1. - DEFINICION DE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES 2. - REACCIONES ENTRE LOS ACIDOS Y LAS BASES CH 3 COOH + NH 3 CH 3 COO - + NH 4 H 2 O OH - + H +

Texto completo

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1. - DEFINICION DE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES

Se define un ácido como cualquier ión o molécula capaz de ceder protones. Por lo contrario, una base es cualquier ión o molécula capaz de fijar protones.

Cuando un ácido pierde un protón, se forma una base. Cuando una base fija un protón, se forma un ácido. Cualquier ácido tiene una base conjugada y cualquier base tiene un ácido conjugado. La relación entre ácido y base conjugados puede

representarse por el esquema:

ÁCIDO ⇔ BASE + H+

Ácido y base conjugados constituyen un par ácido-base. Ejemplos de pares ácido-base:

Ácido del par Base del par

HF ⇔ F- + H+

NH4+ ⇔ NH3 + H+

CH3COOH ⇔ CH3COO- + H+

CO2 + H2O ⇔ HCO3- + H+

2. - REACCIONES ENTRE LOS ACIDOS Y LAS BASES

Los protones no existen en estado libre. Para que un ácido pueda ceder protones, se necesita que una base esté presente para fijarlos. El intercambio de protones entre el ácido de un par y la base de otro, lleva el nombre de reacción de neutralización.

base 2 + H+ ácido 2 ácido 1 base 1 + H+

ácido 1 + base 2 base 1 + ácido 2

Por ejemplo, la reacción entre el ácido acético y el amoníaco se representa por:

CH3COOH CH3COO + -NH4 + NH3 H+ + H+ CH3COOH + NH3 CH3COO -+ NH4 +

Propiedades ácido-base del agua

El agua puede desempeñar el papel de ácido:

H2O OH- + H+

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H2O H +

+ H3O+

La reacción del agua como ácido, sobre el agua como base se llama reacción de autoprotólisis:

H2O + H2O H3O++ OH

-ácido1 base2 ácido2 base1

Disolución de los ácidos y de las bases en agua

Cuando se disuelven ácidos o bases en agua, se producen intercambios de protones. El agua desempeña el papel de base cuando se disuelve un ácido y, recíprocamente, desempeña el papel de ácido cuando se disuelve una base:

HF+H2O F-+ H3O+

ácido1 base2 ácido2 base1

NH3+ H2O NH4++ OH

-base2 ácido1 ácido2 base1

estas reacciones llevan el nombre de hidrólisis pero no difieren de una reacción ácido-base sencilla.

3. - FUERZA DE LOS ACIDOS Y LAS BASES Consideremos el equilibrio ácido-base,

Acido

1

Base

+

2

Base

1

+

Acido

2

si está desplazado hacia la derecha, esto significa que el ácido1 puede reaccionar con

base2 y que ácido2 no puede reaccionar con la base1. Por tanto, se puede afirmar que

ácido1, es mas fuerte que el ácido2.

Si se requiere comparar la fuerza relativa de las bases, se puede observar que base2

puede reaccionar con ácido1 pero base1 no puede reaccionar con ácido2 por lo que se

puede decir que la base2 es más fuerte que base.

La comparación cualitativa de las fuerzas relativas de los ácidos y de las bases puede hacerse representándolos sobre ejes:

Este esquema permite observar que al ácido1, más fuerte, le corresponde la base

conjugada más débil, base1. De la misma manera, a la base2 más fuerte, le

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De manera general, tanto más fuerte es un ácido cuanto más débil es su base conjugada y recíprocamente

Ejemplo

Se sabe que el ácido fluorhídrico (HF) reacciona con el amoníaco (NH3). Comparar las

fuerzas relativas de los ácidos y las de las bases en una disolución que contenga estas dos especies

Respuesta

La reacción ácido-base se escribe

HF+NH3 F-+ NH4+

La base conjugada del ácido fluorhídrico es el ión fluoruro F-, el ácido conjugado del amoníaco es el ión amonio NH4+

Se puede decir que:

-HF es un ácido más fuerte que NH4+

-NH3 es una base más fuerte que F

-Clasificación General de los ácidos por orden de fuerza

El razonamiento anterior permite comparar las fuerzas relativas de dos ácidos o de sus bases conjugadas. Es importante disponer de un medio más general que permita clasificar los ácidos por orden de fuerza. Una manera sencilla de resolver este

problema consiste en comparar los ácidos por la cuantitatividad de su reacción con una base de referencia convenientemente seleccionada. La base indicada para desempeñar este papel es el agua misma. Se comparan las fuerzas de los ácidos a partir de los valores de las constantes de las reacciones del tipo:

ácido1 + H2O ⇔ base1 + H3O+

base de referencia

Las constantes de los diferentes equilibrios se ponen en la forma

[

]

[

]

[

ácido

][

H O

]

O H base K 2 1 3 1 + =

Se puede observar que para las disoluciones diluidas (las concentraciones de solutos son menores que 1M). la actividad del agua permanece prácticamente constante (ya que su molaridad M = 55.5). Por consiguiente, es posible escribir,

[

]

[

]

[

]

[

2

]

a 1 3 1 K H O K ácido O H base K = = ′ = +

Esta nueva constante se denomina "constante de acidez del par ácido1/base1”. Por

razones de comodidad, con frecuencia se utiliza la magnitud pKa definida como cologaritmo de Ka:

pKa = -log Ka

Los ácidos son tanto más fuertes cuanto más grande sea el valor de Ka o más pequeño el de pKa. Para clasificar los ácidos por orden de fuerza decreciente, se

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colocan sobre un eje orientado, de acuerdo a sus correspondientes valores pKa como a continuación se indica con unos ejemplos:

H

3

O

+

H

2

O

HF

C

6

H

5

COOH

H

2

S

HCN

HSbO

2

0

3.2

4.7

7.0

9.2

11.0

Clasificación general de las bases por orden de fuerza

Si se elige al agua como ácido de referencia. es posible comparar la fuerza de las bases utilizando los valores de las constantes de reacción con el agua, de acuerdo al equilibrio:

base1 + H2O ⇔ ácido1 + HO

-ácido de referencia caracterizado por la constante

[

]

[ ]

[

base

][

H O

]

OH ácido K 2 1 1 − =

Como anteriormente, en disoluciones diluidas, [H2O] = Cte. por tanto se tiene

[

]

[ ]

[

]

[

2

]

a 1 1 K H O K base OH ácido K= = ′ = −

Esta constante se denomina constante de basicidad. También se define la magnitud pKb = -log Kb

Las bases son tanto más fuertes cuanto más grande sea el valor de Kb o más pequeño el de pKb.

En forma idéntica al caso de los ácidos, la clasificación de las bases, por orden de fuerza decreciente, se puede lograr mediante su colocación de acuerdo con sus correspondientes valores de pKb. Se puede construir la escala siguiente:

10.8

9.3

7.0

4.8

3.0

0

SbO

2-

CN

-

HS

-

C

6

H

5

COO

-

F

-H

2

O

OH

-Producto iónico del agua

La fuerza del ácido H2O puede determinarse mediante el valor de la constante de la

reacción: H2O + H2O OH - H 3O + +

La constante del equilibrio se escribe:

[

][ ]

[

]

2 2 3 O H OH O H K − + =

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escribir:

[

H O

][ ]

OH K

[

H O

]

K = 3 + − = ′ 2

ésta constante particular K´[H2O] se la llama Ki o producto iónico del agua cuyo valor

es bien conocido. A 25°C se tiene Ki = 10-14.0 También se define la magnitud pKi = -log Ki =14.0

El valor de pKi permite caracterizar la fuerza del ácido H2O

De la misma manera, si se quiere conocer la fuerza de la base H2O, se examina el

equilibrio de su reacción con el ácido de referencia H2O:

H2O + H2O OH

- H

3O

+

+

éste equilibrio es idéntico al anterior por tanto pKi permite también caracterizar la fuerza del agua como base.

Relación entre las constantes de acidez y de la basicidad. Escala General de acidez.

Para los pares ácido-base conjugados los valores de Ka no son independientes de los de Kb. Si definimos:

[ ][ ]

[ ]

HA A H Ka − + = y

[ ]

[ ]

[ ]

− = A HA OH Kb

y ahora realizamos una operación matemática consistente en multiplicar Ka por Kb tendremos:

[ ][ ]

[ ]

[ ]

[ ]

[ ]

− − + × = × A HA OH HA A H Kb Ka

de donde se puede ver que los términos se cancelan:

[ ][ ]

+ −

=

×Kb H OH Ka

Se puede observar que el producto de la constante de acidez por la de la basicidad, de un mismo par ácido-base, es igual al producto iónico del agua:

KaxKb = Ki = 10-14 pKa + pKb = pKi = 14

Esta última relación, válida para cualquier par ácido-base, permite hacer coincidir la escala de acidez con la de basicidad antes definida la correspondencia de las dos escalas se muestra en el esquema siguiente:

H3O+ H2O HF C6H5COOH H2S HCN HSbO2 0 3.2 4.7 7.0 9.2 11.0 SbO2 -CN -HS -C6H5COO -F -H2O OH -14 fuerza creciente de los ácidos

fuerza creciente de las bases

De hecho, las dos escalas pueden reducirse a una sola, graduada, en unidades de pKa la fuerza de los ácidos crece hacia la izquierda y la de las bases hacia la derecha.

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4.- ACIDOS FUERTES, BASES FUERTES, NOCION DE pH

Se dice que un ácido es fuerte cuando se disocia totalmente cediendo

cuantitativamente su protón al agua. La base conjugada de tal ácido es infinitamente débil ya que no tiene ninguna tendencia a fijar el protón. La reacción, se escribe:

ácido fuerte + H2O ↔ base infinitamente débil + H3O+

Una base es fuerte cuando fija cuantitativamente el protón liberado por el agua. Su ácido conjugado es infinitamente débil, ya que no tiene ninguna tendencia a ceder el protón. La reacción se escribe:

base fuerte + H2O ⇔ ácido infinitamente débil + HO

-Fijemos él limite rnáximo de concentración de las disoluciones diluidas en 1M de soluto. Ya que el producto iónico del agua es [H3O+] [HO-] = 10-14 , una disolución 1M

de un ácido fuerte tiene las concentraciones siguientes : [H3O+] = 1M [HO-] = 10-14

Por lo contrario, una disolución 1M de una base fuerte tiene las siguientes características:

[H3O+] = 10-14 [HO-]= 1M

Para el agua pura, la concentración de H3O+ es igual a la de HO-; por tanto se tiene:

[H3O+] = [HO-]= (10-14)1/2 =10-7 M

Estos ejemplos muestran que la concentración dé [H3O+] en agua varía en un dominio

extendido de concentraciones.

Por razón de comodidad, se evita utilizar potencias de 10 para medir la actividad de los iones [H3O+], si se define la magnitud:

pH = -log [H3O+]

Se tienen las correspondencias siguientes, entre la actividad de [H3O+] y el pH :

Actividad H3O+ pH disolución ideal ácido fuerte 1M 1 0 agua pura 10-7 7 disolución ideal base fuerte 1M 10 -14 14

Una disolución es ácida cuando su pH es menor que 7 y es básica cuando su pH, es mayor que 7. Cuando una disolución acuosa tiene un pH igual a 7, se dice que es neutra.

En la práctica pueden prepararse disoluciones de ácidos o de bases de

concentraciones superiores a 1M; dichas disoluciones tendrán pH< 0 y pH > 14, respectivamente. El dominio de pH accesible en agua se extiende aproximadamente de -1 a 15.

Sin embargo, la escala relativa a las disoluciones diluidas (Co < 1M), se extiende de 0 < pH < 14

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Consideremos dos disoluciones D1 y D2 la primera contiene el par ácido1/base1, en

cantidades tales que [ácido1] = [base1]: la segunda tiene el par ácido2/base2, también

en actividades iguales. La constante de acidez de cada par se expresa: Ka1 = [base1] [ácido1] [H3O + ] y [H3O+] [ácido2] [base2] = Ka2

Tomando el cologaritmo de cada miembro y despejando pH, se obtienen las dos relaciones : pKa 1 = [base1 ] [ácido 1 ] pH 1 + log y pKa 2 = [base 2 ] [ácido 2 ] pH 2 +log

Mezclemos volúmenes de las disoluciones D1 y D2 tales que las cantidades de ácidos

y de bases presentes, sean equivalentes. Se establece el equilibrio siguiente:

ácido1 + base2 ↔base1 + ácido2

Supongamos que las dos disoluciones tengan el mismo valor de pH inicial. Esta

condición implica pKa1 = pKa2. La mezcla de las dos disoluciones no puede conducir a una modificación de las relaciones de las concentraciones [base1]/[ácido1] y

[base2]/[ácido2]. Además, ya que se mezclan cantidades equivalentes, se tiene:

[ácido1]=[base2]=[base1]=[ácido2]

por tanto, la constante K del equilibrio (1) es igual a la unidad . En este caso, se dice que el equilibrio no está desplazado ni hacia la derecha, ni hacia la izquierda.

Observación : si se hubieran mezclado disoluciones que contengan el ácido de un par (D1). y la base del otro par (D2), en cantidades

equivalentes se lograría un equilibrio tal que se verifique la relación (2) . Esto implica una reacción entre el ácido y la base que se detiene cuando 50% de cada uno ha reaccionado. Por ésta razón se dice que el equilibrio no está desplazado hacia ningún lado .

Supongamos ahora que se tenga inicialmente pH1<pH2. Esta condición implica

pKa1<pKa2. Al mezclar, el pH final, que se logra cuando se ha establecido el equilibrio, debe tener un valor intermedio entre pH1 y pH2. Para que esto ocurra deberá

aumentar el pH de D1 y el pH de D2 deberá disminuir hasta que ambos hayan

alcanzado el mismo valor. Esto sólo se producirá si cambian las proporciones de las concentraciones de los ácidos y bases considerados, esto es: las concentraciones de [base1] y [ácido2] deben aumentar y las de [base2] y [ácido1] disminuirán. Estas

variaciones equivalen a que el equilibrio 1 se desplace a la derecha; en este caso se dice que el ácido1 reacciona con (o neutraliza) a la base2 . De igual forma, si se tiene

pH1>pH2, entonces también ocurre que pKa1>pKa2; entonces se deduce que el

equilibrio 1 se desplaza a la izquierda, cuando se mezclan las dos disoluciones, en este caso se dice que el ácido2 reacciona con la base1.

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Escala de pH.

Ya que los valores de constantes de acidez de los pares ácido-base se dan en tablas, y que éstos pueden sustituirse por los de pH de las disoluciones cuando [ácido] = [base], (y así determinarse en qué sentido se desplaza un equilibrio dado) es posible predecir rápidamente si una reacción ácido-base es factible o no.

Para esto, es cómodo colocar los pares ácido-base sobre una escala de pH en los valores correspondientes a sus respectivos pKa . Los ácidos suelen colocarse arriba del eje y las bases abajo. Cualquier equilibrio ácido-base se desplaza a la derecha si el ácido está colocado a la izquierda de la base. Por tanto, se dice que un ácido puede reaccionar con cualquier base situada a su derecha y viceversa.

Ejemplo: - Predecir si el ácido fluorhídrico puede reaccionar con el cianuro. pKa HF/F -= 3.2 pKa HCN/CN- = 9,2

HF 9.2 HCN F- 3.2 CN -El esquema nos permite concluir que el equilibrio

HF + CN- F- + HCN

esta desplazado hacia la derecha, por tanto, el ácido fluorhídrico puede reaccionar con la base cianuro. También para la predicción de las reacciones ácido-base, se puede utilizar la regla nemotécnica de la “N”, (equivalente a lo empleado en reacciones REDOX).

Se puede ver claramente que no existe una diferencia entre la escala de pH y la escala general de acidez definida anteriormente.

Cuantitatividad de la reacción ácido-base La constante del equilibrio (1) se escribe :

[

][

]

[

1

][

2

]

2 1 base ácido ácido base K=

El valor de K permite determinar en qué sentido está desplazado el equilibrio - si se tiene K> 1 (pK < 0), el equilibrio está desplazado hacia la derecha Las cantidades formadas de base1 y de ácido2 son tanto más grandes cuanto más grande

sea el valor de K. También se dice que la reacción entre ácido1 y base2 es tanto más

cuantitativa cuanto más grande sea el valor de K .

- si se tiene 0 <K < 1 (pK > 0) , el equilibrio está desplazado hacia la izquierda, lo que significa que la reacción entre ácido2 y base1 es tanto más cuantitativa, cuanto

más pequeño sea el valor de K . Por lo contrario, la reacción entre el ácido1 y la base2

es tanto menos cuantitativa, cuanto más grande sea el valor de K .

La constante se calcula fácilmente cuando se conocen las constantes de acidez de cada par ácido-base involucrado.

2 1 r

Ka

Ka

K

=

2 1 pKa pKa pKr= −

El equilibrio (1) está tanto más desplazado hacia la derecha, cuanto más grande sea la distancia que separa los dos pares ácido-base sobre la escala de pH.

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Los resultados pueden resumirse en la tabla siguiente :

Valor de K o < x < 1 K= 1 K > 1

pK positivo nulo Negativo

Valores relativos de

fuerza pKa

1

> pKa2 pKa1 = pKa2 pKa1 < pKa2 Desplazamiento del

equilibrio ac1 +b2 ↔ b1 +ac2

Izquierda 0 Derecha Cuantitatividad de la

reacción ac1 + b2 Menor del 50% ~ 50% Mayor del 50%

Observaciones Cuantitatividad de la reacción inversa +50% No predomina ninguna reacción Cuantitatividad de la reacción inversa –50% Observaciones

Cuando varios ácidos están presentes en una disolución, (o varias bases), la adición de una base (o de un ácido) capaz de reaccionar con ellos, provoca la reacción con el ácido (o base) más fuerte en primer lugar. Los demás ácidos (o bases) siguen reaccionando por orden de fuerza cuando los ácidos (o bases) más fuertes han sido neutralizados

Ejemplo :

Consideremos una disolución que contenga ácido fluorhídrico (pKa=3.2) y ácido acético(pKa=4.7), en la cual se agrega progresivamente amoníaco (pK a=9.2) . El ácido fluorhídrico se neutraliza antes que el ácido acético porque es un donador de protones más fuerte que este último. Las predicciones de reacción pueden hacerse mediante la escala de pH :

Cuando la cantidad de NH3 agregada es equivalente a la de HF inicialmente presente,

la disolución contiene dos ácidos (NH4+ y CH3COOH) y una base (F-) . El equilibrio

que existe es.

F- + CH3COOH ↔ HF + CH3COO

-En efecto, la base F- se pone en equilibrio con él. ácido más fuerte CH3COOH. Este

equilibrio está poco desplazado hacia derecha. Una adición subsecuente de amoníaco conduce después a la “neutralización” del ácido acético .

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En esta segunda reacción, se puede prescindir de la presencia de NH4+ y de F

-formados en la reacción anterior ya que NH4+ es un ácido menos fuerte que

CH3COOH, que F- es una base menos fuerte que NH3 y que CH3COOH que se va

formando.

Notación simplificada

Con el fin de abreviar la escritura sin perder generalidad en las ecuaciones químicas escritas, representaremos los ácidos moleculares por el símbolo HA y sus bases conjugadas aniónicas por A-. De la misma manera, las bases moleculares se simbolizaran por B y sus ácidos conjugados catiónicos por HB+.

El ion hidrónio, el cual hasta ahora se ha simbolizado por H3O+ para resaltar su

carácter de protón solvatado por el agua se representará ahora por la forma simplificada H+.

El equilibrio de disociación de un ácido molecular se escribirá: HA + H2O ↔ A- + H3O+

o prescindiendo del equilibrio del agua: HA ↔ H+

+ A -La constante de acidez del para se escribirá como:

[ ][ ]

[ ]

HA H A Ka + − =

Los ácidos fuertes reaccionan cuantitativamente con la base agua para formar el protón solvatado H3O+.

HA + H2O ↔ A- + H3O+

por tanto, cualquier ácido más fuerte que H3O+ se disocia totalmente en agua.

Consecuentemente, puede señalarse también que H3O+, es el ácido más fuerte que

puede existir en agua.

De la misma manera, las bases fuertes fijan cuantitativamente el protón cedido por el agua:

A- + H2O ↔ HA + OH

-Cualquier base más fuerte que el OH- fija cuantitativamente un protón cedido por el agua y libera cuantitativamente OH-. Por tal motivo se puede afirmar que el OH- es la base más fuerte que puede existir en agua.

Estas propiedades del agua tienen consecuencias que no podrán ser desarrolladas durante este curso; sin embargo, el efecto limitante del agua sobre las reacciones ácido-base lleva el nombre de efecto nivelante.

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