Equilibrio Ácido - Base

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Fuerza de ácidos y bases

Algunos ácidos son mejores donadores de protones que otros; así también, algunas bases son mejores aceptoras de protones que otras. Si ordenamos los ácidos según su capacidad para donar un protón, encontraremos que cuanto más fácilmente una sustancia cede un protón, con tanta mayor dificultad acepta un protón su base conjugada.

Análogamente, cuanto más fácilmente una base acepta un protón, con tanta mayor dificultad cede un protón su ácido conjugado. Por tanto, cuanto más fuerte es el ácido, tanto más débil es su base conjugada; cuanto más fuerte es la base, tanto más débil es su ácido conjugado. Por consiguiente, si se tiene una idea de la fuerza de un ácido (su capacidad para donar protones), también se tiene acerca de la fuerza de su base conjugada (su capacidad para aceptar protones).

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1. Los ácidos fuertes transfieren totalmente sus protones al agua y no quedan moléculas sin disociar en disolución. Sus bases conjugadas tienen una tendencia insignificante a protonarse (extraer protones) en disolución acuosa.

2. Los ácidos débiles se disocian sólo parcialmente en disolución acuosa y, por tanto, existen como una mezcla del ácido en la que una parte se encuentra como especie molecular y la otra como especie disociada. Las bases conjugadas de los ácidos débiles muestran poca capacidad para quitar protones al agua. (Las bases conjugadas de ácidos débiles son bases débiles.)

3. Las sustancias con acidez despreciable son aquéllas que, como el CH4, contienen hidrógeno pero no manifiestan comportamiento ácido en agua. Sus bases conjugadas son bases fuertes que reaccionan totalmente con el agua, tomando protones de las moléculas de agua para formar iones OH-.

Autodisociación del agua

Una de las propiedades químicas más importantes del agua es su capacidad para actuar ya sea como ácido o como base de Brønsted, según las circunstancias. En presencia de un ácido, el agua actúa como receptor de protones; en presencia de una base, el agua actúa como donador de protones. De hecho, una molécula de agua puede donar un protón a otra molécula de agua:

H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + OH-(ac)

Este proceso se conoce como la autodisociación del agua. Ninguna molécula individual permanece ionizada mucho tiempo; las reacciones son sumamente rápidas en ambos sentidos. A temperatura ambiente sólo alrededor dos de cada 109 moléculas están ionizadas en un momento dado. Así pues, el agua pura se compone casi en su totalidad de moléculas de H2O, y es muy mala conductora de la electricidad.

Producto iónico del agua

Dado que la autodisociación del agua es un proceso de equilibrio, se puede escribir de ella la siguiente expresión de constante de equilibrio (constante del producto iónico del agua):

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A 25°C, Kw es igual a 1,0x10-14, Debido a que el protón hidratado se representa indistintamente como H+(ac) y H3O+(ac), la reacción de autodisociación del agua también se puede escribir como:

H2O(l) ↔ H+ + OH-

Por tanto Kw = [H+][OH-] = 1x10-14

La utilidad de Kw es que es aplicable no sólo al agua pura, sino a cualquier disolución acuosa. Por consiguiente, Kw se usa para calcular ya sea [H+] (si se conoce [OH-]) o [OH-] (si se conoce [H+]).

De una disolución en la que:

[H+] = [OH-] la disolución es neutra

[H+] > [OH-] la disolución es ácida

[H+] -] la disolución es básica

Ejemplo:

Indique si una disolución que tiene una concentración de protones de 4x10-9M es ácida, básica o neutra.

Desarrollo:

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Por tanto como: la disolución es básica.[pic 9]

La escala de pH

La concentración molar de H+(ac) en una disolución acuosa es por lo común muy pequeña.

En consecuencia, y por comodidad, [H+] se expresa habitualmente en términos del pH, que es el logaritmo negativo de base 10 de [H+].*

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* Debido a que [H+] y [H3O+] se emplean indistintamente, a veces el pH aparece definido como

–log[H3O+].

De manera similar, podemos definir el pOH de una solución como el logaritmo negativo en base 10 de la [OH-]

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Por lo tanto, pH y pOH son medidas de la acidez o de la alcalinidad de una sustancia.

En agua pura, las concentraciones de ion hidronio y de ion hidróxilo son ambas 1,0x10-7M, así en agua pura a 25°C:

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Si aplicamos logaritmo negativo a ambos lados de la expresión

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La suma del pH más el pOH debe ser igual a 14,00 a 25°C

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Figura 2. Concentraciones de H+ y valores de pH de algunas sustancias comunes a 25°C..

Las disoluciones con pH menor a 7,00 (a 25°C) son ácidas, y aquellas con pH mayor a 7,00 son básicas. Las soluciones con pH igual a 7,00 son neutras.

Ejemplos:

- En una muestra de jugo de limón [H+] es de 3,8 × 10-4 M. ¿Cuál es el pH?

Desarrollo:

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- Una disolución común

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