Sal ácida

Las sales ácidas son una clase de sales procedentes de la neutralización parcial de los ácidos polipróticos, es decir, de ácidos con más de un hidrógeno reactivos. Por consiguiente, las sales ácidas tienen uno o más iones metálicos o de amonio, así como uno o más átomos de hidrógeno. Ejemplos típicos de sales ácidas son el carbonato ácido de sodio, también conocido como bicarbonato de sodio (NaHCO₃) o el fosfato diácido de sodio (NaH₂PO₄).

Normalmente cuando reacciona una base con un ácido, ésta pierde todos los grupos (OH) y el ácido pierde todos los átomos dehidrógenos (H) formándose una sal neutra. No obstante, cuando se trata de ácidos polipróticos, si las proporciones estequiométricas de la reacción entre el ácido y la base no son las adecuadas, resultando en déficit la cantidad de base neutralizante, se produce una sal ácida.

Ejemplos:

• ${\displaystyle {\ce {LiOH + H2CO3 -> LiHCO3 + H2O}}}$      (bicarbonato de litio)
• ${\displaystyle {\ce {KOH + H2S -> KHS + H2O}}}$      (sulfuro ácido de potasio)
• ${\displaystyle {\ce {NaOH + H2SO3 -> NaHSO3 + H2O}}}$      (sulfito ácido de sodio o bisulfito de sodio)

Las sales ácidas se nombran de forma similar al resto de las sales, pero indicando en el nombre que se trata de una sal ácida. Esto se lleva a cabo anteponiendo la palabra hidrógeno al nombre de la sal o más correctamente, intercalando entre el nombre del anión y del catión la palabra ácido con el prefijo que indica el número de protones sin neutralizar.^[1] Algunos ejemplos serían:

NaHS: hidrógeno sulfuro de sodio o sulfuro ácido de sodio

NaH₂PO₄: dihidrógenofosfato de sodio o fosfato diácido de sodio.

Na₂HPO₄: Hidrógenofosfato de disodio o fosfato monoácido de disodio.

Antiguamente, cuando solo era posible una sal ácida, es decir, si se trataba de una sal ácida proveniente de un ácido diprótico, se utilizaba el prefijo bi- delante del nombre del anión formador de la sal. Hoy día, esta denominación ha caído en desuso, salvo para algunas denominaciones comerciales, como el bicarbonato de sodio (NaHCO₃) o el bisulfito de sodio (NaHSO₃).^[2][3]

La sales ácidas tienen carácter anfótero; es decir pueden actuar como un ácido y reaccionar con la bases; o pueden actuar como un base y reaccionar con los ácidos.^[4] Así, por ejemplo, considerando el carbonato ácido de sodio (bicarbonato de sodio), este podrá reaccionar con un ácido, como por ejemplo el ácido clorhídrico de igual forma que cualquier otra base, para dar la correspondiente sal, el cloruro de sodio (NaCl).

${\displaystyle {\ce {NaHCO3 + HCl -> NaCl + H2CO3}}}$

y también podrá reaccionar con una base, como por ejemplo el hidróxido de sodio, dando como resultado una sal, que en este caso será el carbonato de sodio, Na₂CO₃.

${\displaystyle {\ce {NaHCO3 + NaOH -> Na2CO3 + H2O}}}$

Como ocurre con el resto de los ácidos y de las bases, cuando una sal ácida se disuelve en agua, esta modificará su pH. De acuerdo con la teoría de Brønsted-Lowry pueden darse dos posibles equilibrios, dependiendo de que la sal ácida actúe como ácidos o como base. Considerando el ejemplo del bicarbonato de sodio y considerando que el ion Na⁺ no tiene efecto sobre el pH de la disolución, se pueden plantear los siguientes equilibrios con sus correspondientes constantes:

Como un ácido, cediendo su protón al disolvente:

${\displaystyle {\ce {HCO3- + H2O <=> H3O^+ + CO3^2-}}}$       ${\displaystyle K_{a2}=4,7\cdot 10^{-11}}$

Como base, puede tomar un protón del agua

${\displaystyle {\ce {HCO3- + H2O <=> H2CO3 + OH-}}}$       ${\displaystyle K_{b1}=2,2\cdot 10^{-8}}$

Se trata, por consiguiente, de dos equilibrios ácido-base que compiten entre sí y por consiguiente, para el cálculo del pH ambos deben ser tenidos en cuenta, lo que supone una importante complicación. Dependiendo de las circunstancias que se den, el procedimiento de cálculo puede variar. En el caso más sencillo, cuando la concentración de la sal ácida es relativamente alta, por ejemplo, 1.0 · 10^-2 M o superior y las constantes de acidez del sistema diprótico muy bajas, y, al menos una de ellas 100 veces mayor que la otra, como en el caso anterior, en que K_a1 = 4,4 ·10^-7 y K_a2 = 4,7 · 10^-11, el pH resultante al disolver la sal ácida se calcula como la semisuma de los pK_a:

${\displaystyle pH=1/2(pK_{a1}+pK_{a2})}$

Cuando esta situación no se da y la sal ácida se encuentra muy diluida, con concentraciones menores que 1.0 · 10^-2 M y sus constantes de acidez relativamente altas y con valores próximos entre sí, el cálculo del pH se hace de forma indirecta por medio de la siguiente ecuación matemática de uso general, que aún no siento totalmente exacta, está sometida a menos error que la anterior:^[5]

${\displaystyle [H^{+}]\approx }{\sqrt {(K_{a1}\cdot K_{a2}\cdot C_{i}+K_{a1}\cdot K_{w})/(K_{a1}+C_{i})}}$

donde K_a son las constantes de acidez, K_w el producto iónico del agua y C_i, la concentración inicial (o formal) de la sal ácida. Una vez estimada la concentración de hidrogeniones, [H⁺], se determina el pH, que por definición es:

${\displaystyle pH=-\log[H^{+}]}$

• Equilibrio ácido-base
• Anfótero
• Constante de equilibrio
• pH
• pKa