16.2: Una descripción cualitativa de los equilibrios ácido-base

Objetivos de aprendizaje

• Comprender el concepto de pares ácido-base conjugados.
• Conocer la relación entre la fuerza ácida o base y la magnitud de K _a, K _b, p K _a, y p K _b.
• Para entender el efecto de nivelación.

Ahora dirigimos nuestra atención a las reacciones ácido-base para ver cómo los conceptos de equilibrio químico y constantes de equilibrio pueden profundizar nuestra comprensión de este tipo de comportamiento químico. Comenzamos con una descripción cualitativa de los equilibrios ácido-base en términos del modelo de Brønsted-Lowry y luego se procede a una descripción cuantitativa en la Sección 16.4.

Pares de Ácido-Base Conjugado

En soluciones acuosas, los ácidos y bases pueden definirse en términos de la transferencia de un protón de un ácido a una base. Así, por cada especie ácida en una solución acuosa, existe una especie derivada del ácido por la pérdida de un protón. Estas dos especies que difieren solo por un protón constituyen un par ácido — base conjugado. Por ejemplo, en la reacción de HCl con agua (Ecuación 16.1.1), HCl, el ácido parental, dona un protón a una molécula de agua, la base parental, formando así Cl ⁻. Por lo tanto, HCl y Cl ⁻ constituyen un par conjugado ácido-base. Por convención, siempre escribimos un par ácido — base conjugado como el ácido seguido de su base conjugada. En la reacción inversa, el ion Cl ⁻ en solución actúa como base para aceptar un protón de H ₃ O ⁺, formando H ₂ O y HCl. Así, H ₃ O ⁺ y H ₂ O constituyen un segundo par ácido — base conjugado. En general, cualquier reacción ácido-base debe contener dos pares de ácido-base conjugados, que en este caso son HCl/Cl ⁻ y H ₃ O ⁺ /H ₂ O.

Tenga en cuenta el patrón

Todas las reacciones ácido-base contienen dos pares de ácido-base conjugados.

De igual manera, en la reacción del ácido acético con agua, el ácido acético dona un protón al agua, que actúa como base. En la reacción inversa, H ₃ O ⁺ es el ácido que dona un protón al ion acetato, que actúa como base. Una vez más, tenemos dos pares de ácido-base conjugados: el ácido parental y su base conjugada (CH ₃ CO ₂ H/CH ₃ CO ₂ ⁻) y la base parental y su ácido conjugado (H ₃ O ⁺ /H ₂ O).

En la reacción del amoníaco con agua para dar iones amonio e iones hidróxido (Ecuación 16.1.3), el amoníaco actúa como base al aceptar un protón de una molécula de agua, lo que en este caso significa que el agua está actuando como un ácido. En la reacción inversa, un ion amonio actúa como un ácido donando un protón a un ion hidróxido, y el ion hidróxido actúa como base. Los pares ácido-base conjugados para esta reacción son NH ₄ ⁺ /NH ₃ y H ₂ O/OH ⁻. Algunos pares de ácido-base conjugados comunes se muestran en la Figura 16.2.1.

Figura 16.2.1 Las fortalezas relativas de algunos pares de ácido-base conjugados comunes Los ácidos más fuertes están en la parte inferior izquierda, y las bases más fuertes están en la parte superior derecha. La base conjugada de un ácido fuerte es una base muy débil, y, a la inversa, el ácido conjugado de una base fuerte es un ácido muy débil.

Constantes de equilibrio ácido-base: K _a, K _b, p K _a y p K _b

La magnitud de la constante de equilibrio para una reacción de ionización se puede utilizar para determinar las fuerzas relativas de ácidos y bases. Por ejemplo, la ecuación general para la ionización de un ácido débil en agua, donde HA es el ácido parental y A ⁻ es su base conjugada, es la siguiente:

\[HA_{(aq)}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)}+A^−_{(aq)} \tag{16.2.1}\]

La constante de equilibrio para esta disociación es la siguiente:

\[K=\dfrac{[H_3O^+][A^−]}{[H_2O][HA]} \tag{16.2.2}\]

Como señalamos anteriormente, la concentración de agua es esencialmente constante para todas las reacciones en solución acuosa, por lo que [H ₂ O] en la Ecuación 16.2.2 se puede incorporar a una nueva cantidad, la constante de ionización ácida (K a) _Una constante de equilibrio para el ionización (disociación) de un ácido débil (HA) con agua, HA (aq) + H ₂ O (l) H ₃ O (aq) ^{+ +} A ⁻ (aq), en el que la concentración de agua se trata como una constante: Ka = [H ₃ O (aq) ⁺] [A ⁻ (aq) ]/[HA], también llamada constante de disociación ácida:

\[K_a=K[H_2O]=\dfrac{[H_3O^+][A^−]}{[HA]} \tag{16.2.3}\]

Así, los valores numéricos de K y K _a difieren por la concentración de agua (55.3 M). Nuevamente, por simplicidad, H ₃ O ⁺ se puede escribir como H ⁺ en la Ecuación 16.2.3. Tenga en cuenta, sin embargo, que el H ⁺ libre no existe en soluciones acuosas y que un protón se transfiere a H ₂ O en todas las reacciones de ionización ácida para formar H ₃ O ⁺. Cuanto mayor es la K _a, más fuerte es el ácido y mayor es la concentración de H ⁺ en equilibrio. Como todas las constantes de equilibrio, las constantes de ionización ácido-base se miden realmente en términos de las actividades de H ⁺ u OH ⁻, haciéndolas sin unidades. Los valores de K _a para una serie de ácidos comunes se dan en el Cuadro 16.2.1.

Cuadro 16.2.1 Valores de K _a, p K _a, K _b y p K _b para ácidos seleccionados (HA) y sus bases conjugadas (A ⁻)

Ácido	JA	K a	p K a	A ^-	K b	p K b
ácido yodhídrico	HOLA	2 × 10 ^9	−9.3	I ^-	5.5 × 10 ^−24	23.26
ácido sulfúrico (1) *	H 2 SO 4	1 × 10 ^2	−2.0	HSO 4 ^−	1 × 10 ^−16	16.0
ácido nítrico	HNO	2.3 × 10 ^1	−1.37	NO 3 ^−	4.3 × 10 ^−16	15.37
ión hidronio	H 3 O ^+	1.0	0.00	H 2 O	1.0 × 10 ^−14	14.00
ácido sulfúrico (2) *	HSO 4 ^−	1.0 × 10 ^−2	1.99	SO 4 ^2−	9.8 × 10 ^−13	12.01
ácido fluorhídrico	HF	6.3 × 10 ^−4	3.20	F ^−	1.6 × 10 ^−11	10.80
ácido nitroso	HNO	5.6 × 10 ^−4	3.25	NO 2 ^−	1.8 × 10 ^−11	10.75
ácido fórmico	HCO 2 H	1.78 × 10 ^−4	3.750	HCO 2 ^−	5.6 × 10 ^−11	10.25
ácido benzoico	C 6 H 5 CO 2 H	6.3 × 10 ^−5	4.20	C 6 H 5 CO 2 ^−	1.6 × 10 ^−10	9.80
ácido acético	CH 3 CO 2 H	1.7 × 10 ^−5	4.76	CH 3 CO 2 ^−	5.8 × 10 ^−10	9.24
ión piridinio	C 5 H 5 NH ^+	5.9 × 10 ^−6	5.23	C 5 H 5 N	1.7 × 10 ^−9	8.77
ácido hipocloroso	HOCl	4.0 × 10 ^−8	7.40	OCl ^-	2.5 × 10 ^−7	6.60
ácido cianhídrico	HCN	6.2 × 10 ^−10	9.21	CN ^−	1.6 × 10 ^−5	4.79
ión amonio	NH 4 ^+	5.6 × 10 ^−10	9.25	NH 3	1.8 × 10 ^−5	4.75
agua	H 2 O	1.0 × 10 ^−14	14.00	OH ^−	1.00	0.00
acetileno	C 2 H 2	1 × 10 ^−26	26.0	HC 2 ^−	1 × 10 ^12	−12.0
amoníaco	NH 3	1 × 10 ^−35	35.0	NH 2 ^−	1 × 10 ^21	−21.0
*El número entre paréntesis indica la etapa de ionización referida para un ácido poliprótico.

Las bases débiles reaccionan con el agua para producir el ion hidróxido, como se muestra en la siguiente ecuación general, donde B es la base parental y BH ⁺ es su ácido conjugado:

\[B_{(aq)}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons BH^+_{(aq)}+OH^−_{(aq)} \tag{16.2.4}\]

La constante de equilibrio para esta reacción es la constante de ionización de base (K _b) Una constante de equilibrio para la reacción de una base débil (B) con agua, B (aq) + H ₂ O (l) BH ⁺ (aq) + OH ⁻ (aq), en el que la concentración de agua se trata como una constante: Kb = [BH ⁺] [OH ^-]/[B], también llamada constante de disociación de base:

\[K_b=K[H_2O]=[BH^+][OH^−][B] \tag{16.2.5}\]

Una vez más, la concentración de agua es constante, por lo que no aparece en la expresión constante de equilibrio; en cambio, se incluye en la K _b. Cuanto mayor sea la K _b, más fuerte es la base y mayor es la concentración de OH ⁻ en equilibrio. Los valores de K _b para una serie de bases débiles comunes se dan en la Tabla 16.2.2

Cuadro 16.2.2 Valores de K _b, p K _b, K _a y p K _a para bases débiles seleccionadas (B) y sus ácidos conjugados (BH ⁺)

Base	B	K b	p K b	BH ^+	K a	p K a
ión hidróxido	OH ^−	1.0	0.00*	H 2 O	1.0 × 10 ^−14	14.00
ión fosfato	PO 4 ^3−	2.1 × 10 ^−2	1.68	HPO 4 ^2−	4.8 × 10 ^−13	12.32
dimetilamina	(CH 3) 2 NH	5.4 × 10 ^−4	3.27	(CH 3) 2 NH 2 ^+	1.9 × 10 ^−11	10.73
metilamina	CH 3 NH 2	4.6 × 10 ^−4	3.34	CH 3 NH 3 ^+	2.2 × 10 ^−11	10.66
trimetilamina	(CH 3) 3 N	6.3 × 10 ^−5	4.20	(CH 3) 3 NH ^+	1.6 × 10 ^−10	9.80
amoníaco	NH 3	1.8 × 10 ^−5	4.75	NH 4 ^+	5.6 × 10 ^−10	9.25
piridina	C 5 H 5 N	1.7 × 10 ^−9	8.77	C 5 H 5 NH ^+	5.9 × 10 ^−6	5.23
anilina	C 6 H 5 NH 2	7.4 × 10 ^−10	9.13	C 6 H 5 NH 3 ^+	1.3 × 10 ^−5	4.87
agua	H 2 O	1.0 × 10 ^−14	14.00	H 3 O ^+	1.0*	0.00
*Como en el Cuadro 16.2.

Existe una relación simple entre la magnitud de K a para _un ácido y K _b para su base conjugada. Consideremos, por ejemplo, la ionización del ácido cianhídrico (HCN) en agua para producir una solución ácida, y la reacción de CN ⁻ con agua para producir una solución básica:

\[HCN_{(aq)} \rightleftharpoons H^+_{(aq)}+CN^−_{(aq)} \tag{16.2.6}\]

\[CN^−_{(aq)}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons OH^−_{(aq)}+HCN_{(aq)} \tag{16.2.7}\]

La expresión constante de equilibrio para la ionización de HCN es la siguiente:

\[K_a=\dfrac{[H^+][CN^−]}{[HCN]} \tag{16.2.8}\]

La expresión correspondiente para la reacción de cianuro con agua es la siguiente:

\[K_b=\dfrac{[OH^−][HCN]}{[CN^−]} \tag{16.2.9}\]

Si añadimos la Ecuación 16.2.8 y la Ecuación 16.2.9, obtenemos lo siguiente (recordemos del Capítulo 15 que la constante de equilibrio para la suma de dos reacciones es el producto de las constantes de equilibrio para las reacciones individuales):

\[\cancel{HCN_{(aq)}} \rightleftharpoons H^+_{(aq)}+\cancel{CN^−_{(aq)}} \;\;\; K_a=[H^+]\cancel{[CN^−]}/\cancel{[HCN]} \notag \]

\[\cancel{CN^−_{(aq)}}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons OH^−_{(aq)}+\cancel{HCN_{(aq)}} \;\;\; K_b=[OH^−]\cancel{[HCN]}/\cancel{[CN^−]} \notag \]

\[H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H^+_{(aq)}+OH^−_{(aq)} \;\;\; K=K_a \times K_b=[H^+][OH^−] \notag \]

En este caso, la suma de las reacciones descritas por K _a y K _b es la ecuación para la autoionización del agua, y el producto de las dos constantes de equilibrio es _Kw:

\[K_aK_b = K_w \tag{16.2.10}\]

Así, si conocemos K a para _un ácido o K _b para su base conjugada, podemos calcular la otra constante de equilibrio para cualquier par conjugado ácido-base.

Al igual que con pH, PoH y p K _w, podemos usar logaritmos negativos para evitar la notación exponencial en la escritura de constantes de ionización ácida y base, definiendo p K _a de la siguiente manera:

\[pKa = −\log_{10}K_a \tag{16.2.11}\]

\[K_a=10^{−pK_a} \tag{16.2.12}\]

y\(pK_b\) como

\[pK_b = −\log_{10}K_b \tag{16.2.13}\]

\[K_b=10^{−pK_b} \tag{16.2.14}\]

De igual manera, la Ecuación 16.2.10, que expresa la relación entre K _a y K _b, puede escribirse en forma logarítmica de la siguiente manera:

\[pK_a + pK_b = pK_w \tag{16.2.15}\]

A 25°C, esto se convierte

\[pK_a + pK_b = 14.00 \tag{16.2.16}\]

Los valores de p K _a y p K _b se dan para varios ácidos y bases comunes en el Cuadro 16.2.1 y el Cuadro 16.2.2, respectivamente, y se proporciona un conjunto más extenso de datos en las Tablas E1 y E2. Debido al uso de logaritmos negativos, valores menores de p K a corresponden _a constantes de ionización ácida más grandes y, por lo tanto, ácidos más fuertes. _{Por ejemplo, el ácido nitroso (HNO 2), con una p K a de 3.25, es aproximadamente 1000 veces más fuerte que el ácido cianhídrico (HCN), con una p K a de 9.21.} Por el contrario, valores menores de p K _b corresponden a constantes de ionización de bases más grandes y, por lo tanto, bases más fuertes.

Las fuerzas relativas de algunos ácidos comunes y sus bases conjugadas se muestran gráficamente en la Figura 16.2.1. Los pares ácido-base conjugados se listan en orden (de arriba a abajo) de fuerza ácida creciente, lo que corresponde a valores decrecientes de p K _a. Este orden corresponde a la disminución de la fuerza de la base conjugada o al aumento de los valores de p K _b. En la parte inferior izquierda de la Figura 16.2 se encuentran los ácidos fuertes comunes; en la parte superior derecha se encuentran las bases fuertes más comunes. Observe la relación inversa entre la fuerza del ácido parental y la fuerza de la base conjugada. Así, la base conjugada de un ácido fuerte es una base muy débil, y la base conjugada de un ácido muy débil es una base fuerte.

Tenga en cuenta el patrón

La base conjugada de un ácido fuerte es una base débil y viceversa.

Podemos usar las fuerzas relativas de ácidos y bases para predecir la dirección de una reacción ácido-base siguiendo una sola regla: un equilibrio ácido-base siempre favorece el lado con el ácido y la base más débiles, como lo indican estas flechas:

\[\text{stronger acid + stronger base} \ce{ <=>>} \text{weaker acid + weaker base} \notag \]

En una reacción ácido-base, el protón siempre reacciona con la base más fuerte.

Por ejemplo, el ácido clorhídrico es un ácido fuerte que se ioniza esencialmente por completo en solución acuosa diluida para producir H ₃ O ⁺ y Cl ⁻; solo cantidades insignificantes de moléculas de HCl permanecen sin disociar. De ahí que el equilibrio de ionización se encuentre prácticamente todo el camino a la derecha, representado por una sola flecha:

\[HCl_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightarrow \rightarrow H_3O^+_{(aq)}+Cl^−_{(aq)} \tag{16.2.17}\]

Por el contrario, el ácido acético es un ácido débil, y el agua es una base débil. En consecuencia, las soluciones acuosas de ácido acético contienen principalmente moléculas de ácido acético en equilibrio con una pequeña concentración de H ₃ O ⁺ e iones acetato, y el equilibrio de ionización se encuentra lejos a la izquierda, como lo representan estas flechas:

\[ \ce{ CH_3CO_2H_{(aq)} + H_2O_{(l)} <<=> H_3O^+_{(aq)} + CH_3CO_{2(aq)}^- } \notag \]

De igual manera, en la reacción del amoníaco con agua, el ion hidróxido es una base fuerte, y el amoníaco es una base débil, mientras que el ion amonio es un ácido más fuerte que el agua. De ahí que este equilibrio también se encuentre a la izquierda:

\[H_2O_{(l)} + NH_{3(aq)} \ce{ <<=>} NH^+_{4(aq)} + OH^-_{(aq)} \notag \]

Tenga en cuenta el patrón

Todos los equilibrios ácido-base favorecen el lado con el ácido y la base más débiles. Así el protón está ligado a la base más fuerte.

Ejemplo 16.2.1

1. Calcular K _b y p K _b del ion butirato (CH ₃ CH ₂ CH ₂ CO ₂ ⁻). El p K _a del ácido butírico a 25°C es de 4.83. El ácido butírico es responsable del mal olor de la mantequilla rancia.
2. Calcular K _a y p K _a del ion dimetilamonio [(CH ₃) ₂ NH ₂ ⁺]. La constante de ionización básica K _b de dimetilamina [(CH ₃) ₂ NH] es 5.4 × 10 ⁻⁴ a 25°C.

Dado: p K _a y K _b

Preguntado por: correspondientes K _b y p K _b, K _a y p K _a

Estrategia:

Las constantes K _a y K _b están relacionadas como se muestra en la Ecuación 16.2.10. _{El p K a y p K b para un ácido y su base conjugada están relacionados como se muestra en la Ecuación 16.2.15 y la Ecuación 16.2.16.} Utilice las relaciones p K = −log K y K = 10 ^{−p K} (Ecuación 16.24 y Ecuación 16.26) para convertir entre K _a y p K _a o K _b y p K _b.

Solución:

1. Se nos da la p K _a para ácido butírico y se nos pide que calculemos el K _b y el p K _b para su base conjugada, el ion butirato. _{Debido a que el valor p K a citado es para una temperatura de 25°C, podemos usar la Ecuación 16.2.16: p K a + p K b = p K w = 14.00.} Sustituyendo la p K _a y resolviendo por la p K _b,

   \[4.83+pK_b=14.00 \notag \]

   \[pK_b=14.00−4.83=9.17 \notag \]

   Debido a que p K _b = −log K _b, K _b es 10 ^−9.17 = 6.8 × 10 ⁻¹⁰.

2. En este caso, se nos da K _b para una base (dimetilamina) y se nos pide calcular K _a y p K _a para su ácido conjugado, el ion dimetilamonio. Debido a que la cantidad inicial dada es K _b en lugar de p K _b, podemos usar la Ecuación 16.23: K _a K _b = K _w. Sustituyendo los valores de K _b y K _w a 25°C y resolviendo K _a,

   \[K_a(5.4 \times 10^{−4})=1.01 \times 10^{−14} \notag \]

   \[K_a=1.9 \times 10^{−11} \notag \]

   Debido a que p K _a = −log K _a, tenemos p K _a = −log (1.9 × 10 ⁻¹¹) = 10.72. También podríamos haber convertido K _b a p K _b para obtener la misma respuesta:

   \[pK_b=−\log(5.4 \times 10^{−4})=3.27 \notag \]

   \[pKa+pK_b=14.00 \notag \]

   \[pK_a=10.73 \notag \]

   \[K_a=10^{−pK_a}=10^{−10.73}=1.9 \times 10^{−11} \notag \]

   _{Si se nos da alguna de estas cuatro cantidades para un ácido o una base (K a, p K a, K b, o p K b), podemos calcular las otras tres.}

Ejercicio

El ácido láctico [CH ₃ CH (OH) CO ₂ H] es responsable del sabor y olor acre de la leche agria; también se cree que produce dolor en los músculos fatigados. Su p K _a es de 3.86 a 25°C, calcula K _a para ácido láctico y p K _b y K _b para el ion lactato.

Respuesta: K _a = 1.4 × 10 ⁻⁴ para el ácido láctico; p K _b = 10.14 y K _b = 7.2 × 10 ⁻¹¹ para el ion lactato

Soluciones de ácidos y bases fuertes: el efecto nivelador

_{Se dará cuenta en la Tabla 16.2.1 que ácidos como H 2 SO 4 y HNO 3 se encuentran por encima del ion hidronio, lo que significa que tienen valores p K a menores que cero y son ácidos más fuertes que el ion H 3 O ⁺.} Recordemos del Capítulo 8 que el protón ácido en prácticamente todos los oxoácidos está unido a uno de los átomos de oxígeno del oxoanión. Por lo tanto, el ácido nítrico debe escribirse correctamente como HONO ₂. Desafortunadamente, sin embargo, las fórmulas de oxoácidos casi siempre se escriben con hidrógeno a la izquierda y oxígeno a la derecha, dando HNO ₃ en su lugar. _{De hecho, los seis ácidos fuertes comunes que encontramos por primera vez en el Capítulo 8 tienen valores p K a menores que cero, lo que significa que tienen una mayor tendencia a perder un protón que el ion H 3 O ⁺.} Por el contrario, las bases conjugadas de estos ácidos fuertes son bases más débiles que el agua. En consecuencia, los equilibrios de transferencia de protones para estos ácidos fuertes se encuentran muy a la derecha, y agregar cualquiera de los ácidos fuertes comunes al agua da como resultado una reacción esencialmente estequiométrica del ácido con el agua para formar una solución del ion H ₃ O ⁺ y la base conjugada del ácido.

Aunque K _a para HI es aproximadamente 10 ⁸ mayor que K _a para HNO ₃, la reacción de HI o HNO ₃ con agua da una solución esencialmente estequiométrica de H ₃ O ⁺ e I ^- o NO ₃ ⁻. De hecho, una solución acuosa 0.1 M de cualquier ácido fuerte contiene realmente 0.1 M H ₃ O ⁺, independientemente de la identidad del ácido fuerte. A este fenómeno se le llama el efecto nivelador El fenómeno que hace de H ₃ O ⁺ el ácido más fuerte que puede existir en el agua. Cualquier especie que sea un ácido más fuerte que H ₃ O ⁺ se nivela a la fuerza de H ₃ O ⁺ en solución acuosa. : cualquier especie que sea un ácido más fuerte que el ácido conjugado del agua (H ₃ O ⁺) se nivela a la fuerza de H ₃ O ⁺ en solución acuosa porque H ₃ O ⁺ es el ácido más fuerte que puede existir en equilibrio con el agua. En consecuencia, es imposible distinguir entre las fuerzas de ácidos como HI y HNO ₃ en solución acuosa, y se debe utilizar un enfoque alternativo para determinar sus fuerzas ácidas relativas.

Un método es usar un disolvente como el ácido acético anhidro. Debido a que el ácido acético es un ácido más fuerte que el agua, también debe ser una base más débil, con una menor tendencia a aceptar un protón que H ₂ O. Las mediciones de la conductividad de las soluciones 0.1 M tanto de HI como de HNO ₃ en ácido acético muestran que el HI está completamente disociado, pero HNO ₃ es sólo parcialmente disociado y se comporta como un ácido débil en este disolvente. Este resultado nos dice claramente que el HI es un ácido más fuerte que el HNO ₃. _{El orden relativo de las fuerzas ácidas y los valores aproximados de K a y p K a para los ácidos fuertes en la parte superior de la Tabla 16.2.1 se determinaron usando medidas como esta y diferentes disolventes no acuosos.}

Tenga en cuenta el patrón

En soluciones acuosas, [H ₃ O ⁺] es el ácido más fuerte y OH ⁻ es la base más fuerte que puede existir en equilibrio con H ₂ O.

El efecto nivelador también se aplica a soluciones de bases fuertes: En solución acuosa, cualquier base más fuerte que OH ⁻ se nivela a la fuerza de OH ⁻ porque OH ⁻ es la base más fuerte que puede existir en equilibrio con el agua. Sales como K ₂ O, NaOCh ₃ (metóxido de sodio) y NaNH ₂ (sodamida, o amida sódica), cuyos aniones son las bases conjugadas de especies que estarían debajo del agua en la Tabla 16.3, son todas bases fuertes que reaccionan esencialmente por completo (y a menudo violentamente) con agua, aceptando un protón para dar una solución de OH ⁻ y el catión correspondiente:

\[K_2O_{(s)}+H_2O_{(l)} \rightarrow 2OH^−_{(aq)}+2K^+_{(aq)} \tag{16.2.18}\]

\[NaOCH_{3(s)}+H_2O_{(l)} \rightarrow OH^−_{(aq)}+Na^+_{(aq)}+CH_3OH_{(aq)} \tag{16.2.19}\]

\[NaNH_{2(s)}+H_2O_{(l)} \rightarrow OH^−_{(aq)}+Na^+_{(aq)}+NH_{3(aq)} \tag{16.2.20}\]

Otros ejemplos que puede encontrar son el hidruro de potasio (KH) y compuestos organometálicos como el metil litio (CH ₃ Li).

Ácidos y bases polipróticos

Como aprendiste en el Capítulo 8, los ácidos polipróticos como H ₂ SO ₄, H ₃ PO ₄ y H ₂ CO ₃ contienen más de un protón ionizable, y los protones se pierden de manera escalonada. La especie completamente protonada es siempre el ácido más fuerte porque es más fácil eliminar un protón de una molécula neutra que de un ion cargado negativamente. Así, la fuerza ácida disminuye con la pérdida de protones posteriores y, correspondientemente, la p K _a aumenta. Considere H ₂ SO ₄, por ejemplo:

\[HSO^−_{4 (aq)} \ce{ <=>>} SO^{2−}_{4(aq)}+H^+_{(aq)} \;\;\; pK_a=-2 \notag \]

El equilibrio en la primera reacción se encuentra muy a la derecha, consistente con H ₂ SO ₄ siendo un ácido fuerte. En contraste, en la segunda reacción, cantidades apreciables de HSO ₄ ⁻ y SO ₄ ²⁻ están presentes en equilibrio.

Tenga en cuenta el patrón

Para un ácido poliprótico, la fuerza ácida disminuye y la p K _a aumenta con la pérdida secuencial de cada protón.

El ion sulfato de hidrógeno (HSO ₄ ⁻) es tanto la base conjugada de H ₂ SO ₄ como el ácido conjugado de SO ₄ ²⁻. Al igual que el agua, HSO ₄ ⁻ puede actuar como un ácido o una base, dependiendo de si el otro reactivo es un ácido más fuerte o una base más fuerte. Por el contrario, el ion sulfato (SO ₄ ^2-) es una base poliprótica que es capaz de aceptar dos protones de manera escalonada:

\[SO^{2−}_{4 (aq)} + H_2O_{(aq)} \ce{ <=>>} HSO^{−}_{4(aq)}+OH_{(aq)}^- \notag \]

\[HSO^{−}_{4 (aq)} + H_2O_{(aq)} \ce{ <=>>} H_2SO_{4(aq)}+OH_{(aq)}^- \notag \]

Como cualquier otro par ácido — base conjugado, las fuerzas de los ácidos y bases conjugados están relacionadas por p K _a + p K _b = p K _w. Considere, por ejemplo, el par ácido — base conjugado HSO _{4 ⁻/SO 4} ²⁻. Del Cuadro 16.2.1, vemos que la p K _a de HSO ₄ ⁻ es 1.99. De ahí que la p K _b de SO ₄ ²⁻ sea 14.00 − 1.99 = 12.01. Así, el sulfato es una base bastante débil, mientras que OH ⁻ es una base fuerte, por lo que el equilibrio mostrado arriba se encuentra a la izquierda. _{El ion HSO 4 ⁻ es también una base muy débil [p K a de H 2 SO 4 = 2.0, p K b de HSO 4 ⁻ = 14 − (−2.0) = 16], lo que es consistente con lo que esperamos para la base conjugada de a} ácido fuerte. Así, el equilibrio también se encuentra casi por completo a la izquierda. Una vez más, el equilibrio favorece la formación del par ácido-base más débil.

Ejemplo 16.2.2

Predecir si el equilibrio para cada reacción se encuentra a la izquierda o a la derecha como está escrito.

• \(NH^+_{4(aq)}+PO^{3−}_{4(aq)} \rightleftharpoons NH_{3(aq)}+HPO^{2−}_{4(aq)}\)
• \(CH_3CH_2CO_2H_{(aq)}+CN^−_{(aq)} \rightleftharpoons CH_3CH_2CO^−_{2(aq)}+HCN_{(aq)}\)

Dado: ecuación química equilibrada

Preguntado por: posición de equilibrio

Estrategia:

Identificar los pares de ácido-base conjugados en cada reacción. Después consulte el Cuadro 16.2.1 Cuadro 16.2.2, y Figura 16.2.1 para determinar cuál es el ácido y la base más fuertes. El equilibrio siempre favorece la formación del par ácido-base más débil.

Solución:

1. Los pares de ácido-base conjugados son NH ₄ ⁺ /NH ₃ y HPO ₄ ²⁻ /PO ₄ ³⁻. _{De acuerdo con el Cuadro 16.2 y el Cuadro 16.3, NH 4 ⁺ es un ácido más fuerte (p K a = 9.25) que HPO 4 ²⁻ (p K a = 12.32), y PO 4 ³⁻ es una base más fuerte (p} K _b = 1.68) que NH ₃ (p K _b = 4.75). Por lo tanto, el equilibrio estará a la derecha, favoreciendo la formación del par ácido-base más débil:

   \[ \underset{\text{stronger acid}}{NH^+_{4(aq)}} + \underset{\text{stronger base}}{PO^{3-}_{4(aq)}} \ce{<=>>} \underset{\text{weaker base}}{NH_{3(aq)}} +\underset{\text{weaker acid}} {HPO^{2-}_{4(aq)}} \notag \]

2. Los pares de ácido-base conjugados son CH ₃ CH ₂ CO ₂ H/CH ₃ CH ₂ CO ₂ ⁻ y HCN/CN ⁻. _{De acuerdo con el Cuadro 16.2.1, el HCN es un ácido débil (p K a = 9.21) y CN ⁻ es una base moderadamente débil (p K b = 4.79).} Sin embargo, el ácido propiónico (CH ₃ CH _{2 CO 2} H) no figura en la Tabla 16.2.1. En una situación como esta, el mejor enfoque es buscar un compuesto similar cuyas propiedades ácido-base estén listadas. Por ejemplo, el ácido propiónico y el ácido acético son idénticos excepto por los grupos unidos al átomo de carbono del ácido carboxílico (-CH ₂ CH ₃ versus -CH ₃), por lo que podríamos esperar que los dos compuestos tengan propiedades ácido-base similares. En particular, esperaríamos que la p K _a del ácido propiónico sea similar en magnitud a la p K _a del ácido acético. _{(De hecho, la p K a del ácido propiónico es de 4.87, en comparación con 4.76 para el ácido acético, lo que hace que el ácido propiónico sea un ácido ligeramente más débil que el ácido acético).} Por lo tanto, el ácido propiónico debe ser un ácido significativamente más fuerte que el HCN. Debido a que el ácido más fuerte forma la base conjugada más débil, predecimos que el cianuro será una base más fuerte que el propionato. Por lo tanto, el equilibrio estará a la derecha, favoreciendo la formación del par ácido-base más débil:

   \[ \underset{\text{stronger acid}}{CH_3CH_2CO_2H_{(aq)}} + \underset{\text{stronger base}}{CN^-_{(aq)}} \ce{<=>>} \underset{\text{weaker base}}{CH_3CH_2CO^-_{2(aq)}} +\underset{\text{weaker acid}} {HCN_{(aq)}} \notag \]

Ejercicio

Predecir si el equilibrio para cada reacción se encuentra a la izquierda o a la derecha como está escrito.

1. \(H_2O_{(l)}+HS^−_{(aq)} \rightleftharpoons OH^−_{(aq)}+H_2S_{(aq)}\)
2. \(HCO^−_{2(aq)}+HSO^−_{4(aq)} \rightleftharpoons HCO_2H_{(aq)}+SO^{2−}_{4(aq)}\)

Contestar

1. izquierda
2. izquierda

Propiedades ácido-base de soluciones de sales

También podemos usar las fuerzas relativas de los pares de ácido-base conjugados para comprender las propiedades ácido-base de las soluciones de sales. En el Capítulo 8, aprendiste que una reacción de neutralización puede definirse como la reacción de un ácido y una base para producir una sal y agua. Es decir, otro catión, como Na ⁺, reemplaza el protón sobre el ácido. Un ejemplo es la reacción de CH ₃ CO ₂ H, un ácido débil, con NaOH, una base fuerte:

\[\underset{acid}{CH_3CO_2H_{(l)}} +\underset{base}{NaOH_{(s)}} \overset{H_2O}{\longrightarrow} \underset{salt}{H_2OCH_3CO_2Na_{(aq)} }+\underset{water}{H_2O_{(l)}} \tag{16.2.22}\]

Sin embargo, dependiendo de las propiedades ácido-base de sus iones componentes, una sal puede disolverse en agua para producir una solución neutra, una solución básica o una solución ácida.

Cuando una sal como el NaCl se disuelve en agua, produce iones Na ⁺ (aq) y Cl ⁻ (aq). Usando un enfoque de Lewis, el ion Na ⁺ puede ser visto como un ácido porque es un aceptor de pares de electrones, aunque su baja carga y radio relativamente grande lo convierten en un ácido muy débil. El ion Cl ⁻ es la base conjugada del ácido fuerte HCl, por lo que esencialmente no tiene carácter básico. En consecuencia, la disolución de NaCl en agua no tiene efecto sobre el pH de una solución, y la solución permanece neutra.

Ahora comparemos este comportamiento con el comportamiento de las soluciones acuosas de cianuro de potasio y acetato de sodio. Nuevamente, los cationes (K ⁺ y Na ⁺) esencialmente no tienen carácter ácido, pero los aniones (CN ⁻ y CH ₃ CO ₂ ⁻) son bases débiles que pueden reaccionar con el agua porque son las bases conjugadas de los ácidos débiles HCN y ácido acético, respectivamente.

\[ CN^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} \ce{ <<=>} HCN_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \tag{16.2.23}\]

\[ CH_3CO^2_{2(aq)} + H_2O_{(l)} \ce{<<=>} CH_3CO_2H_{(aq)} + OH^-_{(aq)} \tag{16.2.24}\]

Ninguna reacción avanza muy lejos a la derecha como está escrito porque se favorece la formación del par ácido-base más débil. Tanto el HCN como el ácido acético son ácidos más fuertes que el agua, y el hidróxido es una base más fuerte que el acetato o el cianuro, por lo que en ambos casos, el equilibrio se encuentra a la izquierda. Sin embargo, cada una de estas reacciones genera suficientes iones hidróxido para producir una solución básica. Por ejemplo, el pH de una solución 0.1 M de acetato de sodio o cianuro de potasio a 25°C es 8.8 o 11.1, respectivamente. De la Tabla 16.2.2 y la Figura 16.2.1, podemos ver que CN ⁻ es una base más fuerte (p K _b = 4.79) que el acetato (p K _b = 9.24), lo que es consistente con que KCN produce una solución más básica que el acetato de sodio al mismo concentración.

En contraste, el ácido conjugado de una base débil debe ser un ácido débil (Figura 16.2.1). Por ejemplo, el cloruro amónico y el cloruro de piridinio son sales producidas al hacer reaccionar amoníaco y piridina, respectivamente, con HCl. Como ya sabrás, el ion cloruro es una base tan débil que no reacciona con el agua. En contraste, los cationes de las dos sales son ácidos débiles que reaccionan con el agua de la siguiente manera:

\[ NH^+_{4(aq)} + H_2O_{(l)} \ce{ <<=>} HH_{3(aq)} + H_3O^+_{(aq)} \tag{16.2.25}\]

\[ C_5H_5NH^+_{(aq)} + H_2O_{(l)} \ce{<<=>} C_5H_5NH_{(aq)} + H_3O^+_{(aq)} \tag{16.2.26}\]

La Figura 16.2 .1 muestra que H ₃ O ⁺ es un ácido más fuerte que NH ₄ ⁺ o C _{5 H 5} NH ⁺, y a la inversa, el amoníaco y la piridina son bases más fuertes que el agua. Por lo tanto, el equilibrio estará muy a la izquierda en ambos casos, favoreciendo el par ácido-base más débil. La concentración de H ₃ O ⁺ producida por las reacciones es lo suficientemente grande, sin embargo, para disminuir significativamente el pH de la solución: el pH de una solución 0.10 M de cloruro amónico o cloruro de piridinio a 25°C es de 5.13 o 3.12, respectivamente. Esto concuerda con la información mostrada en la Figura 16.2.1, indicando que el ión piridinio es más ácido que el ión amonio.

¿Qué sucede con las soluciones acuosas de una sal como el acetato amónico, donde tanto el catión como el anión pueden reaccionar por separado con el agua para producir un ácido y una base, respectivamente? De acuerdo con la Ec 16.2.25, el ion amonio bajará el pH, mientras que de acuerdo con la Ec 16.2.24, el ion acetato elevará el pH. _{Este caso particular es inusual, ya que el catión es un ácido tan fuerte como el anión es una base (p K a ≈ p K b).} En consecuencia, los dos efectos se cancelan, y la solución se mantiene neutral. Con sales en las que el catión es un ácido más fuerte que el anión es una base, la solución final tiene un pH < 7.00. Por el contrario, si el catión es un ácido más débil que el anión es una base, la solución final tiene un pH > 7.00.

Las soluciones de sales simples de iones metálicos también pueden ser ácidas, aunque un ion metálico no puede donar un protón directamente al agua para producir H ₃ O ⁺. En cambio, un ion metálico puede actuar como un ácido de Lewis e interactuar con el agua, una base de Lewis, coordinándose con un par solitario de electrones en el átomo de oxígeno para formar un ion metálico hidratado (parte (a) en la Figura 16.2.2), como se discute en el Capítulo 8. Una molécula de agua coordinada a un ion metálico es más ácida que una molécula de agua libre por dos razones. Primero, las interacciones electrostáticas repulsivas entre el ion metálico cargado positivamente y los átomos de hidrógeno parcialmente cargados positivamente de la molécula de agua coordinada facilitan que el agua coordinada pierda un protón.

Segundo, la carga positiva sobre el ion Al ³⁺ atrae la densidad electrónica de los átomos de oxígeno de las moléculas de agua, lo que disminuye la densidad electrónica en los enlaces O-H, como se muestra en la parte (b) en la Figura 16.2.2. Con menor densidad de electrones entre los átomos de O y los átomos de H, los enlaces O-H son más débiles que en una molécula H ₂ O libre, lo que facilita la pérdida de un ion H ⁺.

Figura 16.2.2 Efecto de un Ion Metálico sobre la Acidez del Agua (a) La reacción del ion metálico Al ³⁺ con agua para formar el ión metálico hidratado es un ejemplo de una reacción ácido-base de Lewis. (b) La carga positiva sobre el ion aluminio atrae la densidad electrónica de los átomos de oxígeno, lo que desplaza la densidad electrónica lejos de los enlaces O-H. La disminución de la densidad de electrones debilita los enlaces O-H en las moléculas de agua y facilita que pierdan un protón.

La magnitud de este efecto depende de los dos factores siguientes (Figura 16.2.3):

1. La carga sobre el ion metálico. Un ion divalente (M ²⁺) tiene aproximadamente el doble de fuerte efecto sobre la densidad electrónica en una molécula de agua coordinada que un ion monovalente (M ⁺) del mismo radio.
2. El radio del ion metálico. Para los iones metálicos con la misma carga, cuanto menor es el ion, más corta es la distancia internuclear al átomo de oxígeno de la molécula de agua y mayor es el efecto del metal sobre la distribución de la densidad de electrones en la molécula de agua.

Figura 16.2.3 El efecto de la carga y el radio de un ion metálico sobre la acidez de una molécula de agua coordinada Los contornos muestran la densidad electrónica en los átomos de O y los átomos de H tanto en una molécula de agua libre (izquierda) como en moléculas de agua coordinadas a Na ⁺, Mg ² +, y Al ³⁺. Estos mapas de contorno demuestran que el ion metálico más pequeño y altamente cargado (Al ³⁺) causa la mayor disminución en la densidad de electrones de los enlaces O-H de la molécula de agua. Debido a este efecto, la acidez de los iones metálicos hidratados aumenta a medida que aumenta la carga sobre el ión metálico y su radio disminuye.

Así, las soluciones acuosas de iones metálicos pequeños y altamente cargados, tales como Al ³⁺ y Fe ³⁺, son ácidas:

\[[Al(H_2O)_6]^{3+}_{(aq)} \rightleftharpoons [Al(H_2O)_5(OH)]^{2+}_{(aq)}+H^+_{(aq)} \tag{16.2.27}\]

_{El ion [Al (H 2 O) 6] ³⁺ tiene un p K a de 5.0, haciéndolo un ácido casi tan fuerte como el ácido acético.} Debido a los dos factores descritos anteriormente, el parámetro más importante para predecir el efecto de un ion metálico sobre la acidez de las moléculas de agua coordinadas es la relación carga-radio del ión metálico. Varios pares de iones metálicos que se encuentran en una línea diagonal en la tabla periódica, como Li ⁺ y Mg ²⁺ o Ca ²⁺ e Y ³⁺, tienen diferentes tamaños y cargas pero relaciones de carga a radio similares. Como resultado, estos pares de iones metálicos tienen efectos similares sobre la acidez de las moléculas de agua coordinadas, y a menudo también exhiben otras similitudes significativas en la química.

Tenga en cuenta el patrón

Las soluciones de iones metálicos pequeños y altamente cargados en el agua son ácidas.

Reacciones como las discutidas en esta sección, en las que una sal reacciona con el agua para dar una solución ácida o básica, a menudo se denominan reacciones de hidrólisis Una reacción química en la que una sal reacciona con el agua para producir una solución ácida o una básica. . Usar un nombre separado para este tipo de reacciones es lamentable porque sugiere que de alguna manera son diferentes. De hecho, las reacciones de hidrólisis son solo reacciones ácido-base en las que el ácido es un catión o la base es un anión; obedecen los mismos principios y reglas que todas las demás reacciones ácido-base.

Tenga en cuenta el patrón

Una reacción de hidrólisis es una reacción ácido-base.

Ejemplo 16.2.3

Predecir si las soluciones acuosas de estos compuestos son ácidas, básicas o neutras.

1. _KNO
2. CrBr ₃ ·6H ₂ O
3. Na ₂ SO ₄

Dado: compuesto

Preguntado por: acidez o basicidad de solución acuosa

Estrategia:

A Evaluar las propiedades ácido-base del catión y del anión. Si el catión es un ácido de Lewis débil, no afectará el pH de la solución. Si el catión es el ácido conjugado de una base débil o un catión metálico relativamente cargado, sin embargo, reaccionará con agua para producir una solución ácida.

B Si el anión es la base conjugada de un ácido fuerte, no afectará el pH de la solución. Sin embargo, si el anión es la base conjugada de un ácido débil, la solución será básica.

Solución:

1. A El catión K ⁺ tiene una pequeña carga positiva (+1) y un radio relativamente grande (porque está en la cuarta fila de la tabla periódica), por lo que es un ácido de Lewis muy débil.

   B El anión NO ₃ ⁻ es la base conjugada de un ácido fuerte, por lo que esencialmente no tiene carácter básico (Cuadro 16.1). De ahí que ni el catión ni el anión reaccionarán con el agua para producir H ⁺ u OH ⁻, y la solución será neutra.

2. A El ion Cr ³⁺ es un catión metálico relativamente cargado que debe comportarse de manera similar al ion Al ³⁺ y formar el complejo [Cr (H ₂ O) ₆] ³⁺, que se comportará como un ácido débil:
   \[ Cr(H_2O)_6]^{3+}_{(aq)} \ce{ <=>>} Cr(H_2O)_5(OH)]^{2+}_{(aq)} + H^+_({aq)} \notag \]

   B El anión Br ⁻ es una base muy débil (es la base conjugada del ácido fuerte HBr), por lo que no afecta el pH de la solución. De ahí que la solución sea ácida.

3. A El ion Na ⁺, al igual que el K ⁺, es un ácido muy débil, por lo que no debe afectar la acidez de la solución.

   B En contraste, SO ₄ ²⁻ es la base conjugada de HSO ₄ ⁻, que es un ácido débil. De ahí que el ion SO ₄ ^2- reaccionará con agua como se muestra en la Figura 16.6 para dar una solución ligeramente básica.

Ejercicio

Predecir si las soluciones acuosas de lo siguiente son ácidas, básicas o neutras.

1. KI
2. Mg (ClO ₄) ₂
3. NaHS

Contestar

1. neutral
2. ácido
3. básico (debido a la reacción de HS ⁻ con agua para formar H ₂ S y OH ⁻)

Resumen

Dos especies que difieren solo por un protón constituyen un par ácido - base conjugado. La magnitud de la constante de equilibrio para una reacción de ionización se puede utilizar para determinar las fuerzas relativas de ácidos y bases. Para una solución acuosa de un ácido débil, la constante de disociación se denomina constante de ionización ácida (K _a). De igual manera, la constante de equilibrio para la reacción de una base débil con agua es la constante de ionización de la base (K _b). Para cualquier par ácido - base conjugado, K _a K _b = K _w. Los valores más pequeños de p K _a corresponden a constantes de ionización ácida más grandes y, por lo tanto, ácidos más fuertes. Por el contrario, valores menores de p K _b corresponden a constantes de ionización de bases más grandes y, por lo tanto, bases más fuertes. A 25°C, p K _a + p K _b = 14.00. Las reacciones ácido-base siempre proceden en la dirección que produce el par ácido-base más débil. Ningún ácido más fuerte que H ₃ O ⁺ y ninguna base más fuerte que OH ⁻ puede existir en solución acuosa, lo que lleva al fenómeno conocido como el efecto nivelador. Los ácidos polipróticos (y bases) pierden (y ganan) protones de manera gradual, siendo la especie completamente protonada el ácido más fuerte y la especie completamente desprotonada la base más fuerte. Una sal puede disolverse en agua para producir una solución neutra, básica o ácida, dependiendo de si contiene la base conjugada de un ácido débil como anión (A ⁻), el ácido conjugado de una base débil como catión (BH ⁺), o ambos. Las sales que contienen iones metálicos pequeños y altamente cargados producen soluciones ácidas en el agua. La reacción de una sal con agua para producir una solución ácida o básica se denomina reacción de hidrólisis.

Claves para llevar

• Las reacciones ácido-base siempre contienen dos pares de ácido-base conjugados.
• Cada ácido y cada base tiene asociada una constante de ionización que corresponde a su fuerza ácida o base.

Ecuaciones Clave

Constante de ionización ácida

Ecuación 16.2.13:\(K_a=K[H_2O]=\dfrac{[H_3O^+][A^−]}{[HA]} \)

Constante de ionización de base

Ecuación 16.2.15:\(K_b=K[H_2O]=[BH^+][OH^−][B] \)

Relación entre _Ka y _Kb de un par de ácido-base conjugado

Ecuación 16.2.20:\(K_aK_b = K_w \)

Definición de p K _a

Ecuación 16.2.21:\( pKa = −\log_{10}K_a \)

Ecuación 16.2.22:\(K_a=10^{−pK_a} \)

Definición de p K _b

Ecuación 16.2.23:\( pK_b = −\log_{10}K_b \)

Ecuación 16.2.25:\( K_b=10^{−pK_b} \)

Relación entre p K _a y p K _b de un par ácido — base conjugado

Ecuación 16.2.25:\(pK_a + pK_b = pK_w \)

Ecuación 16.29:\( pK_a + pK_b = 14.00 \; \text{at 25°C} \)

Problemas conceptuales

1. Identificar los pares de ácido-base conjugados en cada equilibrio.

   1. \(HSO^−_{4(aq)}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons SO^{2−}_{4(aq)}+H_3O^+_{(aq)}\)
   2. \(C_3H_7NO_{2(aq)}+H_3O^+_{(aq)} \rightleftharpoons C_3H_8NO^+_{2(aq)}+H_2O_{(l)} \)
   3. \(CH_3CO_2H_{(aq)}+NH_{3(aq)} \rightleftharpoons CH_3CO^−_{2(aq)}+NH^+_{4(aq)}\)
   4. \(SbF_{5(aq)}+2HF_{(aq)} \rightleftharpoons H_2F^+_{(aq)}+SbF^−_{6(aq)}\)

2. Identificar los pares de ácido-base conjugados en cada equilibrio.

   1. \(HF(aq)+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)}+F^−_{(aq)} \)
   2. \(CH_3CH_2NH_{2(aq)}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons CH_3CH_2NH^+_{3(aq)}+OH^−_{(aq)}\)
   3. \(C_3H_7NO_{2(aq)}+OH^−_{(aq)} \rightleftharpoons C_3H_6NO^−_{2(aq)}+H_2O_{(l)}\)
   4. \(CH_3CO_2H_{(aq)}+2HF_{(aq)} \rightleftharpoons CH_3C(OH)_2+(aq)+HF^−_{2(aq)}\)

3. Las sales tales como NaH contienen el ion hidruro (H ^-). Cuando se agrega hidruro de sodio al agua, produce gas hidrógeno en una reacción altamente vigorosa. Escriba una ecuación química equilibrada para esta reacción e identifique los pares de ácido-base conjugados.

4. Escribe la expresión de K _a para cada reacción.

   1. \(HCO^−_{3(aq)}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons CO^{2−}_{3(aq)}+H_3O^+_{(aq)}\)
   2. \(formic\; acid_{(aq)}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons formate_{(aq)}+H_3O^+_{(aq)}\)
   3. \(H_3PO_{4(aq)}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_2PO^−_{4(aq)}+H_3O^+_{(aq)}\)

5. Escribir una expresión para la constante de ionización K _b para cada reacción.

   1. \(OCH^−_{3(aq)}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons HOCH_{3(aq)}+OH−(aq)\)
   2. \(NH^−_{2(aq)}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons NH_{3(aq)}+OH^−_{(aq)}\)
   3. \(S^{2−}_{(aq)}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons HS^−_{(aq)}+OH^−_{(aq)}\)

6. Predecir si cada equilibrio se encuentra principalmente a la izquierda o a la derecha.

   1. \(HBr_{(aq)}+H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)}+Br^−_{(aq)}\)
   2. \(NaH_{(soln)}+NH_{3(l)} \rightleftharpoons H2(soln)+NaNH_{2(soln)}\)
   3. \(OCH^−_{3(aq)}+NH_{3(aq)} \rightleftharpoons CH3OH(aq)+NH^−_{2(aq)}\)
   4. \(NH_{3(aq)}+HCl_{(aq)} \rightleftharpoons NH^+_{4(aq)}+Cl^−_{(aq)}\)

7. Las especies que son bases fuertes en el agua, como CH ₃ ⁻, NH ₂ ⁻ y S2 ⁻, se nivelan a la fuerza de OH ⁻, la base conjugada de H ₂ O. Debido a que sus resistencias de base relativas son indistinguibles en el agua, sugieren una método para identificar cuál es la base más fuerte. ¿Cómo distinguirías entre la fuerza de los ácidos HIO ₃, H ₂ SO ₄ y HClO ₄?

8. ¿Es exacto decir que una solución 2.0 M de H ₂ SO ₄, que contiene dos protones ácidos por molécula, es 4.0 M en H ⁺? Explique su respuesta.

9. La alcalinidad del suelo se define por la siguiente ecuación: alcalinidad = [HCO ₃ ⁻] + 2 [CO ₃ ²⁻] + [OH ⁻] − [H ⁺]. La fuente de HCO ₃ ⁻ y CO ₃ ²⁻ es H ₂ CO ₃. Explicar por qué se define de esta manera la basicidad del suelo.

10. ¿Por qué las soluciones acuosas de sales como CaCl ₂ son neutras? ¿Por qué es básica una solución acuosa de NaNH ₂?

11. Predecir si las soluciones acuosas de lo siguiente son ácidas, básicas o neutras.

    1. Li ₃ N
    2. NaH
    3. KBr
    4. C ₂ H ₅ NH ₃ ⁺ Cl ⁻

12. Cuando cada compuesto se agrega al agua, ¿esperaría que el pH de la solución aumente, disminuya o permanezca igual?

    1. LiCH ₃
    2. MgCl ₂
    3. K ₂ O
    4. (CH ₃) ₂ NH ₂ ⁺ Br ⁻

13. ¿Qué ion complejo esperarías que sea más ácido: PB (H ₂ O) ₄ ²⁺ o Sn (H ₂ O) ₄ ²⁺? ¿Por qué?

14. ¿Esperarías que Sn (H ₂ O) ₄ ²⁺ o Sn (H ₂ O) ₆ ⁴⁺ fueran más ácidos? ¿Por qué?

15. ¿Es posible disponer los hidruros LiH, RbH, KH, CSh y NaH en orden de aumentar la fuerza base en solución acuosa? ¿Por qué o por qué no?

Responder

1. 1. \(\overset{\text{acid 1}}{HSO^−_{4(aq)}} + \underset{\text{base 2}}{H_2O_{(l)}} \rightleftharpoons \overset{\text{base 1}}{SO^{2−}_{4(aq)}} + \underset{\text{acid 2}}{H_3O^+_{(aq)}}\)
   2. \(\underset{\text{base 2}}{C_3H_7NO_{2(aq)}} + \overset{\text{acid 1}}{H_3O^+_{(aq)}} \rightleftharpoons \underset{\text{acid 2}}{C_3H_8NO^+_{2(aq)}} + \overset{\text{base 1}}{H_2O_{(l)}}\)
   3. \(\overset{\text{acid 1}}{HOAc_{(aq)}} + \underset{\text{base 2}}{NH_{3(aq)}} \rightleftharpoons \overset{\text{base 1}}{CH_3CO^−_{2(aq)}} + \underset{\text{acid 2}}{NH^+_{4(aq)}}\)
   4. \(\overset{\text{acid 1}}{SbF_{5(aq)}} + \underset{\text{base 2}}{2HF_{(aq)}} \rightleftharpoons \underset{\text{acid 2}}{H_2F^+_{(aq)}} + \overset{\text{base 1}}{SbF_6^−(aq)}\)

Problemas numéricos

1. Organizar estos ácidos en orden de aumentar la fuerza.

   • ácido A: p K _a = 1.52
   • ácido B: p K _a = 6.93
   • ácido C: p K _a = 3.86

   Dadas soluciones con la misma concentración inicial de cada ácido, ¿cuál tendría el mayor porcentaje de ionización?

2. Arregla estas bases en orden de aumentar la resistencia:

   • base A: p K _b = 13.10
   • base B: p K _b = 8.74
   • base C: p K _b = 11.87

   Dadas soluciones con la misma concentración inicial de cada base, ¿cuál tendría el mayor porcentaje de ionización?

3. _{Calcular la K a y la p K a del ácido conjugado de una base con cada valor de p K b.}

   1. 3.80
   2. 7.90
   3. 13.70
   4. 1.40
   5. −2.50

4. El ácido benzoico es un conservante de alimentos con una p K _a de 4.20. Determinar el K _b y el p K _b para el ion benzoato.

5. Determinar K _a y p K _a de ácido bórico [B (OH) ₃], cuyas soluciones se utilizan ocasionalmente como lavaojos; el p K _b de su base conjugada es 4.80.

RESPUESTAS

1. ácido B < ácido C < ácido A (más fuerte)

3. 1. K _a = 6.3 × 10 ⁻¹¹; p K _a = 10.20
   2. K _a = 7.9 × 10 ⁻⁷; p K _a = 6.10
   3. K _a = 0.50; p K _a = 0.30
   4. K _a = 2.5 × 10 ⁻¹³; p K _a = 12.60
   5. K _a = 3.2 × 10 ⁻¹⁷; p K _a = 16.50

5. K _a = 6.3 × 10 ⁻¹⁰ p K _a = 9.20

Colaboradores

• Anonymous

Modificado por Joshua B. Halpern