Navegación:  5. Reacciones químicas en disolución acuosa > 5.1. Reacciones ácido-base

 

Existen diferentes teorías para definir a los ácidos y bases pero, en general, la teoría más útil y aceptada en disolución acuosa es la de Brönsted-Lowry. Esta teoría define al ácido como la sustancia capaz de ceder protones a otra sustancia que actúa como base, y base aquella sustancia capaz de aceptar protones procedentes de un ácido. Este comportamiento se puede representar por los siguientes equilibrios:

       ácido1 ⇄  base1 + H+

       base2 + H+ ⇄ ácido2        

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               ácido1 + base2 ⇄ base1+ ácido2  

       Los sistemas ácido1/base1 y ácido2/base2 se denominan pares ácido/base conjugados, de tal manera que una reacción ácido-base es una transferencia de protones entre dos pares conjugados. De acuerdo con la definición de ácido/base de Brönsted-Lowry, la fuerza de un ácido se mide por su tendencia a ceder un protón, mientras que la de una base se mide por su tendencia a aceptar un protón. En disolución acuosa, el agua toma los H+ cedidos por los ácidos (H+ + H2O à H3O+) y cede H+ a las bases que disuelve (H2O + OH- à OH- + H2O). En este sentido, conviene indicar que la fuerza de un ácido es opuesta a la de su base conjugada, ya que si el ácido tiene gran tendencia a ceder protones, su base conjugada mostrará poca tendencia a aceptarlos. Generalmente, la fuerza de estas sustancias se identifica con el valor de las constantes de ionización correspondientes Ka, o Kb, que tienen valores de 10-x para electrolitos débiles: cuanto mayor es x, más débil es el ácido o la base. Se define  pK = -log K = -log 10-x = x, de modo que cuanto mayor es el valor del pKa o del pKb, más débil es el ácido o la base. Los ácidos y bases fuertes están totalmente ionizados y no tienen valores de K asociados (por comparación, tendrían valores de Ka ó Kb = 10x).

La fuerza de un ácido o una base se puede medir también por la concentración de hidrogeniones de sus disoluciones acuosas y su pH = - log [H3O+]. A 25ºC la  [H3O+] del agua es 10-7 y su pH = 7. Los ácidos provocan un aumento de  [H3O+] proporcional a su fuerza, y el pH < 7. Las bases producen una disminución de  [H3O+] (aumenta [OH-]) y un aumento del valor de pH tanto mayor cuanto más fuerte sea la base.

Figs. 11.11, 11.13 y 11.14 Atkins y Jones, “Principios de Química”, ed. Panamericana, 5ª ed. 2012. (Todas las animaciones de los capítulos 11,12 y 13 son recomendables para reactividad)

 

 

Experimento: Carácter ácido/base y fortaleza de diferentes disoluciones acuosas.

       El objetivo de esta práctica es determinar el carácter ácido o base, fuerte o débil de diferentes compuestos dependiendo del valor del pH de su disolución acuosa (pH = -log [H3O+])

       Poner en 5 tubos de ensayo 1 mL aproximadamente de las siguientes disoluciones:

               Tubo 1: Agua destilada

               Tubo 2: Ácido clorhídrico 2M.

               Tubo 3: Hidróxido de sodio  3M

               Tubo 4: Ácido acético 2M.

               Tubo 5: Amoniaco 2M

Medir el pH de cada disolución impregnando con una varilla de vidrio una pequeña porción de papel indicador de pH.

Justificar el pH obtenido en función de las reacciones correspondientes y asignar los valores de Ka/Kb, de entre los siguientes, que corresponderían a cada uno de ellos: Ka = 10x; Ka = 10-x; Kb = 10x Kb = 10-x

 

 

         Tubo          pH                         Reacción                        K        pK        

               1

               2

               3

               4

               5

 

Explicar el comportamiento ácido-base de las especies conjugadas del experimento anterior. Reacción correspondiente. Asignarles valores de Ka y Kb de entre los propuestos.