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Ácido-BaseÁcido-BaseÁcido-BaseÁcido-Base
Desde el comienzo de la química experimental los científicos han reconocido ácidos y bases por sus propiedades características. Los ácidos tienen sabor agrio y hacen que ciertos colorantes cambien de color, la palabra ácido proviene del latín acidus que significa agrio o acre. Las bases tienen sabor amargo, la palabra base proviene del latín basis , fundamento o apoyo. Cuando las bases se agregan a los ácidos disminuyen la cantidad de ácido.
Desde el comienzo de la química experimental los científicos han reconocido ácidos y bases por sus propiedades características. Los ácidos tienen sabor agrio y hacen que ciertos colorantes cambien de color, la palabra ácido proviene del latín acidus que significa agrio o acre. Las bases tienen sabor amargo, la palabra base proviene del latín basis , fundamento o apoyo. Cuando las bases se agregan a los ácidos disminuyen la cantidad de ácido.
1.1.^ 1.1.^1111 Teoría de Arrhenius^ Teoría de ArrheniusTeoría de ArrheniusTeoría de Arrhenius
Premio Nobel de Química 1903
Define como ácidos aquellas sustancias que se disocian en disolución acuosa liberando protones
HCl(g) + H HCl(g) + H 22 OO HH 33 OO
++
(ac) + Cl(ac) + Cl
- –
(ac)(ac)
Define como bases aquellas sustancias que liberan grupos hidroxilo
NaOH + H NaOH + H 22 OO NaNa
++
(ac) + OH(ac) + OH
- –
(ac)(ac)
La reacción de neutralización del ácido HCl y la base NaOH puede representarse por la ecuación:
H 3 O+(ac) + Cl–(ac) + Na+(ac) + OH–(ac) Na+(ac) + Cl–(ac) + 2H 2 O
ácido + base sal + agua
A pesar del éxito en su momento de la teoría de Arrhenius y de su aplicabilidad su teoría presenta serias limitaciones. Una de las más importantes es el tratamiento de la base débil NH 3. La teoría de Arrhenius sugiere que todas las bases contienen grupos OH
- .
A pesar del éxito en su momento de la teoría de Arrhenius y de su aplicabilidad su teoría presenta serias limitaciones. Una de las más importantes es el tratamiento de la base débil NH 3. La teoría de Arrhenius sugiere que todas las bases contienen grupos OH
- .
Para solucionarlo se empezó a considerar que las disoluciones acuosas de amoniaco contienen la base débil NH 4 OH parcialmente ionizado
NH 3 + H 2 O NH 4 OH
NH 4 OH(ac) NH 4
+
(ac) + OH
-
(ac)
El fallo fundamental de la teoría de Arrhenius era no reconocer el papel clave del disolvente en la ionización de un soluto.
El fallo fundamental de la teoría de Arrhenius era no reconocer el papel clave del disolvente en la ionización de un soluto.
La forma convencional de representar una reacción reversible es con la doble flecha
NH 3 + H 2 O NH 4 +^ + OH
-
Base(1) Ácido(2) Ácido(1) Base(2)
Donde base(1)/ácido(1) y base(2)/ácido(2) son pares conjugados.
Una molécula de NH 3 actúa como base aceptando un protón y un ion NH 4 +^ es el ácido conjugado.
Cuando el HCl se disuelve en agua se transfiere un protón a una molécula de agua, de modo que HCl actúa como ácido de Brønsted-Lowry y H 2 O como una base, formándose el ion hidronio.
HCl(g) + H 2 O H 3 O
+
(ac) + Cl
-
(ac)
Se puede aplicar este mismo concepto a la reacción:
HCl + NH 3 NH 4 Cl
Ciertas sustancias pueden actuar como ácido en una reacción y como base en otra. Por ejemplo el agua en las reacciones anteriores. Estas sustancias se definen como sustancias anfóteras o anfipróticas.
Ciertas sustancias pueden actuar como ácido en una reacción y como base en otra. Por ejemplo el agua en las reacciones anteriores. Estas sustancias se definen como sustancias anfóteras o anfipróticas.
Se puede escribir la constante de equilibrio para las reacciones anteriores:
NH 3 + H 2 O NH 4
+
+ OH
– ^ ^ ^
NH H O
NH OH
kc
3 2
4
Sin embargo las moléculas de disolvente, en este caso el agua, son tan superiores al resto, puede omitirse de la expresión de equilibrio.
Sin embargo las moléculas de disolvente, en este caso el agua, son tan superiores al resto, puede omitirse de la expresión de equilibrio.
4 ' NH
NH OH kc
(^)
La constante kb se denomina constante de ionización de la base. La constante de equilibrio ka se denomina constante de ionización de un ácido.
La constante kb se denomina constante de ionización de la base. La constante de equilibrio ka se denomina constante de ionización de un ácido.
Fuerza relativa de ácidos y basesFuerza relativa de ácidos y bases
Ciertos ácidos son mejores donadores de protones que otros.
De igual manera ciertas bases son mejores aceptores de protones que otras.
De modo que cuando más fuerte es un ácido más débil es su base conjugada.
Cuanto más fuerte es una base, más débil es su ácido conjugado.
AH + H 2 O H 3 O
**+
-
Si AH es un ácido más fuerte que H 3 O+^ transferirá su protón al H 2 O con más
eficacia que aquella con la que H 3 O+^ transfiere su protón a A
- .
En una reacción ácido-base el sentido favorecido de la reacción es desde el miembro más fuerte al más débil de un par conjugado ácido-base.
La ionización de HCl en disolución acuosa es completa, ya que es un ácido fuerte y tiene una gran tendencia a ceder el protón.
HCl(g) + H 2 O H 3 O
+
(ac) + Cl
-
(ac)
HCl + OH
-
H 2 O + Cl
-
Podemos predecir que la neutralización del HCl por OH
- se produce de forma casi completa.
Base(1) débil
Ácido(2) débil
Ácido(1) fuerte
Base(2) fuerte
Para aplicar esta generalización de forma más amplia necesitamos tabular la fortaleza de los ácidos y bases.
Los ácidos HCl clorhídrico y HClO 4 perclórico son ácidos fuertes.
El agua es una base suficientemente fuerte como para aceptar protones de un ácido en una reacción que tiene lugar de forma completa.
Se dice, que el agua tiene un efecto nivelador sobre los ácidos.
La autoionización del agua y la escala de pHLa autoionización del agua y la escala de pH
El agua incluso cuando es pura presenta una concentración muy baja de iones que pueden detectarse en medidas de conductividad eléctrica.
El agua sufre un proceso de autoionización.
Una molécula de agua actúa como un ácido y otra como una base, formándose los iones hidronio e hidróxilo.
La reacción es reversible.
H 2 O + H 2 O H 3 O
**+
-
Ácido(1) Base(2) Ácido(2) Base(1)
La expresión de equilibrio para la reacción vendrá dada por:
2 2
3
H O
H O OH Kc
La concentración del agua en disoluciones acuosas es muy alta, alrededor de 55 M, y permanece constante por lo que se incluye en la constante de equilibrio:
K c [H 2 O]^2 = [OH
K w recibe el nombre de producto iónico del agua.
Su valor a 25 ºC es de 1,0 10 -
Una disolución en la que la concentración de iones hidronio es igual a la concentración de iones hidróxilo se describe como neutra.
[OH
- ] = [H 3 O+] = 1,0 10 -
[OH
- ] < [H 3 O+]
[OH
- ] > [H 3 O+]
neutra
ácida
básica
Ácidos fuertes y bases fuertes. Calculo de pHÁcidos fuertes y bases fuertes. Calculo de pH
Los ácidos y bases fuertes son electrólitos fuertes que existen en disolución acuosa solamente como iones. Se encuentran totalmente disociados. El equilibrio se encuentra completamente desplazado hacia la derecha.
HCl(g) + H 2 O H 3 O
+
(ac) + Cl
-
(ac)
Los siete ácidos fuertes son
HCl, HBr, HI, HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 y H 2 SO 4
En una disolución acuosa de un ácido fuerte la única fuente significativa de protones es el ácido.
El calculo de pH de una disolución de un ácido monoprótico es muy sencillo.
pH de una disolución 0,040 M de HClO 4
Al estar completamente ionizado [ClO 4
- ] = [H
3 O
+] = 0,040 M
pH = –log (0,040) = 1,
Las bases fuertes más comunes son los hidróxidos iónicos de los metales alcalinos
y alcalinotérreos más pesados
LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Mg(OH) 2 , Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2
Calculo de pH de una disolución 0,011 M de Ca(OH) 2
Se disocia en agua para dar dos iones OH–
[OH–] = 2 0,011 = 0,022 M K w = [OH
-
][H+] = 1,0 10 -
pH = –log (4,6 10 -13) = 12,
Otra alternativa pOH = –log(0,022) = 1,
pH = 14 – 1,66 = 12,
Ca(OH) 2 Ca^2
+
+ 2 (OH)
-
4 , 6 10 M 0 , 022
1 , 0 10 H
13
14
ÁcidosÁcidos débilesdébiles
Son aquellos que se ionizan parcialmente en disolución acuosa.
El grado de ionización de un ácido débil puede expresarse en función de la
constante de equilibrio de la reacción, o constante de disociación ácida.
La magnitud de K a indica la tendencia del ácido a ionizarse, a mayor valor de K a más fuerte es el ácido.
Calculo de pH de una disolución 0,30 M de ácido acético CH 3 COOH
Escribimos el equilibrio de ionización o disociación
CH COOH
H CH COO
Ka
3
3
CH 3 COOH (ac) CH 3 COO
-
(ac) + H+(ac)
Puesto que deseamos conocer [H+] llamamos " x" a esta cantidad.
La concentración inicial antes de la ionización es 0,30 M.
Después de la disociación se forman "x" moles por litro de H+
También "x" moles por litro de CH 3 COO
Lo que en equilibrio da lugar a las siguientes concentraciones:
Inicial
Cambio
Equilibrio
-x x x
0,30 - x x x
( 0 , 30 )
( )( ) 1 , 8. 10
5
x
x x
CH COOH
H CH COO Ka 3
3
CH 3 COOH (ac) CH 3 COO
- (ac) + H+(ac)
Ácidos polipróticosÁcidos polipróticos
Muchos ácidos tienen más de un H+^ ionizable, se conocen como ácidos
polipróticos.
Siendo K a1 > K a2 ya que podemos ver de un modo intuitivo que será más difícil
perder un protón de una molécula con carga.
Las constantes de disociación ácidas de estos equilibrios se designan K a1 , K a2 , etc.
El ácido sulfúrico es un ácido fuerte en su primera ionización y un ácido
semifuerte en la segunda.
H 2 SO 4 (ac) HSO 4
- + H
+ K
a1 = grande
HSO^ K a2 = 1,1 × 10- 4
- (ac) SO 4
**2–
+
La primera ionización: [HSO 4
-
] = [H+] = 0,50 M
Calculamos [HSO 4 – ], [SO 4 –2] y [H+] en una disolución de ácido sulfúrico 0,50 M
En la segunda ionización
Inicial
Equilibrio
Cambio -x x x
0.50 - x x 0.50 + x
- 5
0 , 5
( 0 , 50 )
( 0 , 50 ) 1 , 1 10
2 2
x
x
x x Ka
x = 0,
[HSO 4
-
] = 0,50 – x = 0,489 M
[SO 4 –2] = x = 0,
[H+] = 0,5 + x = 0,
pH = 0.
HSO 4
- (ac) SO 4
**2–
+
