Ácidos y Bases

AP Química · Topic 8 · ⁨Tema 8⁩

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8.1

Introduction to Acids and Bases · ⁨Introducción a los ácidos y bases⁩

Syllabus

English

Learning Objective 8.1.A: Calculate the values of $\mathrm{pH}$ and $\mathrm{pOH}$, based on $K_w$ and the concentration of all species present in a neutral solution of water.

8.1.A.1 The concentrations of hydronium ion and hydroxide ion are often reported as $\mathrm{pH}$ and $\mathrm{pOH}$, respectively.
- Equation: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
- Equation: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
- The terms "hydrogen ion" and "hydronium ion" and the symbols $\mathrm{H^+}(aq)$ and $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ are often used interchangeably for the aqueous ion of hydrogen. Hydronium ion and $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ are preferred, but $\mathrm{H^+}(aq)$ is also accepted on the AP Exam.
8.1.A.2 Water autoionizes with an equilibrium constant $K_w$.
- Equation: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ at 25°C
8.1.A.3 In pure water, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ is called a neutral solution. At 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ and thus $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
- Equation: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ at 25°C
8.1.A.4 The value of $K_w$ is temperature dependent, so the pH of pure, neutral water will deviate from 7.0 at temperatures other than 25°C.

Español

Objetivo de aprendizaje 8.1.A: Calcular los valores de $\mathrm{pH}$ y $\mathrm{pOH}$, en función de $K_w$ y la concentración de todas las especies presentes en una solución neutra de agua.

8.1.A.1 Las concentraciones del ion hidronio y del ion hidróxido se informan a menudo como $\mathrm{pH}$ y $\mathrm{pOH}$, respectivamente.
- Ecuación: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
- Ecuación: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
- Los términos "ion hidrógeno" e "ion hidronio" y los símbolos $\mathrm{H^+}(aq)$ y $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ se utilizan a menudo indistintamente para el ion acuoso del hidrógeno. Se prefieren el ion hidronio y $\mathrm{H_3O^+}(aq)$, pero también se acepta $\mathrm{H^+}(aq)$ en el examen AP.
8.1.A.2 El agua se autoioniza con una constante de equilibrio $K_w$.
- Ecuación: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ a 25°C
8.1.A.3 En agua pura, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ se denomina solución neutra. A 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ y por lo tanto $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
- Ecuación: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ a 25°C
8.1.A.4 El valor de $K_w$ depende de la temperatura, por lo que el pH del agua pura y neutra se desviará de 7,0 a temperaturas distintas de 25°C.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Fuente: College Board AP Course and Exam Description⁩

English

By the Brønsted–Lowry definition, an acid 酸 is a proton ($\text{H}^+$) donor and a base 碱 is a proton acceptor. When an acid donates a proton it becomes its conjugate base 共轭碱; a base gaining a proton becomes its conjugate acid 共轭酸. Water is amphoteric – it can act as either.

Español

Papel de tornasol: los indicadores ácido-base cambian de color con la concentración de H⁺ (pH)

Según la definición de Brønsted–Lowry, un ácido es un donador de protones ($\text{H}^+$) y una base es un aceptor de protones. Cuando un ácido dona un protón, se convierte en su base conjugada; cuando una base gana un protón, se convierte en su ácido conjugado. El agua es anfotérica: puede actuar como uno u otro.

Un ácido fuerte está completamente disociado; un ácido débil solo está parcialmente disociado

Tiras de prueba de pH: la fuerza y la concentración del ácido/base determinan el pH que mides

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English · ⁨Inglés⁩	Chinese · ⁨Chino⁩	Pinyin
acid/ˈæsɪd/	酸	suān
base/beɪs/	碱	jiǎn
conjugate base/ˈkɒndʒuːɡeɪt beɪs/	共轭碱	gòng è jiǎn
conjugate acid/ˈkɒndʒuːɡeɪt ˈæsɪd/	共轭酸	gòng è suān
autoionization/ˌɔːtəʊˌaɪənaɪˈzeɪʃn/	自偶电离	zì ǒu diàn lí
hydronium ion/haɪˈdrəʊnɪəm ˈaɪɒn/	水合氢离子	shuǐ hé qīng lí zi
ion-product constant of water/ˈaɪɒn ˈprɒdʌkt ˈkɒnstənt ɒv ˈwɔːtə/	水的离子积	shuǐ de lí zi jī
pH/piː eɪtʃ/	pH值	pH zhí
strong acid/strɒŋ ˈæsɪd/	强酸	qiáng suān
strong base/strɒŋ beɪs/	强碱	qiáng jiǎn
weak acid/wiːk ˈæsɪd/	弱酸	ruò suān

8.1

The Autoionization of Water · ⁨La autoionización del agua⁩

Syllabus

English

Learning Objective 8.1.A: Calculate the values of $\mathrm{pH}$ and $\mathrm{pOH}$, based on $K_w$ and the concentration of all species present in a neutral solution of water.

8.1.A.1 The concentrations of hydronium ion and hydroxide ion are often reported as $\mathrm{pH}$ and $\mathrm{pOH}$, respectively.
- Equation: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
- Equation: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
- The terms "hydrogen ion" and "hydronium ion" and the symbols $\mathrm{H^+}(aq)$ and $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ are often used interchangeably for the aqueous ion of hydrogen. Hydronium ion and $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ are preferred, but $\mathrm{H^+}(aq)$ is also accepted on the AP Exam.
8.1.A.2 Water autoionizes with an equilibrium constant $K_w$.
- Equation: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ at 25°C
8.1.A.3 In pure water, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ is called a neutral solution. At 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ and thus $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
- Equation: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ at 25°C
8.1.A.4 The value of $K_w$ is temperature dependent, so the pH of pure, neutral water will deviate from 7.0 at temperatures other than 25°C.

Español

Objetivo de aprendizaje 8.1.A: Calcular los valores de $\mathrm{pH}$ y $\mathrm{pOH}$, en función de $K_w$ y la concentración de todas las especies presentes en una solución neutra de agua.

8.1.A.1 Las concentraciones del ion hidronio y del ion hidróxido se informan a menudo como $\mathrm{pH}$ y $\mathrm{pOH}$, respectivamente.
- Ecuación: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
- Ecuación: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
- Los términos "ion hidrógeno" e "ion hidronio" y los símbolos $\mathrm{H^+}(aq)$ y $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ se utilizan a menudo indistintamente para el ion acuoso del hidrógeno. Se prefieren el ion hidronio y $\mathrm{H_3O^+}(aq)$, pero también se acepta $\mathrm{H^+}(aq)$ en el examen AP.
8.1.A.2 El agua se autoioniza con una constante de equilibrio $K_w$.
- Ecuación: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ a 25°C
8.1.A.3 En agua pura, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ se denomina solución neutra. A 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ y por lo tanto $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
- Ecuación: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ a 25°C
8.1.A.4 El valor de $K_w$ depende de la temperatura, por lo que el pH del agua pura y neutra se desviará de 7,0 a temperaturas distintas de 25°C.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Fuente: College Board AP Course and Exam Description⁩

English

Even pure water conducts a tiny current, because water molecules react with each other in a reaction called autoionization 自偶电离:

$$2\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^-.$$

One water molecule passes a proton to another, making a hydronium ion 水合氢离子 ($\text{H}_3\text{O}^+$, the ion we loosely write as $\text{H}^+$) and a hydroxide ion. This equilibrium has its own constant, the ion-product constant of water 水的离子积:

$$K_w = [\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-] = 1.0\times10^{-14}$$

at 25 °C. Defining $\text{pOH}=-\log[\text{OH}^-]$ and taking $-\log$ of the $K_w$ expression gives the rule the rest of this topic leans on:

$$\text{pH} + \text{pOH} = \text{p}K_w = 14.0$$

(again at 25 °C). Know one of pH or pOH and you get the other by subtracting from 14.

In pure water the two ions form in equal numbers, so $[\text{H}_3\text{O}^+]=[\text{OH}^-]$ and $\text{pH}=\text{pOH}=7.0$. This is what neutral 中性 means. Acidic means $[\text{H}_3\text{O}^+]>[\text{OH}^-]$ (pH below 7); basic is the reverse.

Worked example. A solution has $[\text{H}_3\text{O}^+]=2.0\times10^{-3}\ \text{M}$. Find $[\text{OH}^-]$. Because $K_w$ always holds in water,

$$[\text{OH}^-]=\frac{K_w}{[\text{H}_3\text{O}^+]}=\frac{1.0\times10^{-14}}{2.0\times10^{-3}}=5.0\times10^{-12}\ \text{M}.$$

The hydroxide concentration is far smaller than the hydronium, confirming the solution is acidic.

$K_w$ is temperature dependent: autoionization is endothermic, so heating water shifts it forward and raises $K_w$. At 50 °C, $K_w>1.0\times10^{-14}$, so neutral water has $\text{pH}=\text{pOH}<7.0$. It is still neutral, because the ion concentrations are still equal – neutral means equal ions, not a pH of exactly 7.

Español

Incluso el agua pura conduce una pequeña corriente, porque las moléculas de agua reaccionan entre sí en una reacción llamada autoionización:

$$2\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^-.$$

Una molécula de agua transfiere un protón a otra, formando un ion hidronio ($\text{H}_3\text{O}^+$, que escribimos de forma simplificada como $\text{H}^+$) y un ion hidróxido. Este equilibrio tiene su propia constante, la constante del producto iónico del agua:

$$K_w = [\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-] = 1.0\times10^{-14}$$

a 25 °C. Definiendo $\text{pOH}=-\log[\text{OH}^-]$ y tomando $-\log$ de la expresión de $K_w$, obtenemos la regla fundamental sobre la que se basa este tema:

$$\text{pH} + \text{pOH} = \text{p}K_w = 14.0$$

(nuevamente a 25 °C). Si conoces el pH o el pOH, obtienes el otro restando a 14.

En agua pura, los dos iones se forman en cantidades iguales, por lo que $[\text{H}_3\text{O}^+]=[\text{OH}^-]$ y $\text{pH}=\text{pOH}=7.0$. Esto es lo que significa neutro. Ácido significa $[\text{H}_3\text{O}^+]>[\text{OH}^-]$ (pH por debajo de 7); básico es lo contrario.

Ejemplo resuelto. Una solución tiene $[\text{H}_3\text{O}^+]=2.0\times10^{-3}\ \text{M}$. Encuentra $[\text{OH}^-]$. Dado que $K_w$ siempre se cumple en agua,

$$[\text{OH}^-]=\frac{K_w}{[\text{H}_3\text{O}^+]}=\frac{1.0\times10^{-14}}{2.0\times10^{-3}}=5.0\times10^{-12}\ \text{M}.$$

La concentración de hidróxido es mucho menor que la del hidronio, confirmando que la solución es ácida.

$K_w$ es dependiente de la temperatura: la autoionización es endotérmica, por lo que calentar el agua desplaza el equilibrio hacia adelante y eleva $K_w$. A 50 °C, $K_w>1.0\times10^{-14}$, por lo que el agua neutra tiene $\text{pH}=\text{pOH}<7.0$. Todavía es neutra, porque las concentraciones iónicas siguen siendo iguales; neutro significa iones iguales, no un pH exactamente de 7.

Tiras de pH: el agua se autoioniza, así que el agua pura tiene pH 7; los ácidos y bases desplazan H+ y OH-

8.2

pH and pOH of Strong Acids and Bases · ⁨pH y pOH de ácidos y bases fuertes⁩

Syllabus

English

Learning Objective 8.2.A: Calculate $\mathrm{pH}$ and $\mathrm{pOH}$ based on concentrations of all species in a solution of a strong acid or a strong base.

8.2.A.1 Molecules of a strong acid (e.g., $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$, and $\mathrm{HNO_3}$) will completely ionize in aqueous solution to produce hydronium ions and the conjugate base of the acid. As such, the concentration of $\mathrm{H_3O^+}$ in a strong acid solution is equal to the initial concentration of the strong acid, and thus the $\mathrm{pH}$ of the strong acid solution is easily calculated.
8.2.A.2 When dissolved in solution, strong bases (e.g., group I and II hydroxides) completely dissociate to produce hydroxide ions. As such, the concentration of $\mathrm{OH^-}$ in a strong base solution is equal to the initial concentration of a group I hydroxide and double the initial concentration of a group II hydroxide, and thus the $\mathrm{pOH}$ (and $\mathrm{pH}$) of the strong base solution is easily calculated.

Español

Objetivo de aprendizaje 8.2.A: Calcular el $\mathrm{pH}$ y el $\mathrm{pOH}$ en función de las concentraciones de todas las especies presentes en una solución de un ácido fuerte o una base fuerte.

8.2.A.1 Las moléculas de un ácido fuerte (por ejemplo, $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ y $\mathrm{HNO_3}$) se ionizan completamente en solución acuosa para producir iones hidronio y la base conjugada del ácido. Por lo tanto, la concentración de $\mathrm{H_3O^+}$ en una solución de ácido fuerte es igual a la concentración inicial del ácido fuerte, y así el $\mathrm{pH}$ de la solución se calcula fácilmente.
8.2.A.2 Cuando se disuelven en solución, las bases fuertes (por ejemplo, los hidróxidos del grupo I y II) se disocian completamente para producir iones hidroxilo. En consecuencia, la concentración de $\mathrm{OH^-}$ en una solución de base fuerte es igual a la concentración inicial de un hidróxido del grupo I y el doble de la concentración inicial de un hidróxido del grupo II, por lo que el $\mathrm{pOH}$ (y el $\mathrm{pH}$) de la solución de base fuerte se calcula fácilmente.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Fuente: College Board AP Course and Exam Description⁩

English

The pH pH值 scale measures acidity: $\text{pH}=-\log[\text{H}^+]$, with $\text{pH}+\text{pOH}=14$ at 25 °C. A strong acid 强酸 or strong base 强碱 dissociates completely, so its ion concentration equals its concentration – read pH directly. Lower pH means more acidic.

Worked example. Find the pH of $0.010\ \text{M}$ HCl. Because HCl is a strong acid it is fully dissociated, so $[\text{H}^+]=0.010\ \text{M}$ and

$$\text{pH}=-\log(0.010)=2.0.$$

For a strong base like $0.010\ \text{M}$ NaOH, $\text{pOH}=2.0$, so $\text{pH}=14-2.0=12.0$.

Español

La escala de pH mide la acidez: $\text{pH}=-\log[\text{H}^+]$, con $\text{pH}+\text{pOH}=14$ a 25 °C. Un ácido fuerte o una base fuerte se disocia completamente, por lo que su concentración iónica es igual a su concentración; puedes leer el pH directamente. Menor pH significa más ácido.

La escala de pH: el pH es el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno

Ejemplo resuelto. Encuentra el pH de $0.010\ \text{M}$ HCl. Dado que el HCl es un ácido fuerte, está completamente disociado, así que $[\text{H}^+]=0.010\ \text{M}$ y

$$\text{pH}=-\log(0.010)=2.0.$$

Para una base fuerte como $0.010\ \text{M}$ NaOH, $\text{pOH}=2.0$, por lo tanto $\text{pH}=14-2.0=12.0$.

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Moverse a lo largo de la escala de pH

pH mide la concentración de iones hidrógeno en una escala logarítmica: cada unidad es un cambio diez veces mayor. Los ácidos fuertes están por debajo, las bases fuertes por encima, 7 es neutro.

8.3

Weak Acid and Base Equilibria · ⁨Equilibrios de ácidos y bases débiles⁩

Syllabus

English

Learning Objective 8.3.A: Explain the relationship among $\mathrm{pH}$, $\mathrm{pOH}$, and concentrations of all species in a solution of a monoprotic weak acid or weak base.

8.3.A.1 Weak acids react with water to produce hydronium ions. However, only a small percentage of molecules of a weak acid will ionize in this way. Thus, the concentration of $\mathrm{H_3O^+}$ is much less than the initial concentration of the molecular acid, and the vast majority of the acid molecules remain un-ionized.
8.3.A.2 A solution of a weak acid involves equilibrium between an un-ionized acid and its conjugate base. The equilibrium constant for this reaction is $K_a$, often reported as $\mathrm{p}K_a$. The pH of a weak acid solution can be determined from the initial acid concentration and the $\mathrm{p}K_a$.
- Equation: $K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
- Equation: $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$
8.3.A.3 Weak bases react with water to produce hydroxide ions in solution. However, ordinarily just a small percentage of the molecules of a weak base in solution will ionize in this way. Thus, the concentration of $\mathrm{OH^-}$ in the solution does not equal the initial concentration of the base, and the vast majority of the base molecules remain un-ionized.
8.3.A.4 A solution of a weak base involves equilibrium between an un-ionized base and its conjugate acid. The equilibrium constant for this reaction is $K_b$, often reported as $\mathrm{p}K_b$. The $\mathrm{pH}$ of a weak base solution can be determined from the initial base concentration and the $\mathrm{p}K_b$.
- Equation: $K_b = \dfrac{[\mathrm{OH^-}][\mathrm{HB^+}]}{[\mathrm{B}]}$
- Equation: $\mathrm{p}K_b = -\log K_b$
8.3.A.5 The percent ionization of a weak acid (or base) can be calculated from its $\mathrm{p}K_a$ ($\mathrm{p}K_b$) and the initial concentration of the acid (base). The percent ionization can also be calculated from the initial concentration of the acid (base) and the equilibrium concentration of any of the species in the equilibrium expression.
8.3.A.6 For any conjugate acid-base pair, the acid ionization constant and base ionization constant are related by $K_w$:
- Equation: $K_w = K_a \times K_b$
- Equation: $\mathrm{p}K_w = \mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b$

Español

Objetivo de aprendizaje 8.3.A: Explicar la relación entre $\mathrm{pH}$, $\mathrm{pOH}$ y las concentraciones de todas las especies en una solución de un ácido débil monoprotico o una base débil.

8.3.A.1 Los ácidos débiles reaccionan con el agua para producir iones hidronio. Sin embargo, solo un pequeño porcentaje de las moléculas de un ácido débil se ionizarán de esta manera. Por lo tanto, la concentración de $\mathrm{H_3O^+}$ es mucho menor que la concentración inicial del ácido molecular, y la gran mayoría de las moléculas de ácido permanecen sin ionizar.
8.3.A.2 Una solución de un ácido débil implica un equilibrio entre un ácido no ionizado y su base conjugada. La constante de equilibrio para esta reacción es $K_a$, a menudo reportada como $\mathrm{p}K_a$. El pH de una solución de ácido débil puede determinarse a partir de la concentración inicial del ácido y de la $\mathrm{p}K_a$.
- Ecuación: $K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
- Ecuación: $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$
8.3.A.3 Las bases débiles reaccionan con el agua para producir iones hidróxido en la solución. Sin embargo, ordinariamente solo un pequeño porcentaje de las moléculas de una base débil en solución se ionizarán de esta manera. Por lo tanto, la concentración de $\mathrm{OH^-}$ en la solución no es igual a la concentración inicial de la base, y la gran mayoría de las moléculas de la base permanecen sin ionizar.
8.3.A.4 Una solución de una base débil implica un equilibrio entre una base no ionizada y su ácido conjugado. La constante de equilibrio para esta reacción es $K_b$, a menudo reportada como $\mathrm{p}K_b$. El $\mathrm{pH}$ de una solución de base débil puede determinarse a partir de la concentración inicial de la base y de la $\mathrm{p}K_b$.
- Ecuación: $K_b = \dfrac{[\mathrm{OH^-}][\mathrm{HB^+}]}{[\mathrm{B}]}$
- Ecuación: $\mathrm{p}K_b = -\log K_b$
8.3.A.5 El porcentaje de ionización de un ácido (o base) débil puede calcularse a partir de su $\mathrm{p}K_a$ ($\mathrm{p}K_b$) y de la concentración inicial del ácido (base). El porcentaje de ionización también puede calcularse a partir de la concentración inicial del ácido (base) y de la concentración de equilibrio de cualquiera de las especies en la expresión de equilibrio.
8.3.A.6 Para cualquier par ácido-base conjugado, la constante de ionización ácida y la constante de ionización básica están relacionadas por $K_w$:
- Ecuación: $K_w = K_a \times K_b$
- Ecuación: $\mathrm{p}K_w = \mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b$

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Fuente: College Board AP Course and Exam Description⁩

English

A weak acid 弱酸 only partly dissociates, described by an equilibrium constant $K_a$ (larger $K_a$ = stronger weak acid); a weak base has $K_b$. For any conjugate acid–base pair the two are linked through water, $K_a\times K_b = K_w$, so $\text{p}K_a+\text{p}K_b=14$ – a stronger acid always has a weaker conjugate base. Because dissociation is small, find $[\text{H}^+]$ with an ICE table and the $K_a$ expression, often using the small-$x$ approximation.

Worked example. Find the pH of $0.10\ \text{M}$ acetic acid, $K_a=1.8\times10^{-5}$. Let $x=[\text{H}^+]$ at equilibrium; the ICE table gives $K_a=\dfrac{x^2}{0.10-x}\approx\dfrac{x^2}{0.10}$ (small-$x$ approximation), so

$$x=\sqrt{K_a\times0.10}=\sqrt{1.8\times10^{-6}}=1.3\times10^{-3}\ \text{M}\;\Rightarrow\;\text{pH}=-\log(1.3\times10^{-3})=2.9.$$

The weak acid is far less acidic than a strong acid of the same concentration (which would be pH $1.0$).

Español

Un ácido débil solo se disocia parcialmente, descrito por una constante de equilibrio $K_a$ (mayor $K_a$ = ácido débil más fuerte); una base débil tiene $K_b$. Para cualquier par ácido-base conjugado, los dos están vinculados a través del agua, $K_a\times K_b = K_w$, por lo que $\text{p}K_a+\text{p}K_b=14$; un ácido más fuerte siempre tiene una base conjugada más débil. Debido a que la disociación es pequeña, encuentra $[\text{H}^+]$ usando una tabla ICE y la expresión de $K_a$, a menudo utilizando la aproximación de $x$ pequeño.

Ejemplo resuelto. Encuentra el pH de $0.10\ \text{M}$ de ácido acético, $K_a=1.8\times10^{-5}$. Sea $x=[\text{H}^+]$ en el equilibrio; la tabla ICE da $K_a=\dfrac{x^2}{0.10-x}\approx\dfrac{x^2}{0.10}$ (aproximación de $x$ pequeño), por lo que

$$x=\sqrt{K_a\times0.10}=\sqrt{1.8\times10^{-6}}=1.3\times10^{-3}\ \text{M}\;\Rightarrow\;\text{pH}=-\log(1.3\times10^{-3})=2.9.$$

El ácido débil es mucho menos ácido que un ácido fuerte de la misma concentración (que tendría un pH de $1.0$).

8.4

Acid-Base Reactions and Buffers · ⁨Reacciones ácido-base y amortiguadores⁩

Syllabus

English

Learning Objective 8.4.A: Explain the relationship among the concentrations of major species in a mixture of weak and strong acids and bases.

8.4.A.1 When a strong acid and a strong base are mixed, they react quantitatively in a reaction represented by the equation: $\mathrm{H^+}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightarrow \mathrm{H_2O}(l)$. The pH of the resulting solution may be determined from the concentration of excess reagent.
8.4.A.2 When a weak acid and a strong base are mixed, they react quantitatively in a reaction represented by the equation: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq)\ \mathrm{H_2O}(l)$. If the weak acid is in excess, then a buffer solution is formed, and the $\mathrm{pH}$ can be determined from the Henderson-Hasselbalch (H–H) equation (see 8.9.A.1). If the strong base is in excess, then the $\mathrm{pH}$ can be determined from the moles of excess hydroxide ion and the total volume of solution. If they are equimolar, then the (slightly basic) $\mathrm{pH}$ can be determined from the equilibrium represented by the equation: $\mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq)$.
8.4.A.3 When a weak base and a strong acid are mixed, they will react quantitatively in a reaction represented by the equation: $\mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq) \rightleftarrows \mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l)$. If the weak base is in excess, then a buffer solution is formed, and the $\mathrm{pH}$ can be determined from the H–H equation. If the strong acid is in excess, then the $\mathrm{pH}$ can be determined from the moles of excess hydronium ion and the total volume of solution. If they are equimolar, then the (slightly acidic) $\mathrm{pH}$ can be determined from the equilibrium represented by the equation: $\mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq)$.
8.4.A.4 When a weak acid and a weak base are mixed, they will react to an equilibrium state whose reaction may be represented by the equation: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{B}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{HB^+}(aq)$.

Español

Objetivo de aprendizaje 8.4.A: Explicar la relación entre las concentraciones de las especies principales en una mezcla de ácidos débiles y bases fuertes.

8.4.A.1 Cuando se mezclan un ácido fuerte y una base fuerte, reaccionan cuantitativamente según la reacción representada por la ecuación: $\mathrm{H^+}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightarrow \mathrm{H_2O}(l)$. El pH de la solución resultante puede determinarse a partir de la concentración del reactivo en exceso.
8.4.A.2 Cuando se mezclan un ácido débil y una base fuerte, reaccionan cuantitativamente según la reacción representada por la ecuación: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq)\ \mathrm{H_2O}(l)$. Si el ácido débil está en exceso, se forma una solución amortiguadora (buffer), y el $\mathrm{pH}$ puede determinarse mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch (H–H) (ver 8.9.A.1). Si la base fuerte está en exceso, entonces el $\mathrm{pH}$ puede determinarse a partir de los moles de ion hidróxido en exceso y el volumen total de la solución. Si están en proporciones estequiométricas equimolares, entonces el $\mathrm{pH}$ (ligeramente básico) puede determinarse a partir del equilibrio representado por la ecuación: $\mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq)$.
8.4.A.3 Cuando se mezclan una base débil y un ácido fuerte, reaccionarán cuantitativamente según la reacción representada por la ecuación: $\mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq) \rightleftarrows \mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l)$. Si la base débil está en exceso, se forma una solución amortiguadora (buffer), y el $\mathrm{pH}$ puede determinarse mediante la ecuación H–H. Si el ácido fuerte está en exceso, entonces el $\mathrm{pH}$ puede determinarse a partir de los moles de ion hidronio en exceso y el volumen total de la solución. Si están en proporciones estequiométricas equimolares, entonces el $\mathrm{pH}$ (ligeramente ácido) puede determinarse a partir del equilibrio representado por la ecuación: $\mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq)$.
8.4.A.4 Cuando se mezclan un ácido débil y una base débil, reaccionarán hasta alcanzar un estado de equilibrio cuya reacción puede representarse mediante la ecuación: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{B}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{HB^+}(aq)$.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Fuente: College Board AP Course and Exam Description⁩

English

A buffer 缓冲溶液 resists pH change. It contains a weak acid and its conjugate base (or a weak base and its conjugate acid) in comparable amounts. Added acid is neutralized by the conjugate base, and added base by the weak acid, so pH barely moves.

Español

Un amortiguador (buffer) resiste cambios de pH. Contiene un ácido débil y su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado) en cantidades comparables. El ácido añadido es neutralizado por la base conjugada, y la base añadida por el ácido débil, por lo que el pH apenas cambia.

Vocabulary · ⁨Vocabulario⁩ Train · ⁨Entrenar⁩

English · ⁨Inglés⁩	Chinese · ⁨Chino⁩	Pinyin
neutral/ˈnjuːtrəl/	中性	zhōng xìng
buffer/ˈbʌfə/	缓冲溶液	huǎn chōng róng yè

8.5

Acid-Base Titrations · ⁨Valoraciones ácido-base⁩

Syllabus

English

Learning Objective 8.5.A: Explain results from the titration of a mono- or polyprotic acid or base solution, in relation to the properties of the solution and its components.

8.5.A.1 An acid-base reaction can be carried out under controlled conditions in a titration. A titration curve, plotting $\mathrm{pH}$ against the volume of titrant added, is useful for summarizing results from a titration.
8.5.A.2 At the equivalence point for titrations of monoprotic acids or bases, the number of moles of titrant added is equal to the number of moles of analyte originally present. This relationship can be used to obtain the concentration of the analyte. This is the case for titrations of strong acids/bases and weak acids/bases.
8.5.A.3 For titrations of weak acids/bases, it is useful to consider the point halfway to the equivalence point, that is, the half-equivalence point. At this point, there are equal concentrations of each species in the conjugate acid-base pair, for example, for a weak acid $[\mathrm{HA}] = [\mathrm{A^-}]$. Because $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ when the conjugate acid and base have equal concentrations, the $\mathrm{p}K_a$ can be determined from the $\mathrm{pH}$ at the half-equivalence point in a titration.
8.5.A.4 At the equivalence point, pH is determined by the major species in solution. Strong acid and strong base titrations result in neutral pH at the equivalence point. However, in titrations of weak acids (weak bases), the conjugate base of the weak acid (conjugate acid of the weak base) is present at the equivalence point and can undergo proton-transfer reactions with the surrounding water, producing basic (acidic) solutions.
8.5.A.5 For polyprotic acids, titration curves can be used to determine the number of acidic protons. In doing so, the major species present at any point along the curve can be identified, along with the $\mathrm{p}K_a$ associated with each proton in a weak polyprotic acid.
- Exclusion statement: Computation of the concentration of each species present in the titration curve for polyprotic acids will not be assessed on the AP Exam. Such computations for titration of monoprotic acids are within the scope of the course (see 8.4.A.2 and 8.4.A.3), as is qualitative reasoning regarding what species are present in large versus small concentrations at any point in a titration of a polyprotic acid.

Español

Objetivo de aprendizaje 8.5.A: Explicar los resultados de la valoración de una solución de un ácido o base mono- o poliprótica, en relación con las propiedades de la solución y sus componentes.

8.5.A.1 Una reacción ácido-base puede realizarse bajo condiciones controladas mediante una valoración. Una curva de valoración, que grafica $\mathrm{pH}$ frente al volumen de titulante añadido, es útil para resumir los resultados de una valoración.
8.5.A.2 En el punto de equivalencia de las valoraciones de ácidos o bases monopróticos, el número de moles de titulante añadidos es igual al número de moles del analito originalmente presente. Esta relación se puede utilizar para obtener la concentración del analito. Este es el caso para las valoraciones de ácidos/bases fuertes y ácidos/bases débiles.
8.5.A.3 Para las valoraciones de ácidos/bases débiles, es útil considerar el punto a mitad de camino hacia el punto de equivalencia, es decir, el punto de semiequivalencia. En este punto, hay concentraciones iguales de cada especie en el par ácido-base conjugado, por ejemplo, para un ácido débil $[\mathrm{HA}] = [\mathrm{A^-}]$. Dado que $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ cuando el ácido y la base conjugados tienen concentraciones iguales, el $\mathrm{p}K_a$ puede determinarse a partir del $\mathrm{pH}$ en el punto de semiequivalencia en una valoración.
8.5.A.4 En el punto de equivalencia, el pH está determinado por las especies principales en solución. Las valoraciones de ácidos fuertes y bases fuertes resultan en un pH neutro en el punto de equivalencia. Sin embargo, en las valoraciones de ácidos débiles (bases débiles), la base conjugada del ácido débil (el ácido conjugado de la base débil) está presente en el punto de equivalencia y puede sufrir reacciones de transferencia de protones con el agua circundante, produciendo soluciones básicas (ácidas).
8.5.A.5 Para los ácidos polipróticos, las curvas de valoración pueden utilizarse para determinar el número de protones ácidos. Al hacerlo, se pueden identificar las especies principales presentes en cualquier punto de la curva, junto con el $\mathrm{p}K_a$ asociado con cada protón en un ácido poliprótico débil.
- Declaración de exclusión: No se evaluará en el Examen AP el cálculo de la concentración de cada especie presente en la curva de valoración para ácidos polipróticos. Tales cálculos para la valoración de ácidos monopróticos están dentro del alcance del curso (ver 8.4.A.2 y 8.4.A.3), al igual que el razonamiento cualitativo sobre qué especies están presentes en grandes versus pequeñas concentraciones en cualquier punto de una valoración de un ácido poliprótico.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Fuente: College Board AP Course and Exam Description⁩

English

An acid–base titration curve

A titration curve 滴定曲线 plots pH as base (or acid) is added. Key points: the equivalence point 等当点 (moles of acid = moles of base – a steep jump), and the half-equivalence point, where $\text{pH}=\text{p}K_a$ (half the weak acid is converted, so a buffer is at its center).

An acid-base indicator 酸碱指示剂 is itself a weak acid whose protonated and deprotonated forms have different colours, so its colour responds to pH. You pick an indicator whose colour change happens near the titration's equivalence-point pH, so the colour flips just as the reaction completes.

Español

Una curva de valoración ácido-base

Una curva de valoración representa el pH a medida que se añade base (o ácido). Puntos clave: el punto de equivalencia (moles de ácido = moles de base – un salto abrupto) y el punto medio de equivalencia, donde $\text{pH}=\text{p}K_a$ (la mitad del ácido débil se ha convertido, por lo que el amortiguador está en su centro).

Un indicador ácido-base es en sí mismo un ácido débil cuyas formas protonadas y desprotonadas tienen colores diferentes, por lo que su color responde al pH. Seleccionas un indicador cuyo cambio de color ocurra cerca del pH del punto de equivalencia de la valoración, para que el color cambie justo cuando finaliza la reacción.

Una curva de valoración tiene un salto abrupto cerca del punto de equivalencia

Explore · ⁨Explorar⁩

Titular hasta el punto de equivalencia

Una curva de titulación sube suavemente, luego bruscamente en el punto de equivalencia donde los moles de ácido y base coinciden. El salto pronunciado señala ese volumen.

Vocabulary · ⁨Vocabulario⁩ Train · ⁨Entrenar⁩

English · ⁨Inglés⁩	Chinese · ⁨Chino⁩	Pinyin
titration curve/taɪˈtreɪʃn kɜːv/	滴定曲线	dī dìng qū xiàn
equivalence point/ɪˈkwɪvələns pɔɪnt/	等当点	děng dāng diǎn
acid-base indicator/ˈæsɪd beɪs ˈɪndɪkeɪtə/	酸碱指示剂	suān jiǎn zhǐ shì jì
Buffer capacity/ˈbʌfə kəˈpæsɪti/	缓冲容量	huǎn chōng róng liàng

8.6

Molecular Structure of Acids and Bases · ⁨Estructura molecular de ácidos y bases⁩

Syllabus

English

Learning Objective 8.6.A: Explain the relationship between the strength of an acid or base and the structure of the molecule or ion.

8.6.A.1 The protons on a molecule that will participate in acid-base reactions, and the relative strength of these protons, can be inferred from the molecular structure.
- i. Strong acids (such as $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$, and $\mathrm{HNO_3}$) have very weak conjugate bases that are stabilized by electronegativity, inductive effects, resonance, or some combination thereof.
- ii. Carboxylic acids are one common class of weak acid.
- iii. Strong bases (such as group I and II hydroxides) have very weak conjugate acids.
- iv. Common weak bases include nitrogenous bases such as ammonia as well as carboxylate ions.
- v. Electronegative elements tend to stabilize the conjugate base relative to the conjugate acid, and so increase acid strength.

Español

Objetivo de aprendizaje 8.6.A: Explicar la relación entre la fuerza de un ácido o base y la estructura de la molécula o ion.

8.6.A.1 Los protones de una molécula que participarán en reacciones ácido-base, y su fuerza relativa, pueden inferirse a partir de la estructura molecular.
- i. Los ácidos fuertes (como $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ y $\mathrm{HNO_3}$) tienen bases conjugadas muy débiles que se estabilizan mediante electronegatividad, efectos inductivos, resonancia o alguna combinación de estos factores.
- ii. Los ácidos carboxílicos son una clase común de ácido débil.
- iii. Las bases fuertes (como los hidróxidos del grupo I y II) tienen ácidos conjugados muy débiles.
- iv. Las bases débiles comunes incluyen bases nitrogenadas como el amoníaco, así como los iones carboxilato.
- v. Los elementos electronegativos tienden a estabilizar la base conjugada en comparación con el ácido conjugado, lo que aumenta la fuerza del ácido.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Fuente: College Board AP Course and Exam Description⁩

English

Strength has structural roots. An acid is stronger when its conjugate base is more stable – for example, more electronegative atoms or resonance spreading the negative charge stabilize it. For oxoacids, more oxygen atoms on the central atom means a stronger acid.

Español

La fuerza tiene raíces estructurales. Un ácido es más fuerte cuando su base conjugada es más estable; por ejemplo, átomos más electronegativos o la resonancia que dispersa la carga negativa lo estabilizan. Para los oxácidos, tener más átomos de oxígeno en el átomo central significa un ácido más fuerte.

8.7

pH and pKa · ⁨pH y pKa⁩

Syllabus

English

Learning Objective 8.7.A: Explain the relationship between the predominant form of a weak acid or base in solution at a given $\mathrm{pH}$ and the $\mathrm{p}K_a$ of the conjugate acid or the $\mathrm{p}K_b$ of the conjugate base.

8.7.A.1 The protonation state of an acid or base (i.e., the relative concentrations of $\mathrm{HA}$ and $\mathrm{A^-}$) can be predicted by comparing the $\mathrm{pH}$ of a solution to the $\mathrm{p}K_a$ of the acid in that solution. When solution $\mathrm{pH} < \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, the acid form has a higher concentration than the base form. When solution $\mathrm{pH} > \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, the base form has a higher concentration than the acid form.
8.7.A.2 Acid-base indicators are substances that exhibit different properties (such as color) in their protonated versus deprotonated state, making that property respond to the $\mathrm{pH}$ of a solution.
8.7.A.3 To ensure accurate results in a titration experiment, acid-base indicators should be selected that have a $\mathrm{p}K_a$ close to the $\mathrm{pH}$ at the equivalence point.

Español

Objetivo de aprendizaje 8.7.A: Explicar la relación entre la forma predominante de un ácido o base débil en solución a un $\mathrm{pH}$ dado y el $\mathrm{p}K_a$ del ácido conjugado o el $\mathrm{p}K_b$ de la base conjugada.

8.7.A.1 El estado de protonación de un ácido o base (es decir, las concentraciones relativas de $\mathrm{HA}$ y $\mathrm{A^-}$) puede predecirse comparando el $\mathrm{pH}$ de una solución con el $\mathrm{p}K_a$ del ácido en dicha solución. Cuando la solución tiene un $\mathrm{pH} < \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, la forma ácida tiene una concentración mayor que la forma básica. Cuando la solución tiene un $\mathrm{pH} > \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, la forma básica tiene una concentración mayor que la forma ácida.
8.7.A.2 Los indicadores ácido-base son sustancias que exhiben propiedades diferentes (como el color) en su estado protonado versus desprotonado, lo que hace que esa propiedad responda al $\mathrm{pH}$ de una solución.
8.7.A.3 Para garantizar resultados precisos en un experimento de titulación, se deben seleccionar indicadores ácido-base que tengan un $\mathrm{p}K_a$ cercano al $\mathrm{pH}$ en el punto de equivalencia.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Fuente: College Board AP Course and Exam Description⁩

English

$\text{p}K_a=-\log K_a$: a smaller $\text{p}K_a$ means a stronger acid. Comparing pH to $\text{p}K_a$ tells you the dominant form: below $\text{p}K_a$ the acid form dominates; above it, the conjugate base form dominates.

Español

$\text{p}K_a=-\log K_a$: un $\text{p}K_a$ menor significa un ácido más fuerte. Comparar el pH con el $\text{p}K_a$ te dice cuál es la forma dominante: por debajo del $\text{p}K_a$ domina la forma ácida; por encima, domina la forma de base conjugada.

8.8

Properties of Buffers · ⁨Propiedades de los amortiguadores⁩

Syllabus

English

Learning Objective 8.8.A: Explain the relationship between the ability of a buffer to stabilize $\mathrm{pH}$ and the reactions that occur when an acid or a base is added to a buffered solution.

8.8.A.1 A buffer solution contains a large concentration of both members in a conjugate acid-base pair. The conjugate acid reacts with added base and the conjugate base reacts with added acid. These reactions are responsible for the ability of a buffer to stabilize $\mathrm{pH}$.

Español

Objetivo de aprendizaje 8.8.A: Explicar la relación entre la capacidad de un buffer para estabilizar el $\mathrm{pH}$ y las reacciones que ocurren cuando se añade un ácido o una base a una solución tamponada.

8.8.A.1 Una solución tamponada contiene una concentración elevada de ambos miembros de un par ácido-base conjugado. El ácido conjugado reacciona con la base añadida y la base conjugada reacciona con el ácido añadido. Estas reacciones son las responsables de la capacidad del buffer para estabilizar el $\mathrm{pH}$.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Fuente: College Board AP Course and Exam Description⁩

English

How a buffer resists pH change

A buffer works best when the weak acid and conjugate base concentrations are similar (pH near $\text{p}K_a$). Choose a buffer whose $\text{p}K_a$ is close to the target pH. Diluting a buffer barely changes its pH, because the acid-to-base ratio stays the same.

Español

Cómo un amortiguador resiste el cambio de pH

Un amortiguador funciona mejor cuando las concentraciones de ácido débil y base conjugada son similares (pH cercano al $\text{p}K_a$). Elige un amortiguador cuyo $\text{p}K_a$ esté cerca del pH objetivo. Diluir un amortiguador apenas cambia su pH, porque la proporción de ácido a base permanece igual.

Un amortiguador resiste el cambio de pH absorbiendo el ácido o la base añadidos

8.9

The Henderson-Hasselbalch Equation · ⁨La ecuación de Henderson-Hasselbalch⁩

Syllabus

English

Learning Objective 8.9.A: Identify the $\mathrm{pH}$ of a buffer solution based on the identity and concentrations of the conjugate acid-base pair used to create the buffer.

8.9.A.1 The $\mathrm{pH}$ of the buffer is related to the $\mathrm{p}K_a$ of the acid and the concentration ratio of the conjugate acid-base pair. This relation is a consequence of the equilibrium expression associated with the dissociation of a weak acid, and is described by the Henderson-Hasselbalch equation. Adding small amounts of acid or base to a buffered solution does not significantly change the ratio of $[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{HA}]$ and thus does not significantly change the solution $\mathrm{pH}$. The change in $\mathrm{pH}$ on addition of acid or base to a buffered solution is therefore much less than it would have been in the absence of the buffer.
- Equation: $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
- Exclusion statement: Computation of the change in pH resulting from the addition of an acid or a base to a buffer will not be assessed on the AP Exam.
- Exclusion statement: Derivation of the Henderson-Hasselbalch equation will not be assessed on the AP Exam.

Español

Objetivo de aprendizaje 8.9.A: Identificar el $\mathrm{pH}$ de una solución amortiguadora en función de la identidad y las concentraciones del par ácido-base conjugado utilizado para preparar la amortiguación.

8.9.A.1 El $\mathrm{pH}$ de la amortiguación está relacionado con el $\mathrm{p}K_a$ del ácido y la relación de concentraciones del par ácido-base conjugado. Esta relación es consecuencia de la expresión de equilibrio asociada a la disociación de un ácido débil, y se describe mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch. La adición de pequeñas cantidades de ácido o base a una solución amortiguada no cambia significativamente la relación de $[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{HA}]$ y, por tanto, no modifica significativamente el $\mathrm{pH}$ de la solución. El cambio en el $\mathrm{pH}$ tras la adición de ácido o base a una solución amortiguada es, por ello, mucho menor que lo que habría ocurrido en ausencia de la amortiguación.
- Ecuación: $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
- Declaración de exclusión: No se evaluará en el Examen AP el cálculo del cambio en el pH resultante de la adición de un ácido o una base a una amortiguación.
- Declaración de exclusión: No se evaluará en el Examen AP la deducción de la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Fuente: College Board AP Course and Exam Description⁩

English

For a buffer, the pH follows from the acid-to-base ratio:

$$\text{pH}=\text{p}K_a+\log\frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]}.$$

When the concentrations are equal, the log is zero and $\text{pH}=\text{p}K_a$. Use it to design a buffer or find its pH quickly.

Worked example. A buffer holds $0.20\ \text{M}$ acetic acid ($\text{p}K_a=4.74$) and $0.30\ \text{M}$ acetate. Its pH is

$$\text{pH}=4.74+\log\frac{0.30}{0.20}=4.74+\log(1.5)=4.74+0.18=4.92.$$

A little more conjugate base than acid pushes the pH just above $\text{p}K_a$, as the equation predicts.

Español

Para un amortiguador, el pH depende de la proporción de ácido a base:

$$\text{pH}=\text{p}K_a+\log\frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]}.$$

Cuando las concentraciones son iguales, el logaritmo es cero y $\text{pH}=\text{p}K_a$. Úsalo para diseñar un amortiguador o encontrar su pH rápidamente.

Ejemplo resuelto. Un amortiguador contiene $0.20\ \text{M}$ de ácido acético ($\text{p}K_a=4.74$) y $0.30\ \text{M}$ de acetato. Su pH es

$$\text{pH}=4.74+\log\frac{0.30}{0.20}=4.74+\log(1.5)=4.74+0.18=4.92.$$

Tener un poco más de base conjugada que de ácido empuja el pH ligeramente por encima del $\text{p}K_a$, tal como predice la ecuación.

8.10

Buffer Capacity · ⁨Capacidad del amortiguador⁩

Syllabus

English

Learning Objective 8.10.A: Explain the relationship between the buffer capacity of a solution and the relative concentrations of the conjugate acid and conjugate base components of the solution.

8.10.A.1 Increasing the concentration of the buffer components (while keeping the ratio of these concentrations constant) keeps the $\mathrm{pH}$ of the buffer the same but increases the capacity of the buffer to neutralize added acid or base.
8.10.A.2 When a buffer has more conjugate acid than base, it has a greater buffer capacity for addition of added base than acid. When a buffer has more conjugate base than acid, it has a greater buffer capacity for addition of added acid than base.

Español

Objetivo de Aprendizaje 8.10.A: Explicar la relación entre la capacidad del buffer de una solución y las concentraciones relativas de los componentes ácido conjugado y base conjugada de la solución.

8.10.A.1 Aumentar la concentración de los componentes del buffer (manteniendo constante la proporción entre estas concentraciones) mantiene el $\mathrm{pH}$ del buffer igual, pero aumenta la capacidad del buffer para neutralizar ácido o base añadidos.
8.10.A.2 Cuando un buffer tiene más ácido conjugado que base, posee una mayor capacidad de tamponamiento frente a la adición de base que frente a la adición de ácido. Cuando un buffer tiene más base conjugada que ácido, posee una mayor capacidad de tamponamiento frente a la adición de ácido que frente a la adición de base.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Fuente: College Board AP Course and Exam Description⁩

English

Buffer capacity 缓冲容量 is how much acid or base a buffer can absorb before its pH changes sharply. It is greatest when the components are concentrated and in roughly equal amounts. Once one component is used up, the buffer fails.

Español

La capacidad del amortiguador es cuánto ácido o base puede absorber antes de que su pH cambie drásticamente. Es máxima cuando los componentes están concentrados y en cantidades aproximadamente iguales. Una vez que se consume uno de los componentes, el amortiguador deja de funcionar.

8.11

pH and Solubility · ⁨pH y solubilidad⁩

Syllabus

English

Learning Objective 8.11.A: Identify the qualitative effect of changes in pH on the solubility of a salt.

8.11.A.1 The solubility of a salt is pH sensitive when one of the constituent ions is a weak acid, a weak base, or the hydroxide ion. These effects can be understood qualitatively using Le Châtelier's principle.
- Exclusion statement: Computations of solubility as a function of pH will not be assessed on the AP Exam.

Español

Objetivo de Aprendizaje 8.11.A: Identificar el efecto cualitativo de los cambios en el pH sobre la solubilidad de una sal.

8.11.A.1 La solubilidad de una sal es sensible al pH cuando uno de los iones constituyentes es un ácido débil, una base débil o el ion hidróxido. Estos efectos pueden entenderse cualitativamente mediante el principio de Le Châtelier.
- Afirmación de exclusión: Los cálculos de solubilidad en función del pH no serán evaluados en el Examen AP.

Source: College Board AP Course and Exam Description · ⁨Fuente: College Board AP Course and Exam Description⁩

English

The solubility of a salt with a basic anion rises in acidic solution: the added $\text{H}^+$ reacts with the anion, removing it from the solubility equilibrium and pulling more solid to dissolve (Le Chatelier applied to $K_{sp}$). So pH can control whether an ionic solid dissolves.

Español

La solubilidad de una sal con un anión básico aumenta en solución ácida: el $\text{H}^+$ añadido reacciona con el anión, eliminándolo del equilibrio de solubilidad y arrastrando más sólido para disolverse (Le Chatelier aplicado a $K_{sp}$). Así, el pH puede controlar si un sólido iónico se disuelve.

8.11

Exam tips · ⁨Consejos para el examen⁩

English

Neutral means equal ions, not pH 7. In pure water $[\text{H}_3\text{O}^+]=[\text{OH}^-]$; since $K_w$ rises with temperature, neutral pH drifts below 7 above 25 °C. Use $K_w=[\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-]=1.0\times10^{-14}$ (25 °C) to convert between $[\text{OH}^-]$ and $[\text{H}_3\text{O}^+]$.
$\text{pH}=-\log[\text{H}^+]$ is logarithmic — each unit is a ten-fold change in $[\text{H}^+]$.
A strong acid/base dissociates completely (so $[\text{H}^+]$ = concentration); a weak one only partly, needing $K_a$.
A buffer contains a weak acid and its conjugate base together; it resists pH change by mopping up added acid or base.
On a titration curve the equivalence point is the steep jump; the half-equivalence point has $\text{pH}=\text{p}K_a$.
A smaller $\text{p}K_a$ means a stronger acid.

Español

Neutro significa iones iguales, no pH 7. En agua pura $[\text{H}_3\text{O}^+]=[\text{OH}^-]$; dado que $K_w$ aumenta con la temperatura, el pH neutro desciende por debajo de 7 por encima de 25 °C. Usa $K_w=[\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-]=1.0\times10^{-14}$ (25 °C) para convertir entre $[\text{OH}^-]$ y $[\text{H}_3\text{O}^+]$.
$\text{pH}=-\log[\text{H}^+]$ es logarítmico: cada unidad representa un cambio de diez veces en $[\text{H}^+]$.
Un ácido/base fuerte se disocia completamente (por lo que $[\text{H}^+]$ = concentración); uno débil solo parcialmente, requiriendo $K_a$.
Un amortiguador contiene un ácido débil y su base conjugada juntos; resiste el cambio de pH absorbiendo el ácido o la base añadidos.
En una curva de valoración, el punto de equivalencia es el salto abrupto; el punto medio de equivalencia tiene $\text{pH}=\text{p}K_a$.
Un $\text{p}K_a$ más pequeño significa un ácido más fuerte.

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