Equilibrio Ionico y Acido-Base.

...

- Ka > > > 1 representan concentración muy grande de la base conjugada, es decir, un ácido muy disociado;

- Ka

- Kb > > > 1 representan concentración muy grande del ácido conjugado, es decir, una base muy disociada;

- Kb

- Se consideran ácidos y bases fuertes aquellos que están totalmente disociados en disoluciones diluidas.

- Así, el valor de las respectivas constantes de acidez o basicidad permite determinar la fuerza del ácido o de la base:

- Para ácidos y bases fuertes. Ka y Kb. respectivamente. son infinitamente grandes.

- En cambio, para ácidos y bases débiles. el grado de disociación se puede calcular a partir del correspondiente valor de Ka o Kb.

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Ejemplos:

Calcular la concentración de H+ de una disolución que contiene HCI 0,1 M (Ka HCI = ∞)

Calcular la concentración de H+ de una disolución que contiene HCN 0,1 M (Ka HCN/CN- = 4,9.10-10).

Una clasificación aproximada de la fuerza de ácidos, a partir de Ka es la siguiente:

Valor de Ka

> 55

> 10-4

> 10-14

14

Fuerza del ácido

Fuerte

Intermedio

Débil

Muy débil

Teoría de Lewis (1923)

Para poder explicar reacciones entre óxidos básicos y óxidos ácidos, dando sales en ausencia de disolvente, o para explicar otras reacciones que las dos teorías anteriores no habían considerado, Lewis propuso una nueva teoría con base electrónica, según la cual:

- Ácido es toda sustancia, molecular o iónica, que presenta un orbital de enlace vacío y por ello puede aceptar un par de electrones.

- Así, iones como H+, Li+, Ag+, etc. son ácidos de Lewis. También, moléculas de átomo central con octeto incompleto (compuestas con elementos del grupo del boro) y otras, cuyo átomo central puede ampliar el octeto (SiF4, PCI3, S03).

- Base es toda sustancia que tiene un par electrónico sin compartir y puede cederlo aun ácido.

- Así, son bases de Lewis los iones negativos I-, OH-, ... y las moléculas H2O, NH3,.. que tienen el par electrónico sin compartir.

De este modo, las reacciones ácido-base de Lewis consisten en la formación de un enlace covalente coordinado con el par electrónico aportado por la base, que se aloja en el orbital vacío del ácido, formando un compuesto que no tiene por qué ser una sal de Arrhenius, aunque a veces lo sea. Por ejemplo:

Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par de electrones no compartidos.

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[pic 12]

Ácido: Especie que puede aceptar pares de electronesBase: Especie que puede ceder pares de electrones

[pic 13]

IONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH.

- Cuando las moléculas de agua se disocian, originan iones hidroxilos (OH-) e hidronio (H3O+)

- Como cualquier equilibrio, este proceso tiene su constante:

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH−

Kw = [H3O+][OH−]= 10-14 /log

Esta relación permite relacionar los valores de ka y kb de un ácido y su base conjugada, o viceversa

[pic 14]

[pic 15]

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base: A- + H2O [pic 16]OH- + HA

[pic 17]

- Resulta evidente que Ka·Kb = Kw = 1,0·10-14 (a 25 °C)

- Esta relación es muy importante, pues permite calcular Ka conociendo Kb, o viceversa (normalmente, se tabula sólo Ka).

DISOLUCIONES ACIDAS, BASICAS y NEUTRAS

- Como el agua es neutra, por cada ión hidronio se obtiene un ión hidroxilo, es decir, al equilibrio, sus concentraciones deben ser iguales:

[H3O+] = [OH-] = 10-7 M (condición de neutralidad)

- Así, al añadir una pequeña cantidad de ácido al agua pura, aumentará la concentración de iones hidronio. Como el producto iónico del agua, Kw, debe ser constante, el equilibrio:

H2O + H2O[pic 18] H30+ + OH-

- evolucionará de tal manera de consumir iones hidroxilo, es decir, disminuyendo la concentración de OH-.

- En cambio, si se añade base, se producirá la situación inversa.

Por lo tanto:

- En disoluciones ácida: [H30+] > 10-7 y [OH-] -7

- En disoluciones básicas: [H30+] -7 y [OH-] > 10-7

- En disoluciones neutras: H30+] = [OH-] = 10-7

Concepto de pH

Sorensen definió el concepto de pH, o índice de hidrógeno, como el logaritmo del inverso de la concentración de iones hidronio presentes en la disolución:

pH = log 1/[H3O+] = -log [H3O+] = - log [H+]

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