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Ácidos y bases
A lo largo de la historia, muchos científicos investigaron las propiedades de los ácidos y las bases. De este modo, surgieron diferentes teorías para explicar el comportamiento de estos compuestos en solución. Las más relevantes son la Teoría de Arrhenius, la Teoría ácido/base de Brönsted y Lowry y la Teoría de Lewis.
Ácidos y bases de Brønsted-Lowry
Un ácido según Brønsted se define como una sustancia capaz de ceder un protón y una base , como una sustancia que puede aceptar un protón. Una extensión de la definición de Brønsted de ácidos y bases es el concepto de par ácido-base conjugado , su estructura se diferencia en un ion hidrógeno_._ La base conjugada es la especie que resulta cuando el ácido pierde un ion hidrógeno.
A la inversa, un ácido conjugado resulta de la adición de un protón a una base de Brønsted.
NH 3 + H 2 O (l) ⇄ NH 4 (ac) + OH(ac)
base ácido conjugado
El agua como caso particular de electrolito débil
El agua es un electrolito débil que experimenta una ligera ionización.
H 2 O (l) + H 2 O (l) ⇄ H 3 O+^ (ac) + OH(ac)
Esta reacción se conoce como autoionización del agua. La constante de equilibrio para esta reacción es:
1,80.10 a25,0ºC
[HO]
Kw [HO ].[OH ]^16
2
^3
La concentración molar del agua puede considerarse constante e igual a 55.56 M. Por lo tanto, 1,8 x 10 -16^. 55.56 = Kw = [H 3 O+ [OH
HCl + H 2 O → H 3 O+^ + Cl– Ácido Base conjugada
La constante de equilibrio Kw (Kwater) se denomina constante del producto iónico del agua, y es el producto de las concentraciones molares de los iones oxonio (H 3 O+) e hidróxido (OH-) a una temperatura determinada. En el agua pura, a 25 ºC, las concentraciones molares de los iones oxonio e hidróxido son iguales, debido a la estequiometría de la reacción, y su valor es: [H 3 O+ = 1.0 x 10-7^ M y [OH = 1.0 x 10-7^ M. Por lo tanto: Kw = [H 3 O+ [OH = (1.0 x 10-7) (1.0 x 10-7) = 1.0 x 10-
Las soluciones se clasifican en ácidas, básicas y neutras según los valores de las concentraciones molares de iones oxonio e hidróxido. Siempre que las concentraciones molares de los iones oxonio e hidróxido son iguales, ([H 3 O+] = [OH−]) la solución acuosa es neutra. En una solución ácida , la concentración molar de iones oxonio es mayor que la concentración molar de iones hidróxido ([H 3 O+] > [OH−]). En una solución básica la concentración molar de iones hidróxido es mayor que la concentración molar de iones oxonio ([H 3 O+ < [OH.
El pH: una forma de medir la acidez
Dado que los valores de las concentraciones de los iones H 3 O+^ y OH^ generalmente son muy pequeños y, por lo tanto es difícil trabajar con ellos, el bioquímico danés Soren Sörensen propuso, en 1909, una medida más práctica denominada pH****. El pH de una solución se define como el logaritmo decimal negativo de la concentración molar del ion hidrógeno , en moles/L: pH = - log [H 3 O+]
El pOH de una solución se define como el logaritmo decimal negativo de la concentración molar del ion hidroxilo , en moles/L pOH = – log [OH–]
H 2 O H 2 O
Las soluciones acuosas de los ácidos fuertes no contienen moléculas de ácido sin ionizar. La mayoría de los ácidos fuertes son ácidos inorgánicos, por ejemplo: ácido clorhídrico (HCl), ácido bromhídrico (HBr), ácido yodhídrico (HI); ácido nítrico (HNO 3 ); ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) y ácido perclórico (HClO 4 ). Las ecuaciones que representan el proceso de ionización de alguno de ellos son:
HCl + H 2 O (l) → H 3 O+^ (ac) + Cl-^ (ac)
HNO 3 + H 2 O (l) → H 3 O+^ (ac) + NO 3 (ac)
HClO 4 + H 2 O (l) → H 3 O+^ (ac) + ClO 4 (ac)
Los ácidos débiles son electrolitos débiles , es decir, se ionizan sólo parcialmente en agua y el proceso de ionización es reversible. En el equilibrio, las soluciones acuosas de los ácidos débiles contienen una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones oxonio, base conjugada y una pequeña cantidad iones OH- provenientes de la autoionización del agua. Los ácidos carboxílicos, el ácido fluorhídrico (HF), el ácido nitroso (HNO 2 ), el ácido sulfuroso (H 2 SO 3 ) son ejemplos de ácidos débiles. Las ecuaciones de ionización son:
HF + H 2 O (l) ⇄ H 3 O+^ (ac) + F-^ (ac)
HNO 2 + H 2 O (l) ⇄ H 3 O+(ac) + NO 2 (ac)
Las bases fuertes son electrolitos fuertes , es decir, se ionizan por completo en agua y el proceso de ionización es irreversible. Las soluciones acuosas de las bases fuertes están formadas por moléculas de agua y los iones provenientes de la ionización de la base y del agua.
Los hidróxidos de los metales alcalinos, Grupo 1 , y algunos de los metales alcalinos térreos, Grupo 2 , son bases fuertes.
NaOH Na+(ac) + OH−^ (ac) Ba(OH) 2 Ba2+(ac) + 2OH(ac)
Las bases débiles son electrolitos débiles , es decir, se ionizan sólo parcialmente en agua y el proceso de ionización es reversible. En el equilibrio, las soluciones acuosas de las bases débiles contienen una mezcla de moléculas de la base sin ionizar, de iones OH-^ , del ácido conjugado y una pequeña cantidad iones H 3 O+ provenientes de la autoionización del agua. El amoníaco, las aminas y las amidas son ejemplos de bases débiles.
NH 3 + H 2 O(l) ⇄ NH 4 (ac) + OH(ac)
CH 3 CH 2 NH 2 + H 2 O(l) ⇄ CH 3 CH 2 NH 3 (ac) + OH(ac)
Constante de ionización de ácidos y bases débiles
Como se ha visto, la mayoría de los ácidos y bases son electrolitos débiles que se ionizan parcialmente en agua. La ionización de un ácido monoprótico* débil, HA, en agua se representa por la ecuación: HA + H 2 O ⇄ H 3 O+^ + A–
*Se define ácido monoprótico a los que poseen un solo átomo de hidrógeno por molécula.
La expresión del del equilibrio para esta ionización:
[HA] Ka [H^3 O].[A^ ]
Ka es la constante de ionización del ácido , es decir, la constante de equilibrio para la ionización de un ácido débil. (La concentración del agua se incorpora a la constante de equilibrio dando Ka constante de ionización del ácido o constante de acidez).
A cierta temperatura, la fuerza del ácido HA se puede medir cuantitativamente mediante Ka. Cuanto mayor es el valor de Ka, el ácido es más fuerte, en consecuencia el ácido está más ionizado y mayor es la concentración de iones H 3 O+^ en el equilibrio, La ionización de las bases débiles se analiza de la misma manera que la ionización de los ácidos débiles. Por ejemplo, al disolver el amoniaco se disuelve en agua, se produce la ionización parcial del mismo.
