Acidos y Bases

     O      L      U      T        Í      P      A      C

 30 

 T e m a

ÁCIDOS Y BASES

INTRODUCCIÓN Los ácidos y las bases se encuentran por ejemplo, en los alimentos que ingerimos, en las medicinas que utilizamos, en los limpiadores domésticos, etc.; por ello son muy importantes en la vida diaria, en el laboratorio y a nivel industrial. * Algunos ácidos comunes - ácido ácido acético, acético, CH3COOH, presente en el vinagre (al 5% en masa aproximadamente). - ácid ácidoo ascó ascórb rbic ico, o, C6H8O6 (o vita vitami mina na C) C), presente en la naranja, toronja, etc. Su deficiencia produce escorbuto. - ác ácid idoo cí cítr tric ico, o, C6H8O7, presente en manzana, limón, mandarina, naranja, tomate, etc. - áci ácido do ox oxál álic ico, o, H2C2O4, presente en ruibarbos y espinacas - ácido sulfúrico, sulfúrico, el de mayor consumo a nivel industrial, Hormiga está contenido en la batería de los automóviles, colorada fertilizantes líquidos, etc. - ácido clorhídrico, forma parte del jugo gástrico el cual permite degradar proteínas y cumple función germicida (mata microbios). - ácido láctico, presente en el yogurt - ácido fórmico, HCOOH, lo encuentras en la mordedura de una hormiga - ácido acetilsalicílico (aspirina), que actúa como analgésico (disminuye la formación de prostaglandinas, causantes del dolor) y antipirético (disminuir la fiebre). bases comunes Algunas

*

*

- Hidróxido de sodio, presente en la soda cáustica, empleadas como agentes de limpieza y como materia prima para elaborar jabones. - Hidróxido de aluminio y el hidróxido de magnesio forman respectivamente parte de la mylanta y leche de magnesia, que se emplean para contrarrestar la acidez, el ardor estomacal y por ello cotidianamente se les conoce como antiácidos. - cafeína, presente en las hojas del té y en los granos del café. - cocaína y nicotina, presentes en el mate de coca y en el tabaco respectivamente, son conocidos también como alcaloides. Estas sustancias tienen la propiedad de ser estimulantes del sistema nervioso y su consumo constante puede producir adicción. - carbona carbonato to de sodio sodio Na2CO3 y bicarbo bicarbonat natoo de sodio, sodio, NaHCO NaHCO3, son sustancias básicas muy importantes a escala industrial. Comer en exceso , comer demasiado rápido , comer alimentos picantes o grasosos , el consumo de alcohol y tabaco y otros comportamientos pueden resultar en exceso de gas y ácido. Dicho exceso causa malestar estomacal, indigestión ácida, y la sensación de ardor que se conoce como acidez estomacal.

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Química

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PROPIEDADES GENERALES

ÁCIDO - Sus disoluciones acuosas conducen la electricidad. Ejemplo: la solución acuosa de ácido ¿Porr qué los ácidos disueltos en sulfúrico que esta presente en la batería de los automóviles. ¿Po agua conducen la electricidad? Los ácidos al disolverse en agua se ionizan, estos iones por tener movimiento de traslación permiten su conductividad. - Son de sabor ácido (picante y agrio) como por ejemplo: el vinagre que debe su sabor al ácido acético, limón y otros frutos cítricos deben su sabor al ácido cítrico, etc. - Cambian de color a los pigmentos orgánicos.

- Su acción es neutralizada por las bases. - Cuando reaccionan con los metales metales más activos que el hidrógeno hidrógeno como (Li, K, Ba, Ca, Al, Ni, Na, Fe, Zn, Mg, Pb, etc.) producen hidrógeno gaseoso y sal, que en solución acuosa conducen la electricidad. METAL ACTIVO + ACIDO ® SAL + H2 En general: Ejemplos:

K(s) + H2SO4(ac) Ca(s) + 2HCl(ac)

®

®

K2SO 4(ac) + H 2(g) CaCl2(ac)

+ H 2(g)

Nota: Esta es la razón por la cual los ácidos no se almacenan en recipientes que contengan metales activos. No

todos los metales reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno gaseoso, tal es el caso del cobre, plata, oro, platino, etc. a estos metales se les denomina nobles, debido a su baja reactividad química. Para disolver estos metales se usa el agua regia, que es una mezcla de HCl y HNO3, en una proporción de volumen volumen de 3 a 1 respectivamente. respectivamente. - Reacci Reaccionan onan con con los carbo carbonatos natos y bicar bicarbonat bonatos os metálicos metálicos como Na Na2 CO3, CaCO CaCO3 y NaHCO NaHCO3, para formar CO2 gaseoso. Esta propiedad de de los ácidos se puede aprovechar para eliminar por ejemplo: el sarro de la tetera (esta capa impide la transferencia de calor) adicionándoles gotas de limón, o vinagre, produciendo produciendo un burbujeo lo cual cual indica que se esta liberando el CO2. En forma general: Ácido + Carbonatos o Bicarbonatos metálicos ® sal + CO2 + H2O   Ejemplos: CaCO3(s) + HCl(ac)  ® CaCl2(ac) + CO 2(g) + H 2O NaHCO3(s) + HCl(ac )  ® NaCl(ac) + CO2(g) + H 2O BASE O ÁLCALIS - Las disoluciones acuosas de las bases conducen conducen la electricidad, ya que al igual que los ácidos se ionizan o disocian. - Poseen sabor cáustico (amargo). Por (amargo). Por ejemplo: al consumir té, café o mate de coca hemos sentido un sabor amargo característico de estas sustancias ¿Qué contienen estas sustancias para presentan este sabor? El grano de café y la hoja de té contienen una sustancia básica

*

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(alcaloides) llamada cafeína y la hoja de coca contiene cocaína que son responsable se su sabor amargo. - Cambian de color a los pigmentos orgánicos. - Poseen consistencia resbalosas al tacto, como por ejemplo: el jabón, lejía, sosa cáustica, etc. - No dan reacciones con los carbonatos o bicarbonatos. - Poseen poder corrosivo. Neutralizan a los ácidos (antiácidos).

Algunas bases son excelentes disolventes del cabello, que con frecuencia son la causa de la obstrucción de los drenajes. El cabello está formado por proteínas.

*

 ANFOTERO

(ANFIPRÓTICA)

Son aquellas sustancias que pueden comportarse como ácidos o como bases, dependiendo con que que susta sustanci nciaa reacc reaccion ionen. en. Ejempl Ejemplos: os: H2O; C2H5OH; OH; HClO, HClO, HS-, H 2PO 4-, iones iones comp complej lejos os de los metales pesados: Zn, Sn, Sb, Cr; etc.

*

TEORÍAS Son aquellas que tratan de explicar microscopicamente, las propiedades de los ácidos y las bases. Entre las principales principales tenemos: tenemos:

A

Teoría de Arrhenius Establecida en 1884, por Arrhenius, se fundamenta en el comportamiento de las sustancias (generalmente ácidos y bases fuertes) en solución acuosa, las cuales se disocian totalmente.

*

*

ÁCIDO

Sustancia que contiene hidrógeno y en solución acuosa se disocia 3,.... prod pr oduc ucie iend ndoo io ione ness H3O+ (H+). Fórmula: HnA n= 1, 2, 3,.. Ejempl Ejemplos: os: HI, HBr, HBr, HCl, HCl, H 2SO4 , HCN, HCN, HNO3, HClO HClO 4, ..... ..... La ionización es total. HCl (ac) Cl-(ac) + H+(ac) ácido monoprótico ® -2 + ® H2SO SO4 (ac) SO4 (ac) + 2H (ac) ácido diprótico BASE Sustancia que contiene grupos hidroxilo, y en solución acuosa se M(OH) H)n n= 1, 2, 3,.. 3,.... .. disocia liberando liberando iones OH- ( hidroxilo). hidroxilo). Fórmula: Fórmula: M(O Ejempl Ejemplos: os: NaOH, NaOH, KOH, KOH, RbOH, RbOH, CsOH, CsOH, Mg(OH) Mg(OH)2 ,Ca(OH ,Ca(OH)) 2 , Sr(OH Sr(OH)) 2, Ba( Ba(OH OH)) 2 NaOH (ac)

®

Na+(ac)

+

OH-(ac)

Mg(OH) 2 (ac)

®

Svante Arrhenius   (1859-1927) * Químico sueco * Premio Nobel en química en   1903

Mg +2(ac) +

2OH -(ac)

.

 

Nota: - Si hacemos reaccionar un ácido y una base de Arrhenius da lugar a la formación de una sal y agua. Neutralización: ÁCIDO FUERTE + BASE FUERTE ® SA SALL + H2O ® NaCl(ac) Ejemplo: HCl(ac) + NaOH(ac) + H2O(l)

*

Limitaciones - Esta teoría es muy limitada, ya que restringe el comportamiento ácido-base de los compuestos solo a soluciones acuosas, además no puede explicar por qué el amoniaco, disuelto en agua genera ion ion OH-, formando una solución básica a pesar pesar que su estructura molecular no tiene ion hidróxido (OH ), por ello fue necesario una definición más general de los ácidos y bases, que incluya otros solventes.

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* Observación: ¿Por ¿P or qué a vece vecess se ree reempl mplaza aza H3 O+ por H+ ?; El ion H+ es un átomo de hidrógeno que perdió su electrón, es decir, decir, es únicamente únicamente un protón. protón. El tamaño tamaño de un protón es aprox. aprox. 10-15m, mientras mientras que que el diámetro diámetro de un un átomo o ion ion promedio promedio es de de 10-10m. Con un un tamaño tamaño tan pequeño, está partícula cargada no puede existir como una entidad aislada en una disolución acuosa debido a su fuerte atracción atracción por el polo negativo del H2O. Por Por consiguiente, el protón existe en forma hidratada (protón hidratado). H+ + H2O ® H3O+ Por comodidad consideramos: H3O+(ac) @ H+(ac) B Teoría de Brönsted y Lowry En 1923 los químicos: Johannes Brönsted (danés) y Thomas Lowry (inglés), idearon de manera independiente y separada, un concepto más amplio de lo que vendría a ser un ácido y una base. * Ácido, es toda especie química (molécula o ion) capaz de donar protones (H (H+) a otra especie, por lo que se transforma en una base conjugada. * Base, es toda especie química (molécula (molécula o ion) que acepta protones (H+) de otra especie, por lo que se transforma en un ácido conjugado. .

De esta definición surge el concepto par ácido-base (un ácido y una base siempre funcionan juntos en la transferencia de un protón. en otras palabras, una de las especies se comporta como un ácido sólo si la otra especie se comporta simultáneamente como una base, y viceversa. Aun cuando un ácido o una base simplemente se disuelven en agua, una reacción ácido base ocurre porque el agua actúa como ácido o base). Ejemplos: H+

HCO3-

+

H+

H2O

  H2CO3

ÁCIDO

BASE

OH -

+

«

  ÁCIDO CONJUGADO

HNO2

  BASE CONJUGADA

ÁCIDO

+

H2O

NO2-

«

  BASE

  BASE CONJUGADA

+

H 3O+   ÁCIDO CONJUGADO

Par Conjugado Par Conjugado

H+

H+

NH3 BASE

+

H2O

NH4+

«

ÁCIDO

  ÁCIDO CONJUGADO

OH-

+

  BASE CONJUGADA

Par Conjugado Par Conjugado

otros: NH3(ac) +

HF(ac)

«

NH4+(ac)

+

F-(ac)

CH3COOH(ac) + H 2O (l) ácido 1 base 2

  CH CH3CO COO-(ac) + H 3O+(ac) base 1 ácido 2

«

CONCLUSIÓN: - Los ácidos y bases débiles se disocian parcialmente por lo tanto son reacciones reversibles. - Par conjugado ácido-base, se les llama así a un ácido y una base “similares en estructura” que se diferencian en un solo protón. - Si un ácido es fuerte, entonces su base conjugada es débil y viceversa. - Ácido Ácido conjugado, conjugado, es el ácido que se se forma forma por por la adición de un protón protón a su base. base. + + BASE + H ® ÁCIDO CONJUGADO Ejempl Ejemplo: o: NH3 + H ® NH4+ Base ácido conjugado - Base conjugada, es la base que que se forma cuando cuando el ácido pierde pierde un protón.

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Eje Ejempl mplo: HCl ® Cl - + H + ácido base conj. - Una reacción ácido-base ácido-base de B-L puede ocurrir ocurrir entre gases, en soluciones no acuosas y en mezclas heterogéneas, como también en soluciones acuosas. - Todos los ácidos y bases de Ahrrenius son ácidos y bases de Brönsted y Lowry, porque los compuestos que se disocian para dar H3O+ son donadores donadores de protones protones y los compuestos que se disocian para dar OH son aceptores de protones. ÁCIDO CIDO

C

.

®

BASE ASE CONJ CONJUG UGAD ADA A + H+

Teoría de Lewis: En 1923, el químico estadounidense, Gilbert Newton Lewis, propone una teoría más amplia y generalizada que las anteriores, su definición esta basada en la formación del enlace covalente. * Ácido: es la especie química (ión o molécula) capaz de aceptar pares de electrones y así formar enlaces covalentes. * Base: es la especie química (ión o molécula) que puede donar pares de electrones, y así formar enlaces covalentes. La reacción acido-base de Lewis implica la formación de un compuesto de coordinación (posee enlace dativo) llamado aducto. ácido + base ®  aducto Ejemplos: BF3 + NH3 ® BF3-NH3

Conclusiones: Son ácidos de Lewis: - Los cationes (Fe+3, Ag+1, Cd+2, H +1, Cu 2+, Zn 2+, etc) - Moléculas Moléculas que que contiene contiene un doble doble enlace enlace polar polar (CO (CO2 , SO2, ) - Molécula Moléculass cuyo átomo central central tenga tenga octeto octeto incompl incompleto eto (H (H3BO3, BF3, AlCl3, etc) - Moléculas cuyo átomo central tenga un orbital vacío en la capa de valencia para aceptar el par electrónico. Son bases de Lewis: - Los Los anio anione ness (Cl (Cl-1, OH OH-1, etc etc)) - Los óxidos metálicos. - Moléc Molécula ulass cuyo cuyo átomo átomo centr central al posee posee al meno menoss un par par de de e- libr libres es (NH (NH3, H2O, C2H 5OC 2H 5, etc) etc) Nota: - La teoría ácido-base ácido-base de Lewis, permite explicar la formación formación de cationes hidratados, como: 2+ + 2+ Cu(H2O)6 ; Ag(NH3)2 ; Ni(H 2O) 6 ; etc. - La teoría de de Lewis, analiza el carácter ácido-base de sustancias sustancias que no necesariamente necesariamente contienen “H” y que no pueden ser explicados por las teorías de Arrhenius y de BrönstedLowry.

*

AUTOIONIZACIÓN DEL D EL AGUA : Una de las propiedades especiales del agua es su capacidad para actuar como ácido o como base. Es un electrólito muy débil y, y, por tanto, un mal conductor de la electricidad, pero experimenta una ligera autoionización:

.

Ionización, según Bronsted - Lowry:

H2O + H2O ácido 1 base 2

Ionización, según Arrhenius: Proceso Endotérmico.

*

H2O(l)

  H3O + + O Hácido 2 base 1

«

  H+(ac) + OH-(ac)

«

Producto iónico del agua (Kw) : En el estudio de las reacciones ácido-base, la Producto concentración del ion hidrógeno es muy importante, ya que indica la acidez o basicidad de una disolución. Ya Ya que sólo una fracción muy pequeña de moléculas del agua se ioniza, la concentración del agua, [H2O], permanece virtualmente virtualmente sin cambios. Por Por consiguiente, la

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constante de equilibrio para la autoionización del agua es: Kc = [H3O+][OH–] = [H+][OH–] * Para Para indicar que la la constante constante de equilibrio se refiere refiere a la autoionización del agua, se reemplaza Kc con Kw. -Kw ¯pH Kw = [H3O+][OH–] = [H+][OH– ] , donde K w se denomina constante del  producto iónico del agua a una temperatura en particular.

Independientemente de que se trate de agua pura o de una disolución acuosa de especies disueltas, la siguiente relación siempre se cumple a [H+][ ][OH OH–] = 1.0× 1.0×10 10–14 25°C : K w = [H

* .

Potencial de hidrógeno Potencial hi drógeno (pH) : Establecida por Sorensen en 1909. Es una cantidad adimensional que indica cuantitativamente el grado de acidez de una disolución. pH = -lo -logg [[H H+] = - log log [H3 O+ ]

Por cons consigu iguien iente te : [H+ ] = 10-pH

* Se usa para soluciones diluidas, donde la concentración del soluto es £1M. Nota: * Un pH negativo, significa que la concentración concentración de H+ es mayor que 1M. * El inte interv rval aloo más más comú comúnn pa para ra las las titu titula laci cion ones es es entr entree 10-1 a 10-3M. pOH= pOH= - Log [OH-]

Por consig consiguie uiente nte : [ OH- ] = 10-pOH

De: Kw = [OH-][H+] Tomando logaritmo negativo a ambos miembros + pKw = pH + pOH ® -logK -logKw w = -log[O -log[OH H ][H ][H ] = -log[O -log[OH H -] - log[H log[H +]

Soren Sorensen   (1868-1939)   Bioquímico danés

Analizando valores en soluciones acuosas a 25ºC: 1. Se cumplen: [OH-]x[H x[H+] = 10-14 mol/ mol/LL pH + pOH = 14 2. En solución neutra: [OH [OH-] = [H+] = 10-7 mol/ mol/LL pH = pOH pOH = 7

* *

3. En solución ácida: [OH-] < [H+] ; [H +] > 10 -7 mol/L ol/L

pH < 7

4. En solución básica: [OH-] > [H+] ; [H +] < 10 -7 mol/L ol/L

pH > 7

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES : ÁCIDOS FUERTES : son electrólitos fuertes que, para fines prácticos, se supone que se ionizan completamente en agua. agua. Poseen altos valores valores de Ka (ka >>> 1) Ejemplos: Ejem plos: hidrá hidrácidos cidos (HCl, (HCl, HBr HBr,, HI), oxiáci oxiácidos dos (HNO (HNO3 , H 2SO 4, HClO4)--> #O #O - #H ³ 2

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HCl(ac) + H2O(l) ® H3O+(ac) + Cl–(ac) HClO ácido fuerte base conjugada débil HI     Z + HBr     E + H2O(l) ® H3O (ac) + NO3 (ac) HNO3(l) HCl     D +     I HClO4(ac) + H2O(l) ® H3 O (ac) + ClO4 (ac) H SO     C A HNO El ácido sulfúrico, es un caso especial. Es un ácido diprótico que se ioniza en dos etapas + H2O(l) ® H3O+(ac) + HSO4-(ac) (1ra etapa, ionización completa) H2SO4(ac) « HSO4-(ac) + H2O(l(l) H3O+(ac) + SO4-2(ac) (2da etapa, ionización parcial) 4

.

2

4

3

*

.

BASES FUERTES : Son electrolitos fuertes, se ionizan completamente en agua. Ejemplo: * Hidróxidos Hidróxidos de metales metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) Cs) y de algunos metales alcalinos térreos (Ca, Sr, Ba). * Todos Todos los hidróxidos de los metales alcalinos son solubles. En el caso de los hidróxidos de los metales metales alcal alcalinos inos térreo térreos, s, el Be(OH Be(OH))2 y el Mg(OH) Mg(OH)2 son insolub insolubles; les; Ca(OH Ca(OH)) 2 y Sr(OH) Sr(OH) 2 son ligeramente solubles, solubles, y el el Ba(OH)2 es soluble. NaOH(s) + H2O Na+(ac) + OH–(ac) Ba(OH)2(s) + H 2O ®  Ba Ba2+(ac) + 2OH–(ac) ® En sentido estricto, los hidróxidos de estos metales no son bases de Brönsted porque son incapaces de aceptar un protón. Sin embargo, el ion hidróxido (OH–), que se forma cuando se ionizan, es una base de Brönsted porque puede aceptar un protón: + + OH–(ac) ® 2H2O(l) H3O (a ( ac) Entonces, cuando decimos que el NaOH o cualquier otro hidróxido metálico es una base, en realidad hacemos referencia referencia a la especie OH– que se deriva del hidróxido. hidróxido.

ÁCIDOS DÉBILES : Son electrolitos débiles, se ionizan en forma limitada en el agua, es decir, forman un equilibrio químico. (Ka << 1) Ejm: Ej m: HF, HC HCN, N, H2S, HN HNO O 2, H 3PO3, HC HCOO OOH, H, CH 3CO COOH OH,, NH 4+, et etc. c. . BASES DÉBILES : Son electrólitos débiles, se ionizan en forma limitada en el agua, es decir decir,, * forman un equilibrio químico. (Kb << 1) Ejm: Aminas: CH3CH 2NH 2, (CH 3) 2NH, (C 3H 7) 3N, C 5H 5N, etc tc.. – H2O(l) « NH4(ac) + OH (ac) NH3(ac) +

*

* Fuerza de Acidez, Es la capacidad que tienen los ácidos de reaccionar con el agua y aumentar la concentración de los iones hidronio, es decir de producir más ione io ness H3O+. Nota: La fuerza de acidez de los ácidos fuertes no se mide con el agua porque éste ejerce un “efecto nivelador” ya que los ioniza completamente, para ello elegimos al ácido acético glacial y según esto:

*

PROPIEDADES MOLECULARES Y FUERZA ÁCIDA  : La fuerza de acidez depende de algunos factores como las propiedades del disolvente, la temperatura y la estructura molecular del ácido. Cuando comparamos la fuerza entre dos ácidos en un mismo solvente y a la misma temperatura entonces la variable a analizar se enfoca a la estructura de los ácidos (fuerza de enlace, polaridad de enlace).

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- Variación Variación de la fuerza ácida en hidruros. ¿Qué factor (fuerza del enlace o polaridad del enlace) es el predominante para determinar la fuerza de los ácidos binarios? * Considere en primer lugar la fuerza del enlace H-X en cada uno de estos ácidos. Que pertenecen pertenecen al mismo grupo grupo   Ejemplo: Grupo 6A Grupo 7A HF Disminución de H2O H 2S HCl la Fuerza de H2Se HBrr HB enlace, aumenta la H2Te HI acidez

Con base en la entalpía de enlace, HI debe ser el ácido más fuerte debido a que su enlace es el más más fácil fácil de romper romper y de formar formar iones iones H+ y I –. * Considere en segundo lugar la polaridad del enlace H-X. En esta serie de ácidos, la polaridad del enlace disminuye desde HF hacia HI porque F es el más electronegativo de los halógenos. Con base en la polaridad de enlace, HF debe ser el ácido más fuerte debido a la mayor acumulación de cargas positivas y negativas en los átomos de H y F Por tanto, tenemos dos factores en competencia a considerar para determinar la fuerza de los ácidos binarios. El hecho de que HI sea un ácido fuerte y que HF sea un ácido débil indica que la entalpía de enlace es el factor predominante en la determinación de la fuerza del ácido en los ácidos binarios. En esta serie de ácidos binarios, cuanto más débil sea el enlace, más fuerte será el ácido, de manera que la fuerza de los ácidos se incrementa como sigue: HF << HCl < HBr < HI Ejemplo:   Per Perio iodo do 2: CH4 NH3 H2O HF * Par Paraa hidruros que pertenecen al mismo periodo: - Variación Variación de la fuerza ácida en ácidos oxácidos.

Aumento de la electronegatividad, aumenta la acidez

* Oxiácidos que tienen diferentes átomos centrales que pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica y que tienen el mismo mism o número de oxidación. Dentro de este grupo, aumenta la fuerza de los ácidos a medida que se incrementa la electronegatividad del átomo centr central, al, ejempl ejemplo: o: HClO HClO3 , HBrO HBrO 3 , HIO3 Cl ,Br y I tienen el mismo número de oxidación, +5. Sin embargo, como el Cl es más electronegativo que el I y Br, atrae el par electrónico que comparte con el oxígeno (en el grupo Cl-O-H) en mayor medida. En consecuencia, el enlace O-H es más polar en el ácido clórico que en el ácido bórico y yódico, es decir, decir, se ioniza más fácilmente. Así la fuerza fuerza relati relativa va de los ácidos ácidos es: es: HClO HClO3 > HBrO3 > HIO3 * Oxiácidos que tienen el mismo átomo central pero diferente número de grupos unidos a él. Dentro de

este grupo, la fuerza del ácido se incrementa a medida que aumenta el número de oxidación del átomo central. Considere los oxiácidos del cloro. En esta serie, la capacidad del cloro para atraer electrones del grupo OH (haciendo más polar el enlace O-H) aumenta con el número de átomos de O electronegativos unidos unidos al Cl. Así el HClO4 es el ácido más fuerte porque tiene el mayor número de átomos

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de O unidos al Cl, y la fuerza de los ácidos disminuye comoo sigue com sigue:: HClO HClO4 > HClO HClO3 > HClO HClO2 > HClO HClO

*

 

ÁCIDOS DÉBILES Y LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN (Ka) : Considere un ácido monoprótico débil, HA. Su ionización en agua se representa como: HA(ac) + H2O(l) « H3O+(ac) + A–(ac) o en forma simple HA(ac) « H+(ac) + A–(ac) Ejemplo: Se desea calcular el pH de una disolución de HF 0.50 M a 25°C. La ionización del HF esta dada por: HF(ac) « H+(ac) + F–(ac) Ka = 7.1x10 -4 Rpta: pH = 1.72

*

PORCENTAJE DE IONIZACIÓN : Porcentaje Por centaje de ionización = concentración del ácido ionizado en el equilibrio x 100 concentración inicial del ácido

*

BASES DÉBILES Y LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN (Kb) : Ejemplo: ¿Cuál es el pH de una disolución de amoniaco 0.40 M? D DA ATO: a 25°C 25°C Kb = 1.8x 1.8x10 10-5 Rpta: 11.43 + – + NH3(ac) + H2O(l) « N  NH H4 (ac) + OH (ac) Kb = [NH4 ]. ].[O [OH H]   [NH3] [N

*

Relación entre Ka y Kb de los ácidos ác idos y bases conjugadas : Se puede encontrar una relación importante entre la constante de ionización de un ácido y la constante de ionización de su base conjugada. Ejemplo: ácido acético

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