Fuerza relativa acidos y bases

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HCl + H2O→ H3O+ + Cl-

Con diferencia de la teoría de Arrhenius, la de Brönsted-Lowry establece que las sustancias ácidas-básicas son complementarios entre sí.

A pesar de que esta teoría mejora la comprensión de las sustancias ácido-base, aún tenemos una limitación, no explica el comportamiento de sustancias que no ceden ni captan protones como por ejemplo el trifluoroborano (BF3)

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[pic 3]

Imagen 2 Johannes Bronsted y Thomas Lowry respectivamente.

Por último tenemos la teoría de Lewis, la cual fue planteada por el químico estadounidense Gilbert Newton Lewis, esta teoría formulada en 1938, en la cual establece que no todas las reacciones ácido-base implican una transferencia de protones, pero siempre forman un enlace covalente dativo. Esto significó de mucha importancia ya que identificó ciertas sustancias que no tienen hidrógeno como ácido.

Clasificó a los ácidos como las sustancias que pueden aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente dativo, dado esto, los ácidos deben tener su octeto de electrones incompleto.

Por otro lado clasificó a las bases como las sustancias que tienen pares de electrones libres capaces de ser donados para formar enlaces covalentes dativos, tiene octetos completos.

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[pic 4]

Imagen 3, se muestra cómo funciona la teoría de Lewis, formando un enlace covalente dativo.

Anteriormente nos planteamos una pregunta, si todos son ácidos, ¿Qué los hace distintos?

Existen ácidos que son mejores donadores de electrones que otros. De la misma forma, hay bases que son mejores receptores de protones que otras y permite la siguiente clasificación:

Ácidos fuertes: Transfieren totalmente sus protones al agua y no quedan moléculas sin disociar en disolución. Entre los más comunes están los ácidos monopróticos, clorhídrico (HCl), nítrico (HNO3), entre otros.

Ácidos débiles: Son aquellos que se disocian solo parcialmente en disolución acuosa, existen como una mezcla del ácido en la que una parte se encuentra como especie molecular y la otra como especie disociada, entre los más comunes tenemos el ácido acético (CH3COOH).

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Bases fuertes: se disocian por completo liberando sus iones OH-. Tomando en cuenta la teoría de Lewis, estas especies son las que poseen un átomo que cede, cuya densidad electrónica se deforma fácilmente (se polariza), generalmente el átomo dador es de un tamaño pequeño y muy electronegativo, como por ejemplo:

F-, OH-, O2-.

Para poder entender este concepto debemos hacernos una pregunta, ¿Qué es la densidad electrónica?, esto se refiere a la probabilidad de encontrar un electrón en una cierta región del átomo. Las regiones de alta densidad electrónica representan la mayor probabilidad de localizar un electrón, mientras que lo contrario se aplica a regiones de baja densidad electrónica.

Bases débiles: aceptan parcialmente los protones disponibles en disolución, con lo cual se forma el ácido conjugado y los iones de OH-. Tomando en cuenta la teoría de Lewis, las bases débiles son las sustancias que poseen un átomo dador cuya densidad electrónica se deforma fácilmente, estos átomos suelen ser menos electronegativos y de mayor tamaño que las bases fuertes, como lo son Br-, CN-, entre otros.

La capacidad de donar o aceptar protones que tiene una sustancia, indica la facilidad o dificultad de recibir o liberar un protón.

Mientras más fuerte es el ácido, más débil es su base conjugada y de la misma forma, mientras más fuerte es la base, más débil es su base conjugada.

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- Equilibrio iónico de ácidos y bases:

Un criterio teórico para distinguir la fuerza de un ácido es su constante de acidez (K), relaciona la concentración de los reactantes con los productos y corresponde a la constante de equilibrio de una especie ácida, en otras palabras:

[pic 5]

Si K>1, indica que el ácido es fuerte y estará disociado en su totalidad, ya que la concentración de los productos es mayor a la de los reactantes.

Por otro lado si K

La mayoría de los ácidos y bases son electrolitos débiles, ergo al disolverse en agua solo se ionizan parcialmente.

[pic 6]

Imagen 4, se observa distintas sustancias químicas. 8

- Porcentaje de Ionización:

Además del valor de “K”, otra forma de medir la fuerza de un ácido es mediante su porcentaje de ionización, el cual se define como:

[pic 7]

Cuanto más fuerte es un ácido, mayor será su porcentaje de ionización.

Tenemos que (H+) es la concentración en el equilibrio, (HA) es la concentración inicial de ácido.

Por ejemplo, si el HF de concentración 0,05M tiene un pH de 2,2; ¿es un ácido fuerte o débil?

Como no poseemos el valor de K, podemos emplear los datos ya dados para determinar el porcentaje de ionización, para lo que es necesario determinar el valor de (H+).

pH= -log(H+) obtenemos (H+) aplicando:

(H+)=10-ph

=10-2,2 → 0.006.

Conociendo ahora el valor, podemos establecer el porcentaje de ionización de la siguiente forma:

[pic 8]

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=12[pic 9]

De esta forma, solo 12 de cada 100 moléculas de HF están ionizadas, corresponde a un ácido débil.

- Cálculo de pH en ácidos y bases fuertes

En los ácidos y bases fuertes, el cálculo de pH depende directamente de la concentración inicial de las especies