Equilibrio Ácido - Base

Equilibrio Ácido - Base

Los ácidos y las bases son sustancias muy abundantes en la naturaleza, por ejemplo los aminoácidos, y son importantes en muchos procesos químicos que se llevan a cabo a nuestro alrededor, desde procesos industriales hasta biológicos, por ejemplo, la velocidad de las reacciones que conservan nuestra vida dependen en grado crítico de la acidez o basicidad de las disoluciones.

Ácidos y Bases

Definición de Arrenhius

Un ácido es cualquier sustancia que, cuando se disuelve en agua, aumenta la concentración de iones hidrógeno, H+.

Una base es cualquier sustancia que, cuando se disuelve en agua, incrementa la concentración de iones hidróxilo, OH-.

Por tanto, basándose en la definición de Arrenhius, el ácido clorhídrico es clasificado como un ácido y el hidróxido de sodio como una base:

HCl (ac) → H+ (ac) + Cl-(ac)

NaOH (ac) → Na+ (ac) + OH-(ac)

Definición de Bronsted – Lowry

La definición es más general y se considera el comportamiento ácido-base en términos de transferencia de proton (H+) desde una sustancia a otra.

Un ácido de Bronsted-Lowry es un donador de protón (H+) y una base de Bronsted-Lowry es un aceptor de protón. La reacción entre un ácido y una base es vista como un equilibrio en el cual un nuevo ácido y una nueva base se forman (la base conjugada del ácido y el ácido conjugado de la base). Esta definición extiende la lista de bases y el alcance de las reacciones ácido-base.

En la siguiente reacción, HCl actúa como un ácido de Bronsted-Lowry y el agua actúa como una base de Bronsted –Lowry porque el HCl transfiere un ion H+ al agua para formar el ion hidronio, H3O+.

HCl (ac) + H2O (l) ↔ H3O+(ac) + Cl-(ac)

Este equilibrio favorece fuertemente la formación de H3O+ y Cl-, es decir, HCl es un ácido más fuerte que H3O+.

Una amplia variedad de ácidos de Bronsted-Lowry son conocidos. Estos incluyen compuestos moleculares tal como el ácido nítrico,

HNO3 (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + NO3-(ac)

Cationes, tal como el ion NH4+,

NH4+ (ac) + H2O ↔NH3(ac) + H3O+(ac)

Y aniones,

H2PO4-(ac) + H2O (l) ↔ HPO42- (ac) + H3O+(ac)

Similarmente, muchos diferentes tipos de especies pueden actuar como bases de Bronsted-Lowry en sus reacciones con agua. Estas incluyen algunos compuestos moleculares,

NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4+ (ac) + OH- (ac)

Y aniones, tal como el ion carbonato,

CO32-(ac) + H2O (l) ↔ HCO3-(ac) + OH-(ac)

Algunas sustancias actúan como ácido en una reacción y como base en otra. Por ejemplo, el H2O es una base de Bronsted-Lowty en su reacción con HCl y un ácido de Bronsted-Lowry en su reacción con NH3. Las sustancias que son capaces de actuar ya sea como ácido o como base se consideran anfóteras, así una sustancia anfótera se comporta como base cuando se combina con una sustancia más fuertemente ácido que ella, y como ácido cuando se combina con algo más fuertemente básico que ella.

Pares conjugados ácido-base

En todo equilibrio ácido-base hay transferencias de protones tanto en la reacción directa (hacia la derecha) como en la inversa (hacia la izquierda). Por ejemplo, considérese la reacción de un ácido, que denotaremos como HX, con agua.

HX (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + X- (ac)

En la reacción directa HX dona un protón al H2O. Por tanto, HX es el ácido de Brønsted-Lowry, y H2O es la base de Brønsted-Lowry. En la reacción inversa el H3O+ dona un protón al ion X-, de modo que H3O+ es el ácido y X- es la base. Cuando el ácido HX dona un protón, queda una sustancia, X-, capaz de actuar como base. Análogamente, cuando H2O actúa como base, genera H3O+, que actúa como ácido.

Un ácido y una base como HX y X-, que difieren sólo en la presencia o ausencia de un protón, constituyen un par conjugado ácido-base. Todo ácido tiene una base conjugada, que se forma quitando un protón al ácido. Por ejemplo, OH- es la base conjugada de H2O, y X- es la base conjugada de HX. De forma análoga, toda base tiene un ácido conjugado asociado a ella, que se forma agregando un protón a la base. Así, por ejemplo, H3O+ es el ácido conjugado de H2O, y HX es el ácido conjugado de X-. En toda reacción ácido-base (de transferencia de protones) se identifican dos conjuntos de pares conjugados ácido-base, por ejemplo para la reacción entre el ácido nitroso, HNO2 y el agua:

[pic 2]

Fuerza de ácidos y bases

Algunos ácidos son mejores donadores de protones que otros; así también, algunas bases son mejores aceptoras de protones que otras. Si ordenamos los ácidos según su capacidad para donar un protón, encontraremos que cuanto más fácilmente una sustancia cede un protón, con tanta mayor dificultad acepta un protón su base conjugada.

Análogamente, cuanto más fácilmente una base acepta un protón, con tanta mayor dificultad cede un protón su ácido conjugado. Por tanto, cuanto más fuerte es el ácido, tanto más débil es su base conjugada; cuanto más fuerte es la base, tanto más débil es su ácido conjugado. Por consiguiente, si se tiene una idea de la fuerza de un ácido (su capacidad para donar protones), también se tiene acerca de la fuerza de su base conjugada (su capacidad para aceptar protones).

[pic 3] [pic 4]

1. Los ácidos fuertes transfieren totalmente sus protones al agua y no quedan moléculas sin disociar en disolución. Sus bases conjugadas tienen una tendencia insignificante a protonarse (extraer protones) en disolución acuosa.

2. Los ácidos débiles se disocian sólo parcialmente en disolución acuosa y, por tanto, existen como una mezcla del ácido en la que una parte se encuentra como especie molecular y la otra como especie disociada. Las bases conjugadas de los ácidos débiles muestran poca capacidad para quitar protones al agua. (Las bases conjugadas de ácidos débiles son bases débiles.)

3. Las sustancias con acidez despreciable son aquéllas que, como el CH4, contienen hidrógeno pero no manifiestan comportamiento ácido en agua. Sus bases conjugadas son bases fuertes que reaccionan totalmente con el agua, tomando protones de las moléculas de agua para formar iones OH-.

Autodisociación del agua

Una de las propiedades químicas más importantes del agua es su capacidad para actuar ya sea como ácido o como base de Brønsted, según las circunstancias. En presencia de un ácido, el agua actúa como receptor de protones; en presencia de una base, el agua actúa como donador de protones. De hecho, una molécula de agua puede donar un protón a otra molécula de agua:

H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+ (ac) + OH-(ac)

Este proceso se conoce como la autodisociación del agua. Ninguna molécula individual permanece ionizada mucho tiempo; las reacciones son sumamente rápidas en ambos sentidos. A temperatura ambiente sólo alrededor dos de cada 109 moléculas están ionizadas en un momento dado. Así pues, el agua pura se compone casi en su totalidad de moléculas de H2O, y es muy mala conductora de la electricidad.

Producto iónico del agua

Dado que la autodisociación del agua es un proceso de equilibrio, se puede escribir de ella la siguiente expresión de constante de equilibrio (constante del producto iónico del agua):

...