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Acidez y Basicidad



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puesto que:
    M(H2SO
4
) = 2 M(H) + M(S) + 4 M(O) =
             = 2 · 1,00 + 32,06 + 4 · 15,99 = 98,02 g/mol
ACIDEZ BASICIDAD Y EQUILIBRIO...
 
El equilibrio ácido-base del agua
La cesión de protones por un ácido y la aceptación de protones por una base son procesos
reversibles. Dado que este tipo de procesos desembocan al cabo de un cierto tiempo en una
situación de equilibrio, su estudio puede efectuarse aplicando los conceptos fundamentales del
equilibrio químico.
El equilibrio ácido-base más sencillo y fundamental a la vez es el que corresponde a la disociación
del agua:
H2O + H2O
H3O
+
+ OH
-
base 1   ácido 2     ácido 1    base 2
Esta reacción pone de manifiesto que el agua puede actuar como una base (base 1) ganando
protones para convertirse en H3O
+
(ácido 1) y puede actuar como un ácido (ácido 2) perdiendo
protones para convertirse en OH
-
(base 2). Se dice por ello que es una sustancia anfolita.
Como pone de manifiesto la escasa conductividad del agua pura, el equilibrio iónico del agua está
considerablemente desplazado hacia la izquierda, lo que significa que, de acuerdo con la ley de
acción de masas, su constante de equilibrio K es muy pequeña:
Determinaciones experimentales de dicha constante a 25 ºC han arrojado un valor para K igual a
3,2 · 10
-18
, lo que indica la existencia de una disociación exigua. La concentración de H2O es,
por tanto, prácticamente igual a 1 000 g/litro, o en términos de molaridad:
Escribiendo la anterior expresión en la forma:
K [H2O]
2
= [H3O
+
] [OH
-
]
y operando, resulta:
3,2 · 10
-18
· (55,5)
2
= [H3O
+
] [OH
-
]
10
-14
= [H3O
+
] [OH
-
]
que se representa por K
w
y se denomina producto iónico del agua.
El grado de acidez de una disolución. Concepto de pH
En el agua pura la presencia de iones H3O
+
y OH
-
procede únicamente de su disociación iónica,
por lo que sus concentraciones respectivas son iguales. Es decir:
La presencia de un ácido en disolución dará lugar a un aumento de la concentración de iones
H3O
+
, o lo que es lo mismo, el exponente disminuirá en valor absoluto por debajo de siete,
alcanzando, por ejemplo, el valor:
En disoluciones diluidas el producto iónico del agua K
w
es constante, por lo que un aumento de
[H3O
+
] supondrá una disminución de [OH
-
] y viceversa. Por tanto, la adición de una base
aumentará la concentración de iones OH
-
y disminuirá la de iones H3O
+
, de modo que el
exponente de la potencia decirnal que lo representa aumentará el valor absoluto por encima de
siete, por ejemplo:
Parece entonces razonable considerar el exponente de la concentración de iones H3O
+
de una
disolución como una medida de su grado de acidez.
Se denomina pH de una disolución al valor absoluto del exponente de la concentración de iones
H3O
+
expresada en la forma de potencia decimal; es decir:
[H3O
+
] = 10
-pH
Si se recurre a la noción de logaritmo resulta:
pH = -log [H3O
+
]
El pH de una disolución es, pues, el logaritmo cambiado de signo de la concentración de iones
hidronio.
En una disolución neutra como el agua pura el pH vale siete; en disoluciones ácidas es menor que
siete y en disoluciones básicas es mayor que siete.
Fuerza de ácidos y bases
Según los conceptos de ácido y de base de Brönsted y Lowry la fuerza de un ácido se mide por su
tendencia a ceder protones y la de una base por su tendencia a aceptarlos, pero también se puede
definir por referencia al equilibrio de disociación en disolución acuosa. Así, para un ácido genérico
AH en disolución se produce la reacción reversible:
HA + H2O
A
-
(aq) + H3O
+
(aq)
y la constante K
a
de disociación del ácido vendrá dada por:
que se denomina, también, constante de acidez.
Si el ácido es fuerte, su tendencia a ceder protones desplazará considerablemente el equilibrio
hacia la derecha y la disociación será prácticamente total, lo que se reflejará en un valor elevado de
K
a
.
Análogamente se tendrá para una base genérica B:
B + H2O
BH
+
(aq) + OH
-
(aq)
y la constante de disociación de la base o constante de basicidad será, en este caso:
Cuanto mayor sea K
b
más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha y, por tanto, mayor
será la fuerza de la base o su capacidad para captar protones y convertirse en BH
+
.
En general, para una reacción del tipo
ácido 1 + base 2
ácido 2 + base 1
si el ácido 1 es más fuerte que el ácido 2 la reacción estará desplazada hacia la derecha y
viceversa. Lo mismo sucederá con la base 2 respecto de la base 1.
 
CONCEPTO DE PK
 
La descripción del grado de acidez en términos de pH tiene la enorme ventaja de evitar operaciones
con potencias decimales de exponentes negativos. Dado que las constantes de equilibrio vienen
dadas, por lo general, como potencias de diez, es posible extender la idea recogida en la definición
de pH al caso de los valores de K. Así, se define el pK, para una reacción en equilibrio, en la forma:
           pK = -log K
En equilibrios ácido-base la constante de equilibrio se denomina constante de acidez o de basicidad
y su pK constituye una forma de expresar su valor. Así, por ejemplo, la constante de acidez del ácido
acético a 25 ºC es K
a
= 1,8 · 10
-5
y su pK
a
se calcula, de acuerdo con la definición, como pK
a
= -
log (1,8 · 10
-5
) = 4,8.
Dado que el valor de la constante de acidez constituye una medida directa de la fuerza de un ácido,
su pK
a
es entonces una medida inversa de dicha fuerza; cuanto mayor es la fuerza de un ácido
menor es su pK
a
. Los ácidos fuertes, como el clorhídrico (HCI) o el sulfúrico (H2SO
4
), tienen pK
a
negativos y los débiles, como el acético (CH3COOH) o el carbónico (H2CO3), pK
a
positivos.
De la misma manera puede definirse el pK
b
de una base, cuyo significado es análogo.
APLICACIÓN DEL CONCEPTO DE PH
 
El ácido clorhídrico es un ácido fuerte, por lo que puede considerarse totalmente disociado en
disolución acuosa, según la ecuación química:
         HCI + H2O
Cl
-
(aq) + H3O
+
(aq)
Se prepara una disolución que contiene 1,823 g de HCI por cada litro de disolución. Calcular la
concentración de iones H3O
+
en moles/litro, [H3O
+
], y a continuación determinar el pH de la
disolución.
De acuerdo con la ecuación química, el número de moles de HCI y de H3O
+
está en relación de 1:1;
por tanto, por cada mol de HCI disociado se generará un mol de H3O
+
(aq) de disolución. La
concentración de H3O
+
procedente de la disociación del agua es muy pequeña frente a la que
procede del ácido y por ello puede despreciarse. Además, como todo el HCI está prácticamente
disociado, la concentración en moles por litro del HCI Inicial coincidirá con [H3O
+
], es decir.
         
ya que
M(HCI) = M(H) + M(CI) = 1,0 + 35,46 = 36,46
Por lo tanto:
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