Base Fuerte - Base Débil
Los hidróxidos metálicos contienen iones OH– en sus redes
cristalinas, luego todos son bases potencialmente fuertes. La fuerza de los
hidróxidos está determinada por la concentración de iones OH– en la disolución.
Las bases fuertes están conformadas por los hidróxidos de
los metales de las familias 1A y 2A de la tabla periódica (excepto Be y Mg):
LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH
Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2,
Ra(OH)2
El hidróxido de sodio, NaOH, es una base fuerte:
c 0 0 concentración inicial (mol/l)
0 c c concentración final (mol/l)
NaOH(s) ® Na+(ac) + OH-(ac)
0 c c concentración final (mol/l)
Las bases débiles:
B(s) + H2O(l) « BH+ (ac) +
OH- (ac)
c 0 0 concentración inicial (mol/l)
c(1- a) ca ca concentración final (mol/l)
La expresión de la constante
de equilibrio, en términos de concentraciones, se denomina Kb, constante de
disociación básica:
Al observar la expresión de
Kb podemos concluir que conforme se incrementa la [OH-], aumentará el valor de
Kb y el del grado de ionización, a. Cuanto mayor
es el valor de a, la base será menos débil, y en
consecuencia, mayor es el valor de Kb.
Ciertas bases son mejores
aceptoras de protones que otras. Cuanto más fuerte es una base, más débil es su
ácido conjugado.
A mayor valor de Kb ⇒ menos débil o relativamente más fuerte es
la base.
Ácido Fuerte - Ácido Débil
La fuerza de los
ácidos está determinada por su capacidad para disociarse en iones en disolución
acuosa. Se dice que un ácido es fuerte si está totalmente disociado y es débil
si la disociación es parcial:
- ácido fuerte:
los siete ácidos fuertes son: HCl,
HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 y H2SO4
c 0 0 concentración inicial
0 c c concentración final
- ácido débil:
c 0 0 concentración inicial
c(1- a) ca ca concentración final
Como vemos, los ácidos débiles
forman un sistema en equilibrio cuando se disuelven en agua. La expresión de la
constante de equilibrio, en términos de concentraciones se denomina Ka,
constante de disociación ácida:
Observando la expresión de Ka podemos concluir que:
-conforme se incrementa la [H3O+],
aumentará el valor de Ka y el del grado de ionización, a.
-cuanto mayor es el valor de a, el ácido será menos débil, es decir,
mayor es el valor de Ka.
-a mayor valor de Ka ⇒ menos débil o relativamente más fuerte es el
ácido.
Definiciones Ácido y Base
Teoría de Arrhenius (1859-1927)
La primera definición de ácido y
base fue acuñada en 1887 por Savane Arrhenius quien los define
como sustancias que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-),
respectivamente.
Ácido es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse, en disolución acuosa, dando iones H+
Base es toda sustancia que posee algún grupo OH capaz de disociarse, en disolución acuosa, dando iones OH-
Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo OH- y poseen características básicas.
Ácido es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse, en disolución acuosa, dando iones H+
Base es toda sustancia que posee algún grupo OH capaz de disociarse, en disolución acuosa, dando iones OH-
Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo OH- y poseen características básicas.
Son ejemplos de ácidos:
- HCl → Cl- + H+
- HNO3 → NO3 - + H+
Son ejemplos de
bases:
- NaOH → Na+ + OH-
- Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH-
Teoría de Brönsted-Lowry
Según Johannes Brönsted
(1879-1947) y Thomas Lowry (1874-1936), el carácter ácido de las sustancias no se debe
exclusivamente a que en disolución acuosa se disocien originando protones (H+), sino a su facilidad para ceder protones a otras.
Ácido es toda sustancia capaz de ceder un protón.
Base es toda sustancia capaz de aceptar un protón.
Base es toda sustancia capaz de aceptar un protón.
De
esta forma, el carácter ácido de una disolución de ácido clorhídrico se debe a
que éste cede protones al agua de acuerdo a la reacción:
HCl + H2O → Cl- + H3O+
de manera que la sustancia que cede protones es
el ácido (HCl) y la que los acepta, la base (H2O). Al ion H3O+ se le denomina ion hidroxonio o ion
hidronio.
Se sabe que el ion hidrógeno (H+) nunca se encuentra libre como tal, según se
desprende de la teoría de Arrhenius que, para la disociación del mismo ácido,
da la reacción:
HCl → Cl- + H+
Sin
embargo, esta ecuación puede considerarse como una forma simplificada de la
siguiente:
HCl
+ H2O → Cl- + H3O+
por
lo que ambas ecuaciones suelen utilizarse indistintamente.
Teoría de Lewis (1875-1946)
Gilbert Newton Lewis químico estadounidense que en 1938 formuló la teoría del enlace covalente donde propuso que no todas las reacciones ácido-base implican transferencia de protones, pero sin embargo forman siempre un enlace covalente dativo. Propuso la escritura de fórmulas utilizando puntos para resaltar los electrones.
Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo. (H+)
Diferencias de las teorías ácido base:
Gilbert Newton Lewis químico estadounidense que en 1938 formuló la teoría del enlace covalente donde propuso que no todas las reacciones ácido-base implican transferencia de protones, pero sin embargo forman siempre un enlace covalente dativo. Propuso la escritura de fórmulas utilizando puntos para resaltar los electrones.
Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo. (H+)
Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres,
capaces de ser donados para formar enlaces covalentes dativos. (OH-)
El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la
base debe tener algún par de electrones solitarios. La reacción de un ácido con una base de Lewis
da como resultado un compuesto de adición.
Todas las sustancias químicas que son ácidos o bases según
las teorías de Arrhenius y de Brönsted Lowry también lo son de acuerdo con la
teoría de Lewis; pero muchos ácidos de Lewis, no lo son de Brönsted, ejemplo:
(BF3 + :NH3
→ F3B NH3).
Las definiciones de Arrhenius o de Brönsted - Lowry son por
lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.
Diferencias de las teorías ácido base:
Teoría
|
Arrhenius
|
Brönsted-Lowry
|
Lewis
|
Definición de ácido
|
Cede H+ en agua
|
Cede H+
|
Captador de e-
|
Definición de base
|
Cede OH- en agua
|
Acepta H+
|
Donador de e-
|
Neutralización
|
Formación de
agua
|
Transferencia de H+
|
Formación de enlace covalente coordinado
|
Ecuación
|
H+ + OH- → H2O
|
HA + B- → A- + BH
|
A+
+ B- → A-B
|
Limitación
|
Solo soluciones acuosas
|
Solo transferencia de H+
|
Teoría general
|
Propiedades características de los ácidos y bases
Descripción de la Naturaleza del conocimiento científico.
"Cuando es posible medir y expresar con números aquello
de que se habla, se puede decir que se conoce algo sobre ese tema; pero cuando la medición es
imposible, cuando no hay posibilidad de expresión por medio de cifras, el
conocimiento es muy escaso y poco satisfactorio; puede constituir entonces la
primera etapa, el comienzo del conocimiento, pero se ha avanzado muy poco hacia
la condición de ciencia, cualquiera sea el objeto de estudio."
Lord Kelvin
Efecto del ion comun
La adición de ion común al equilibrio provoca un desplazamiento en el equilibrio hacia la izquierda, disminuyendo la solubilidad del electrolito.
Consideremos inicialmente una solución saturada de electrolito AB, sin la presencia del precipitado:
AB(s) <=> A+(aq) + B–(aq)
La adición de iones A+ o B– desplazará el equilibrio hacia disminuir la concentración de los iones, hasta que estas concentraciones satisfagan los Kps. Por lo tanto, ocurre la formación de precipitado.
En presencia de precipitado, la adición del Ion común desplaza el equilibrio hacia la formación del electrolito sólido, de modo a mantener constante el producto de las concentraciones de los iones.
La adición del electrolito sólido no altera el equilibrio ni el número de iones en solución.
Previsión de precipitación
Cuando mezclamos dos electrolitos diferentes, en solución, es posible saber cuando el precipitado se comenzará a formar, a partir de dos iones de esos electrolitos.
Qps es el cociente de la reacción, siendo calculado en función de la concentración de iones que son mezclados.
Qps es el cociente de la reacción, siendo calculado en función de la concentración de iones que son mezclados.
Qps > Kps PRECIPITA
Qps = Kps SATURADA
Qps < Kps NO PRECIPITA
Por ejemplo: Son mezclados volúmenes iguales de Pb(NO3)2 0,2 M e KI 0,2 M . Habrá la formación de un precipitado de PbI2.
Dato: Kps de PbI2 = 1,4 · 10–8
Para responder a la pregunta, primero debemos encontrar la concentración de cada ion en solución:
Cuando las dos soluciones son mezcladas, el volumen de la solución final duplica, por lo tanto las concentraciones de Pb2+ y I – caen por la mitad
La ecuación iónica que representa la precipitación queda:
Pb2+(aq) + 2l –(aq) => PbI2(s)
Siendo que su inverso representa la disolución del PbI2 . Al alcanzar el equilibrio tenemos:
PbI2(s) <=> Pb2+(aq) + 2I–(aq)
Qps es el cociente de la reacción, siendo calculado en función de la concentración de iones que son mezclados. La precipitación ocurre cuando Qps es mayor o igual a Kps. En nuestro caso, encontramos:
Qps = [Pb2+] · [i–]2
Qps = (0,1) · (0,1)2
Qps = 1,0 · 10–3
Como Kps = 1,4 · 10–8 se concluye que Qps > Kps, por lo tanto ocurre precipitación.
Producto de solubilidad. Kps
Supongamos una solución de electrolito A2B3, poco soluble, en
presencia de su precipitado (parte insoluble).
Kps es una grandeza que sólo depende de la temperatura. Cuanto más soluble el electrolito, mayor la concentración de iones en solución, mayor el valor de Kps; cuanto menos soluble el electrolito, menor la concentración de iones en solución, menor el valor de Kps, desde que las substancias comparadas presente la misma proporción entre los iones.
La parte que se disolvió está
bajo la forma de iones A+++ y B=, mientras la parte
no-soluble está bajo la forma no-ionizada A2B3.
Existe así, un equilibrio dinámico entre A2B3 y sus iones en la solución, que puede ser representada por la ecuación:
Existe así, un equilibrio dinámico entre A2B3 y sus iones en la solución, que puede ser representada por la ecuación:
Como todo
equilibrio, este también debe obedecer la ley:
Como la
concentración de un sólido tiene valor constante, el producto Ki · [A2B3] de la
fórmula de arriba también es constante y se llama producto de solubilidad.
Por lo
tanto, el producto de solubilidad (Kps o PS) es el producto de las
concentraciones molares de los iones existentes en una solución saturada, donde
cada concentración es elevada a un exponente igual al respectivo coeficiente
del ion en la correspondiente ecuación de disociación.
La
expresión Kps es utilizada solamente para soluciones saturadas de
electrolitos considerados insolubles, porque la concentración de iones en
solución es pequeña, resultando soluciones diluidas.
Ejemplos:
Kps es una grandeza que sólo depende de la temperatura. Cuanto más soluble el electrolito, mayor la concentración de iones en solución, mayor el valor de Kps; cuanto menos soluble el electrolito, menor la concentración de iones en solución, menor el valor de Kps, desde que las substancias comparadas presente la misma proporción entre los iones.
Como
presentan la misma proporción en iones (1 : 1), CaCO3 es más soluble
que BaCO3, porque posee mayor valor de Kps.
Cuando las substancias comparadas poseen proporción en
iones diferentes, la más soluble es aquella que presenta mayor solubilidad.
Solubilidad. s
La solubilidad de un compuesto es la máxima cantidad del mismo (en g) que
puede disolverse en un determinado volumen o masa de disolvente. Corresponde a
la cantidad de soluto presente en una disolución saturada.
Ejemplo:
¿cual es más soluble Ag2CrO4 o BaSO4 ?
La solubilidad de un compuesto depende de los siguientes factores:
- Tipo de disolvente: variando el tipo de disolvente varía la solubilidad.
- La temperatura: es una característica de cada soluto para cada valor de temperatura. En los solutos sólidos y líquidos aumenta al hacerlo la temperatura y en los solutos gaseosos aumenta al reducir la temperatura.
- La presión: en el caso de que el soluto sea gaseoso, al aumentar la presión aumenta la solubilidad.
Tipos de disoluciones con respecto a la solubilidad.
- Disolución Insaturada: La cantidad de soluto disuelto es menor a la solubilidad. Esta disolución se reconoce ya que al agregar una pequeña cantidad de soluto se disolverá.
- Disolución Saturada: La cantidad de soluto disuelto es igual a su solubilidad. Esta disolución se reconoce agregándole una pequeña cantidad de soluto que no se disolverá.
Ejemplo:
¿cual es más soluble Ag2CrO4 o BaSO4 ?
A partir de la Kps obtenemos la solubilidad:
Kps = [Ag+]2 · [CrO42-] ; 4·10 –12 = (2x)2 · x ; 4·10 –12 = 4x3 ; X = 1,0.10-4 mol/L
solubilidad del Ag2CrO4, por lo tanto, en 1 L de solución es posible disolver hasta 10–4 moles de Ag2CrO4.
BaSO4(s) <=> Ba2+(aq) + SO42-(aq) KPS=1,0 . 10-10
Y mol/L Y mol/L Y mol/L
KPS=[Ba2+].[SO42-] ; 10-10=(Y).(Y) ; Y=1,0.10-5 mol/L
solubilidad de BaSO4 por lo tanto, en 1 L de solución es posible disolver hasta 10–5 mol de BaSO4.
Con eso concluimos que Ag2CrO4 es más soluble que BaSO4.
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