Acidos Y Bases .teorico Practico

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 ácido 2 + H+ ácido 1 H+ base 1 + 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+NH3H++H+CH3COOH+NH3CH3COO-+NH4+

Propiedades ácido-base del agua

El agua puede desempeñar el papel de ácido:

H2OOH-+H+

También puede desempeñar el papel de base:

2H2OH++H3O+

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

H2O+H2OH3O++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++OH-NH4+

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,

Acido1 Base2 Base1Acido2++

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:

3

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 Corresponde el ácido más débil.

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

HFF-NH3 ++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

[][][][ ] OHácidoOHbaseK2131+=

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,

[][][][]a2131KOHKácidoOHbaseK=′==+

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

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