es el CH₃COOH (ácido acético), su base conjugada es el CH₃COO⁻.
Lewis va más lejos todavía. Aquí ya no hablamos de protones: un ácido es un aceptor de pares de electrones y una base es un donador. Esta teoría se usa menos en los problemas numéricos de selectividad, pero puede aparecer en preguntas teóricas.
¿Cuándo usa cuál la EVAU?
| Teoría | Cuándo la pide el examen |
|---|---|
| Arrhenius | Definición básica, casos en agua |
| Brønsted-Lowry | Pares ácido-base conjugados, anfóteros |
| Lewis | Preguntas teóricas, complejos metálicos |
Lo que pasa es que el 80% de los problemas numéricos de bachillerato van con Brønsted-Lowry sin decirlo explícitamente. Apréndetela bien.
Cómo calcular el pH paso a paso
La fórmula base es: pH = -log[H⁺]
Parece simple, y para ácidos fuertes lo es. Pero hay tres situaciones distintas y cada una se resuelve diferente.
pH de un ácido fuerte
Un ácido fuerte se disocia completamente. Si tienes HCl 0,01 M, la concentración de H⁺ es directamente 0,01 M.
pH = -log(0,01) = 2
Así de fácil. No hay más vuelta de hoja.
pH de un ácido débil (con Ka)
Aquí viene lo que nadie te cuenta antes del examen: tienes que plantear el equilibrio de disociación.
Para un ácido débil HA:
HA ⇌ H⁺ + A⁻
La constante de acidez es: Ka = [H⁺]·[A⁻] / [HA]
Si la disociación es pequeña (lo que ocurre con ácidos débiles), puedes aproximar [HA] ≈ concentración inicial (C). Entonces:
Ka = x² / C → x = √(Ka · C) → [H⁺] = √(Ka · C)
Ejemplo concreto: CH₃COOH 0,1 M con Ka = 1,8 × 10⁻⁵
[H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,1) = √(1,8 × 10⁻⁶) ≈ 1,34 × 10⁻³ M
pH = -log(1,34 × 10⁻³) ≈ 2,87
Ojo: Solo puedes usar la aproximación si Ka/C < 0,01. Si no, tienes que resolver la ecuación de segundo grado completa. La EVAU no suele poner casos límite, pero compruébalo siempre.
El truco del pKa que casi nadie usa bien
Esto te lo tienes que tatuar: pKa = -log(Ka)
Un ácido con Ka = 10⁻² tiene pKa = 2. Uno con Ka = 10⁻¹⁰ tiene pKa = 10.
¿Cuál es más fuerte? El de pKa más bajo, porque su Ka es mayor, o sea, se disocia más.
pKa bajo = ácido fuerte. pKa alto = ácido débil.
La confusión típica es pensar que "un número mayor significa más fuerte". Al revés. El HCl tiene un pKa de unos -7 (fortísimo), el ácido acético tiene pKa ≈ 4,75. No los compares con el pH, que es otra cosa.
Neutralización y titulaciones ácido-base en selectividad
Una neutralización es la reacción entre un ácido y una base para dar sal y agua:
ácido + base → sal + H₂O
En la EVAU, esto aparece en dos formatos: preguntas teóricas sobre qué ocurre en el punto de equivalencia, y problemas de volumetría (calcular la concentración desconocida de una solución).
El problema tipo de volumetría
"Se necesitan 25 mL de NaOH 0,2 M para neutralizar completamente 20 mL de una solución de HCl. ¿Cuál es la concentración del HCl?"
La clave está en que en el punto de equivalencia: moles de ácido = moles de base.
n(NaOH) = 0,025 L × 0,2 mol/L = 0,005 mol
n(HCl) = 0,005 mol
C(HCl) = 0,005 mol / 0,020 L = 0,25 M
Parece sencillo, pero la gente mete la pata en los litros (no uses mililitros directamente, pásalos a litros primero).
Ojo: Si la neutralización es de ácido débil con base fuerte, el pH en el punto de equivalencia NO es 7. Es básico, porque el anión de la sal hidroliza. Esto entra en teoría y a veces en problemas.
Soluciones tampón: qué son y cómo se calcula su pH
Una solución tampón (o buffer) resiste los cambios de pH al añadir pequeñas cantidades de ácido o base. Está formada por un ácido débil y su base conjugada (o base débil y su ácido conjugado).
El ejemplo clásico: mezcla de CH₃COOH / CH₃COO⁻ (ácido acético / acetato).
Para calcular el pH de un tampón se usa la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log([A⁻]/[HA])
Donde [A⁻] es la concentración de la base conjugada y [HA] la del ácido débil.
Si las concentraciones son iguales, log(1) = 0 y el pH = pKa. Eso te ayuda a comprobar si el resultado tiene sentido.
La EVAU suele preguntar esto después de una neutralización parcial: "se mezclan X mL de ácido con Y mL de base, ¿qué pH tiene la solución resultante?". Calcula los moles que sobran de cada especie y aplica Henderson-Hasselbalch.
Errores más comunes en los exámenes de química
La verdad es que los fallos más frecuentes no son de concepto, son de ejecución. Estos son los que más vemos:
- Confundir pH con pOH (recuerda: pH + pOH = 14 a 25°C)
- No pasar mL a L al calcular moles
- Usar la fórmula de ácido fuerte para uno débil (el pH te da menor del real)
- Olvidar que en una mezcla tras neutralización puede quedar exceso de ácido o base, y eso cambia todo el planteamiento
- Escribir Ka cuando el enunciado habla de Kb (para bases débiles, la lógica es la misma pero con OH⁻)
En Destilify tenemos ejercicios de cada uno de estos casos para que los entrenes con explicación paso a paso, sin quedarte atascado sin entender por qué fallaste.
Pregunta tipo EVAU resuelta
Enunciado (estilo selectividad): El ácido nitroso (HNO₂) tiene una Ka = 4,5 × 10⁻⁴. Calcula el pH de una solución 0,05 M de HNO₂.
Resolución:
HNO₂ es un ácido débil, planteamos el equilibrio:
HNO₂ ⇌ H⁺ + NO₂⁻
Ka = x² / (0,05 - x) ≈ x² / 0,05 (comprobamos: Ka/C = 4,5 × 10⁻⁴ / 0,05 = 0,009 < 0,01, válida la aproximación)
x² = 4,5 × 10⁻⁴ × 0,05 = 2,25 × 10⁻⁵
x = √(2,25 × 10⁻⁵) = 4,74 × 10⁻³ M = [H⁺]
pH = -log(4,74 × 10⁻³) ≈ 2,32
Preguntas frecuentes sobre ácidos y bases en la EVAU
¿Entra la teoría de Lewis en el examen de química de selectividad?
Sí, puede aparecer en preguntas teóricas de definición o identificación de ácido-base de Lewis, aunque los problemas numéricos casi siempre trabajan con Brønsted-Lowry. Según tu comunidad autónoma el nivel de detalle puede variar, así que consulta los exámenes de años anteriores de tu región.
¿Cómo sé si tengo que usar Ka o Kb en un problema de pH?
Usa Ka para ácidos débiles y Kb para bases débiles. Si el enunciado te da una base débil como el NH₃, calculas el pOH con Kb y luego pH = 14 - pOH. Recuerda también que Ka × Kb = Kw = 10⁻¹⁴ (a 25°C), por si te dan uno y necesitas el otro.
¿Qué es el punto de equivalencia en una titulación y por qué importa en selectividad?
El punto de equivalencia es cuando los moles de ácido y base se han neutralizado exactamente. La EVAU lo pregunta porque ahí es donde calculas la concentración desconocida y donde el pH puede ser 7, mayor o menor dependiendo del tipo de ácido y base que reaccionen. No asumas que siempre es 7.
¿En qué se diferencia el punto de equivalencia del punto de neutralización?
En la práctica, en bachillerato se usan como sinónimos. Técnicamente, el punto de neutralización se refiere al pH = 7 y el de equivalencia a la igualdad de moles. Solo en ácido fuerte + base fuerte coinciden. Si te lo preguntan en teoría, esta distinción puede sumar medio punto.