No adivines el pH. Mirá el equilibrio.

Con pH = −log₁₀[H⁺]. Si la concentración de protones es 1 × 10⁻⁴ mol/L, el pH es 4. Al revés, [H⁺] = 10^(−pH): un pH de 5,5 corresponde a 3,16 × 10⁻⁶ mol/L. Lo importante es que la escala es logarítmica, así que una diferencia de una unidad de pH significa un factor diez en la concentración de protones, y una diferencia de tres unidades, mil veces.

No: sólo a 25 °C. Neutro significa [H⁺] = [OH⁻], y ese punto lo fija el producto iónico del agua, el Kw, que crece con la temperatura. A 25 °C el pKw vale 14,00 y el punto neutro es 7,00; a 37 °C, la temperatura del cuerpo, el pKw baja a 13,62 y el agua neutra tiene pH 6,81; a 0 °C sube a 7,47. El agua no se vuelve ácida al calentarse: se corre la escala entera.

pH + pOH = pKw, que a 25 °C vale 14,00. Si el pOH es 3, el pH es 11 y la solución es marcadamente alcalina. Igual que el pH, el pOH sale del logaritmo negativo: pOH = −log[OH⁻]. La regla de "restar de 14" funciona en la práctica de aula, pero hay que recordar que ese 14 es un valor que depende de la temperatura.

Porque un ácido fuerte se disocia por completo y su [H⁺] es directamente su concentración, mientras que uno débil se disocia sólo parcialmente y hay que resolver el equilibrio. Para el ácido acético 0,1 M con Ka = 1,75 × 10⁻⁵, la ecuación x² + Ka·x − Ka·C = 0 da [H⁺] = 1,31 × 10⁻³ y pH 2,88, muy lejos del pH 1 que daría un ácido fuerte a la misma concentración. Sólo se disocia el 1,3% de las moléculas.

Sirve mientras la disociación quede por debajo del 5% de la concentración inicial, que es la regla práctica de los libros. Por debajo de ese umbral, despreciar la x del denominador cambia el pH en menos de 0,02 unidades. Cuando el ácido es relativamente fuerte o está muy diluido, la disociación pasa el 5% y el atajo sobreestima el [H⁺]: ahí hay que ir a la cuadrática completa, que es lo que hace este cálculo siempre.

pKa = −log(Ka) y es la forma cómoda de comparar fuerzas de ácidos: cuanto más chico el pKa, más fuerte el ácido. El acético tiene pKa 4,76 y el cianhídrico 9,21, así que el acético es unos cuatro órdenes de magnitud más fuerte. El pKa también dice dónde funciona mejor un buffer: la capacidad amortiguadora es máxima cuando el pH del medio es igual al pKa, y sigue siendo útil en pH = pKa ± 1.

Se ponen las concentraciones de equilibrio de los productos en el numerador y las de los reactivos en el denominador, cada una elevada a su coeficiente estequiométrico. Para aA + bB ⇌ cC: Kc = [C]^c / ([A]^a · [B]^b). Un Kc grande —por encima de 1.000— significa que el equilibrio está muy corrido a productos; uno chico —por debajo de 0,001—, que casi no hay reacción. Los sólidos y los líquidos puros no se incluyen en la expresión.

Kc usa concentraciones molares y Kp, presiones parciales. Se relacionan por Kp = Kc × (RT)^Δn, donde Δn es la diferencia entre los moles gaseosos de productos y de reactivos. Si Δn = 0, los dos valores coinciden. Para la síntesis de amoníaco N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, Δn = 2 − 4 = −2, así que Kp es bastante menor que Kc a temperatura ambiente.

Dividís los moles disponibles de cada reactivo por su coeficiente en la ecuación balanceada y el cociente MENOR marca el limitante. Con 2 mol de A (coeficiente 1) y 5 mol de B (coeficiente 3), los cocientes son 2 y 1,67: limita B, aunque haya más moles de B que de A. Ese es exactamente el error frecuente: mirar la cantidad en vez del cociente. El cociente menor es además el avance de reacción, y multiplicado por el coeficiente del producto da el rendimiento teórico.

Rendimiento % = (obtenido real / máximo teórico) × 100. Si el limitante permite 1,67 mol de producto y aislaste 1,2 mol, el rendimiento es del 71,9%. Un valor entre 70% y 90% se considera bueno en síntesis orgánica; por debajo del 50% conviene revisar el procedimiento. Y en una ruta de varias etapas los rendimientos se multiplican, no se promedian: tres pasos al 80% dan un 51,2% global.

Numéricamente sí, físicamente no. Cuando pasa, la causa casi siempre es la misma: el producto está húmedo, con solvente residual, o contaminado con sales de la reacción. La solución es secar a peso constante —pesar, secar otro rato, volver a pesar hasta que el valor no cambie— y verificar la pureza antes de informar el número. Un rendimiento del 105% no es un buen resultado: es una señal de que la muestra está sucia.

En un ácido FUERTE el pH sube exactamente una unidad, porque la concentración de protones baja a la décima parte. En un ácido DÉBIL no: al diluir se favorece la disociación, así que la concentración de protones baja menos de lo proporcional y el pH sube menos de una unidad, típicamente entre 0,4 y 0,5. Y hay un piso: por más que diluyas, el pH nunca pasa de 7 hacia el lado ácido, porque el agua misma aporta sus protones.