Teoría Ácido-Base: Conceptos, Equilibrio y Aplicaciones
Enviado por Chuletator online y clasificado en Química
Escrito el en 
español con un tamaño de 5,89 KB
Teoría de Arrhenius de Ácidos y Bases
Un ácido es una sustancia que en disolución acuosa se disocia en sus iones, liberando iones H+. Una base es una sustancia que en disolución acuosa se disocia en sus iones, liberando iones OH-.
Limitaciones de la Teoría de Arrhenius
- Su definición se limita a disoluciones acuosas.
- Considera a los iones OH- como los responsables de la basicidad de los compuestos, dejando fuera de la definición a un gran número de sustancias con carácter básico que carecen del grupo hidróxido (por ejemplo, NH3).
- El ion H+, debido a su pequeño tamaño, no puede existir en disolución acuosa. En realidad, se uniría a la parte negativa del dipolo de la molécula de agua formando el ion H3O+.
Equilibrio Iónico del Agua. Concepto de pH
El agua pura no conduce la electricidad. Sin embargo, se ha demostrado experimentalmente que presenta una pequeña conductividad eléctrica. Este hecho se justifica por una débil autoionización generada en la transferencia de protones entre dos moléculas de agua (autoprotólisis) debido a su carácter anfótero.
La constante de equilibrio para esta reacción se denomina Kw y su valor a 25 °C es:
``` Kw = [OH-] ∙ [H3O+] = 10-14 (25 °C) ```
* En agua pura, se cumple que [OH-] = [H3O+] y diremos entonces que la disolución es neutra. * Cuando el valor de [H3O+] ≫ [OH-], decimos que la disolución es ácida. * Cuando el valor de [OH-] ≫ [H3O+], decimos que la disolución es básica.
¿Y cómo se relaciona todo esto con el concepto de pH?
En muchos equilibrios ácido-base, trabajamos con [H3O+] y [OH-] tan pequeñas que se hace necesario introducir una escala más sencilla para conocer la acidez o basicidad de un medio sin tener que recurrir continuamente a valores de potencias de 10 negativas. De esa manera, definimos el pH como:
``` pH = -log[H3O+] ```
Análogamente, podemos definir el pOH como:
``` pOH = -log[OH-] ```
Relacionando ambos conceptos con la expresión de Kw y su valor a 25 °C, podemos afirmar que:
``` pOH + pH = 14 ```
Y a esa temperatura de 25 °C diremos que la disolución será ácida, básica o neutra en función de su pH:
* pH 3O+] ↓[OH-] [H3O+] > 10-7 * pH = 7 → La disolución es neutra [H3O+] = [OH-] [H3O+] = [OH-] = 10-7 * pH > 7 → La disolución es básica ↓[H3O+] ↑[OH-] [OH-] > 10-7
Ácidos Fuertes y Bases Fuertes. Teoría y Problemas
Según Arrhenius, un ácido (o una base) es fuerte cuando en disolución acuosa se disocia por completo (α ≅ 1). Por lo tanto, estamos hablando de reacciones irreversibles, para las que simplemente tendremos que tener en cuenta la estequiometría de la reacción para su resolución.
Ácidos Débiles y Bases Débiles. Teoría y Problemas
Según Arrhenius, un ácido (o una base) es débil cuando en disolución acuosa no se disocia por completo (α ≪ 1). Estamos hablando de reacciones reversibles (⇄) y, por tanto, ejercicios de equilibrio. Aplicando la ley de acción de masas (suponiendo constante la concentración de agua), llamamos Ka (constante de acidez) a la constante de equilibrio en los ácidos. Y llamamos Kb (constante de basicidad) a la constante de equilibrio en las bases.
Interpretación de Ka y Kb y Relación entre Ambas
La constante de acidez o basicidad indica el mayor o menor grado de desplazamiento del equilibrio hacia la derecha y, con ello, su mayor o menor fuerza como ácido o base respectivamente. Es decir, ↑Ka = ↑Fuerza como ácido. ↑Kb = ↑Fuerza como base.
Recuerda que las constantes de equilibrio dependen solo de la temperatura. Ambas constantes están relacionadas por la expresión:
``` Ka · Kb = Kw = 10-14 (a 25 °C) ```
Esta relación, por tanto, nos permite conocer la constante del conjugado del compuesto en cuestión a 25 °C. Date cuenta de que cuanto más fuerte sea un ácido (o una base), más débil será su conjugado correspondiente.
Grado de Disociación o Ionización (α)
Puesto que los ácidos débiles solo se disocian parcialmente (α ≪ 1), podemos conocer su grado de disociación (o ionización), α, tal como hacíamos en el tema de equilibrio. Su valor se expresa en tanto por uno y depende de la concentración (aumenta con la dilución).
Hidrólisis de Sales
La hidrólisis es el fenómeno por el cual los iones en los que se disocia una sal reaccionan con el agua, aportando un exceso de iones 𝐇𝟑𝐎+ o iones 𝐎𝐇– que van a contribuir a modificar su pH. Hay que tener en cuenta que el proceso de disociación en agua de una sal genera un catión y un anión. El catión procederá de una base y el anión de un ácido y vamos a estudiar si estos ácidos o bases de procedencia son fuertes o débiles. En el caso de proceder de un ácido o una base fuerte, su especie conjugada (el catión o anión) no tendrá suficiente fuerza como para reaccionar con el agua (no produce reacción de hidrólisis) mientras que si proceden de un ácido o una base débil, su especie conjugada sí que tendrá la suficiente fuerza para reaccionar con el agua (produce reacción de hidrólisis) modificando el pH.