4.7: Día 33- Ácidos y Bases

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John Moore, Jia Zhou, and Etienne Garand
University of Wisconsin

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Día 33: Ácidos y Bases

Aplicaremos los conocimientos aprendidos hasta ahora, por ejemplo, termodinámica, cinética, estructura molecular, etc., para explorar dos tipos prevalentes de reacciones químicas: reacciones ácido-base y reacciones redox/electroquímicas.

D33.1 Definición de ácidos y bases

Según la definición ácido-base de Brønsted-Lowry, una especie química que dona un protón (ion hidrógeno, H ⁺) a otra especie química se llama ácido y una especie química que acepta un protón es una base. (Recordemos que cuando un átomo de H pierde un electrón, solo queda el protón en el núcleo, por lo que un protón es un ion H ⁺). Una reacción ácido-base es la transferencia de un protón de un donante de protones (ácido) a un aceptor de protones (base).

Consulta$\PageIndex{1}$

La especie química que permanece después de que un ácido ha donado un protón se llama la base conjugada de ese ácido. Considere estos ejemplos de la reacción genérica ácido + H ₂ O base conjugada + H ₃ O ⁺:

HF + H ₂ O F ^— + H ₃ O ⁺ H ₂ SO ₄ + H ₂ O HSO ₄ ^— + H ₃ O ⁺ HSO ₄ ^— + H ₂ O SO ₄ ² ^- + H ₃ O ⁺ NH ₄ ⁺ H ₂ O NH ₃ + H ₃ O ⁺

De igual manera, la especie química que se forma después de que una base acepta un protón se llama el ácido conjugado de esa base. Considere los siguientes ejemplos de la base de reacción genérica + H ₂ O conjugado ácido + OH ^—:

NH ₃ + H ₂ O NH ₄ ⁺ + OH ^— S ^2- + H ₂ O HS ^— + OH ^— CO ₃ ² ^- + H ₂ O HCO ₃ ^— + OH ^— F ^— + H ₂ O HF + OH ^—

A partir de estos ejemplos, podemos ver que el ácido conjugado y la base conjugada están emparejados: la base conjugada de un ácido tiene ese ácido como su ácido conjugado. Por ejemplo, NH ₃ es la base conjugada de NH ₄ ⁺, mientras que NH ₄ ⁺ es el ácido conjugado de NH ₃. De manera similar, Fes la base conjugada de HF, mientras que HF es el ácido conjugado de F.

Es posible que hayas notado en secciones anteriores que escribimos H ⁺ (aq) para representar iones hidrógeno en solución acuosa, mientras que en las reacciones anteriores hemos escrito H ₃ O ⁺. Un ion H ⁺, un protón, es mucho más pequeño que cualquier otro catión y por lo tanto es una carga positiva altamente concentrada que atrae fuertemente dipolos de molécula de agua y forma fuertes enlaces de hidrógeno. Así, cuando un ácido de Brønsted-Lowry transfiere un protón al agua, más de una sola molécula de agua acepta el protón. Los experimentos muestran que pueden estar involucradas hasta seis moléculas de agua, lo que haría que la fórmula de H ⁺ (aq) H ₁₃ O ₆ ⁺, pero la estructura cambia continuamente a medida que las moléculas de agua se mueven en el líquido. Para las reacciones ácido-base de Brønsted-Lowry, utilizaremos H ₃ O ⁺ (aq) para enfatizar que un protón ha sido transferido al agua y representar la estructura real más complicada. En general, H ⁺ (aq) es apropiado para representar un protón rodeado de muchas moléculas de agua.

Finalmente, las reacciones ácido-base de Brønsted-Lowry son muy rápidas. Su equilibrio se establece rápidamente y este equilibrio es un aspecto importante cuando consideramos las fortalezas ácidas y básicas más adelante.

Ejercicio 1: Ácidos y bases Brønsted-Lowry

D33.2 Autoionización de Agua

En las reacciones de ejemplo anteriores, también hay otros dos pares ácido-base conjugados: H ₂ O es la base conjugada de su ácido conjugado H ₃ O ⁺, y H ₂ O es el ácido conjugado de su base conjugada OH ^—. (Sin embargo, tenga en cuenta que H ₃ O ⁺ no es el ácido conjugado de OH ^—; estas dos especies no son un par ácido-base conjugado porque sus estructuras no difieren en un solo H ⁺.)

De ahí que H ₂ O pueda reaccionar como un ácido o una base dependiendo de las otras especies involucradas en la reacción. En agua pura, H ₂ O actúa como ácido y base, una fracción muy pequeña de moléculas de agua donan protones a otras moléculas de agua:

Este tipo de reacción, en la que una sustancia se ioniza cuando una molécula de la sustancia reacciona con otra molécula de la misma sustancia, se denomina autoionización.

El agua pura se somete a autoionización en un grado muy leve: solo aproximadamente dos de cada 10 ⁹ moléculas se ionizan a 25 °C Los [H ₃ O ⁺] _e y [OH ^—] _e dan una constante de autoionización para el agua, K _w = 1.0 × 10 ⁻¹⁴ a 25 °C Debido a que es el producto matemático de las concentraciones de dos iones, también se le llama la constante ión-producto para el agua.

H ₂ O (l) + H ₂ O (l) H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^— (aq) K _w = [H ₃ O ⁺] _e [OH ^—] _e = 1.0 × 10 ⁻¹⁴ a 25 °C

Actividad 1: Autoionización de Agua

Consulta$\PageIndex{3}$

Ejercicio 2: Autoionización del Agua

El agua es un ejemplo de una especie química anfiprótica, una molécula que podría ganar un protón o perder un protón en una reacción ácido-base. Las especies anfipróticas también son anfóteras, un término más general para una especie que puede actuar como ácido o como base por cualquier definición (no solo la definición de Brønsted-Lowry). Por ejemplo, el ion bicarbonato también es anfótero:

HCO ₃ ^— (aq) + H ₂ O (l) CO ₃ ² ^- (aq) + H ₃ O ⁺ (aq)
HCO ₃ ^— (aq) + H ₂ O ( l) H ₂ CO ₃ (aq) + OH ^— (aq)

Actividad 2: Especies anfipróticas

Consulta$\PageIndex{5}$

D33.3 pH y PoH

Las concentraciones de H ₃ O ⁺ y OH ^— en una solución son importantes para las propiedades ácido-base de la solución y a menudo afectan los comportamientos químicos de otros solutos. Una solución es neutra si su [H ₃ O ⁺] _e = [OH ^—] _e; ácida si su [H ₃ O ⁺] _e > [OH ^—] _e; y básica si su [H ₃ O ⁺] _e < [OH ^—] _e.

Un medio común para expresar valores que abarcan muchos órdenes de magnitud es usar una escala logarítmica. Una de esas escalas se basa en la función p:

p X = -log X

donde “X” es la cantidad de interés y “log” es el logaritmo de base 10. Por lo tanto, el pH de una solución se define como:

\[\text{pH}\; =\; -\text{log}\left(\dfrac{[\text{H}_3\text{O}^+]_e}{mol/L}\right) \nonumber \]

El motivo para dividir por las unidades “mol/L” (M) es que [H ₃ O ⁺] tiene unidades de mol/L y tomar el logaritmo de una unidad no tiene sentido. A partir de aquí asumiremos que eres consciente de que solo el valor numérico de una concentración (u otra cantidad) necesita ser usado como argumento de un logaritmo y no dividiremos explícitamente por las unidades.

Si se conoce un valor de pH, se puede calcular la concentración de iones hidronio:

[H ₃ O ⁺] _e = 10 ^-pH

Aquí asumimos que usted sabe que se requieren unidades para la concentración obtenida de esta ecuación y las unidades son mol/L; de igual manera, la concentración de iones hidróxido puede expresarse como PoH:

PoH = -log [OH ^—] _e y [OH ⁻] _e = 10 ^−PoH

Finalmente, la relación entre pH y pOH puede derivarse de la expresión de _Kw:

K _w	=	[H ₃ O ⁺] _e [OH ^—] _e
-log (K _w)	=	-log ([H ₃ O ⁺] _e [OH ^—] _e)
p K _w	=	-log ([H ₃ O ⁺] _e) + (-log ([OH ^—] _e))
p K _w	=	pH + PoH

A 25 °C:

p K _w = 14 = pH + PoH

Por lo tanto, a esta temperatura:

Clasificación	Concentraciones relativas de iones	pH a 25 °C
ácido	[H ₃ O ⁺] > [OH ⁻]	< 7
neutral	[H ₃ O ⁺] = [OH ⁻]	7
básico	[H ₃ O ⁺] < [OH ⁻]	> 7

Debido a que K _w depende de la temperatura, las correlaciones entre los valores de pH y los adjetivos ácido/neutral/básico son diferentes a diferentes temperaturas. Por ejemplo, [H ₃ O ⁺] en agua pura a 80 °C es 4.9 × 10 ⁻⁷ M, lo que corresponde a valores de pH y pOH de:

pH = -log [H ₃ O ⁺] _e = -log (4.9 × 10 ⁻⁷) = 6.31
PoH = -log [OH ^—] _e = -log (4.9 × 10 ⁻⁷) = 6.31

A esta temperatura, las soluciones neutras tienen pH = PoH = 6.31, las soluciones ácidas tienen pH < 6.31 and pOH > 6.31, y las soluciones básicas tienen pH > 6.31 y PoH < 6.31. Esta distinción puede ser importante a la hora de estudiar ciertos procesos que ocurren a temperaturas distintas a los 25 °C, como las reacciones ácido-base en el cuerpo humano donde las temperaturas suelen ser de 37 °C.

A menos que se indique lo contrario, se presume que las referencias a los valores de pH son aquellas a 25 °C. La Figura 1 muestra las relaciones entre [H ₃ O ⁺], [OH ⁻], pH y pOH, y da valores para estas propiedades para algunas sustancias comunes.

Se proporciona una tabla con 5 columnas. La primera columna está etiquetada como “corchete izquierdo H subíndice 3 O superíndice más corchete derecho (M)”. Poderes de diez se enumeran en la columna comenzando en 10 superíndice 1, incluyendo 10 superíndice 0 o 1, 10 superíndice negativo 1, disminuyendo por potencias individuales de 10 a 10 superíndice negativo 15. La segunda columna está etiquetada como “corchete izquierdo O H superíndice negativo corchete derecho (M)”. Las potencias de diez se enumeran en la columna comenzando en 10 superíndice negativo 15, aumentando en potencias individuales de 10 para incluir 10 superíndice 0 o 1, y 10 superíndice 1. La tercera columna está etiquetada como “p H.” Los valores listados en esta columna son enteros que comienzan en 1 negativo, aumentando en unos hasta 14. La cuarta columna está etiquetada como “p O H.” Los valores de esta columna son enteros que comienzan en 15, disminuyendo por unos hasta 1 negativo. La quinta columna está etiquetada como “Solución de muestra”. Una línea vertical a la izquierda de la columna tiene marcas de graduación correspondientes a cada nivel p H de la tabla. Las sustancias se listan junto a este segmento de línea con segmentos de línea que las conectan a la línea para mostrar valores aproximados de p H y p O H. 1 M H C l se enumera a una p H de 0. Los jugos gástricos se listan a una p H de aproximadamente 1.5. El jugo de lima aparece en una p H de aproximadamente 2, seguido de 1 M C H subíndice 3 C O subíndice 2 H, seguido de ácido estomacal a un valor p H de casi 3. El vino aparece alrededor de 3.5. El café aparece justo después de las 5. El agua pura está listada a una p H de 7. La sangre pura está justo más allá de 7. Leche de Magnesia aparece justo después de una p H de 10.5. El amoníaco doméstico aparece justo antes de un pH de 12. 1 M N a O H aparece en una p H de 0. A la derecha de esta flecha etiquetada hay una flecha que apunta hacia arriba y hacia abajo a través de la altura de la columna. Una tira beige pasa por la mesa y a esta flecha de doble punta en p H 7. A la izquierda de la flecha de doble punta en esta tira beige se encuentra la etiqueta “neutral”. Una estrecha franja beige recorre la flecha. Justo arriba y debajo de esta región, la flecha es de color púrpura. Poco a poco se vuelve rojo brillante a medida que se extiende hacia arriba. En la parte superior de la flecha, cerca de la cabeza de la flecha se encuentra la etiqueta “ácida”. De igual manera, la región inferior cambia de color de púrpura a azul moviéndose a la parte inferior de la columna. La cabeza en este extremo de la flecha está etiquetada como “básica”. — **Figura 1.** Los valores de pH y PoH de algunas sustancias comunes a 25 °C se muestran en esta tabla.

Actividad 3: pH y fortalezas relativas de los ácidos

Consulta$\PageIndex{6}$

Ejercicio 3: pH de soluciones acuosas

La acidez de una solución se determina típicamente midiendo su pH. El PoH de una solución generalmente no se mide, pero se calcula fácilmente a partir de un valor de pH determinado experimentalmente. El pH de una solución puede medirse directamente usando un medidor de pH (Figura 2), o estimarse visualmente usando indicadores coloreados (Figura 3).

Esta figura contiene dos imágenes. La primera, la imagen a, es de un medidor de p H digital analítico sobre un mostrador de laboratorio. La segunda, la imagen b, es de un medidor digital portátil de p H de mano. — **Figura 2.** (a) Un medidor de pH de grado de investigación utilizado en un laboratorio puede tener una resolución de 0.001 unidades de pH, una precisión de ± 0.002 unidades de pH y puede costar más de $1000. (b) Un medidor de pH portátil tiene menor resolución (0.01 unidades de pH), menor precisión (± 0.2 unidades de pH) y un precio mucho menor. (crédito b: modificación de obra por Jacopo Werther)

**Figura 3.** Un indicador universal es una mezcla de indicadores que asume un color diferente a diferentes valores de pH. (a) Se ha agregado un indicador universal a las soluciones en diez tubos de ensayo, cada uno con el pH mostrado en la parte superior de cada tubo. (b) El papel de pH contiene un indicador universal diferente que da diferentes colores cuando se humedece con soluciones de diferentes valores de pH. La escala en la parte superior muestra colores para valores de pH pares de 2 a 10.

D33.4 Constante de ácido K _a y constante de base K _b

Las fuerzas relativas de ácidos y bases se pueden determinar comparando las constantes de equilibrio para sus reacciones de ionización. Para la reacción de un ácido genérico, HA, en agua:

HA (aq) + H ₂ O (l) A ^— (aq) + H ₃ O ⁺ (aq)

escribimos la expresión de la constante de ionización ácida (K _a) como:

\[K_{\text{a}} = \dfrac{[\text{H}_3\text{O}^{+}]_e[\text{A}^{-}]_e}{[\text{HA}]_e} \nonumber \]

(Aunque el agua es un reactivo en la reacción, también es el disolvente con su fase indicada como “l “, por lo que no incluimos [H ₂ O] en la expresión.)

Un ácido con una mayor K a tendría _una mayor concentración de H ₃ O ⁺ y A ⁻ en relación con la concentración del ácido no ionizado, HA. Así, un ácido más fuerte, que ioniza en mayor medida, tiene una constante de ionización mayor que un ácido más débil.

Por ejemplo, estos datos sobre las constantes de ionización ácida:

CH ₃ COOH (aq) + H ₂ O (l)	⇌	CH ₃ COO ^— (aq) + H ₃ O ⁺ (aq)	K _a = 1.8 × 10 ^-5
HNO ₂ (aq) + H ₂ O (l)	⇌	NO ₂ ^— (aq) + H ₃ O ⁺ (aq)	K _a = 7.4 × 10 ^-4
HSO ₄ ^— (aq) + H ₂ O (l)	⇌	SO ₄ ² ^- (aq) + H ₃ O ⁺ (aq)	K _a = 1.1 × 10 ^-2

indican que el orden de concentración de ácido es: el ácido acético (CH ₃ COOH) es un ácido más débil que el ácido nitroso (HNO ₂) que es en sí mismo más débil que el ion sulfato de hidrógeno (HSO ₄ ^—).

Podemos considerar la fuerza de una base (B) de manera similar al considerar la extensión que formará iones hidróxido en una solución acuosa:

B (aq) + H ₂ O (l) HB ⁺ (aq) + OH ^— (aq)

donde la expresión de la constante de ionización de base (K _b) es:

\[K_{\text{b}} = \dfrac{[\text{HB}^{+}]_e[\text{OH}^{-}]_e}{[\text{B}]_e} \nonumber \]

Una base más fuerte ioniza en mayor medida que una base más débil. Por lo tanto, una base más fuerte tiene una K _b mayor que una base más débil.

_{Observe que K a y K _b proporcionan una medida cuantitativa de las fuerzas ácidas y básicas, significativamente más precisas que las descripciones cualitativas de “ácido fuerte” o “ácido débil”.}

Consulta$\PageIndex{8}$

Considere las reacciones de ionización para un par de bases de ácido conjugado, HA y A ⁻:

HA (aq) + H ₂ O (l) A ^— (aq) + H ₃ O ⁺ (aq)

\[K_a = \dfrac{[\text{H}_3\text{O}^{+}]_e[\text{A}^-]_e}{[\text{HA}]_e} \nonumber \]

A ^— (aq) + H ₂ O (l) HA (aq) + OH ^— (aq)

\[K_b = \dfrac{[\text{HA}]_e[\text{OH}^-]_e}{[\text{A}^-]_e} \nonumber \]

Al sumar estas dos ecuaciones químicas se obtiene la ecuación para la autoionización del agua:

HA (aq) + H ₂ O (l) + A ^— (aq) + H ₂ O (l) A ^— (aq) + H ₃ O ⁺ (aq) + HA (aq) + OH ^— (aq)

Cuando dos equilibrios se suman a un tercer equilibrio, el producto de las dos primeras constantes de equilibrio es igual a la tercera constante de equilibrio:

\[K_{\text{a}}\;\times\;K_{\text{b}} = \dfrac{[\text{H}_3\text{O}^{+}]_e[\text{A}^{-}]_e}{[\text{HA}]_e}\;\times\;\dfrac{[\text{HA}]_e[\text{OH}^{-}]_e}{[\text{A}^{-}]_e} = [\text{H}_3\text{O}^{+}]_e[\text{OH}^{-}]_e = K_{\text{w}} \nonumber \]

Por ejemplo, a 25 °C, K _a de ácido acético (CH ₃ COOH) es 1.8 × 10 ⁻⁵ M, y K _b de su base conjugada, anión acetato (CH ₃ COO ^—), es 5.6 × 10 ⁻¹⁰ M. El producto de estas dos constantes es de hecho igual a K _w:

K _a × K _b = (1.8 × 10 ⁻⁵ M) × (5.6 × 10 ⁻¹⁰ M) = 1.0 × 10 ⁻¹⁴ = K _w

Esta relación nos dice que los ácidos más fuertes forman bases conjugadas más débiles, y los ácidos más débiles forman bases conjugadas más fuertes.

El diagrama muestra dos barras horizontales. El primero, etiquetado como “Fuerza ácida relativa”, en la parte superior es rojo a la izquierda y gradualmente cambia a púrpura a la derecha. El extremo rojo a la izquierda está etiquetado como “Ácidos más fuertes”. El extremo púrpura a la derecha está etiquetado como “Ácidos más débiles”. Justo afuera de la barra a la parte inferior izquierda está la etiqueta, “K subíndice a”. La barra se marca en incrementos con un ácido específico listado arriba de cada incremento. La primera marca está en 1.0 con el subíndice H 3 O superíndice signo positivo. El segundo es diez elevado a los dos negativos con H C l O subíndice 2. El tercero es diez elevado al negativo 4 con H F. El cuarto es diez elevado al negativo 6 con H subíndice 2 C O subíndice 3. El quinto es diez elevado a un 8 negativo con C H subíndice 3 C O O H. El sexto es diez elevado al diez negativo con N H subíndice 4 superíndice signo positivo. El séptimo es diez elevado a un 12 negativo con H P O subíndice 4 superíndice 2 signo negativo. El octavo es diez elevado al 14 negativo con el subíndice H 2 O. De manera similar la segunda barra, que está etiquetada como “Fuerza base conjugada relativa”, es púrpura en el extremo izquierdo y gradualmente se vuelve azul en el extremo derecho. Fuera de la barra a la izquierda está la etiqueta, “Bases más débiles”. Fuera de la barra a la derecha está la etiqueta, “Bases más fuertes”. Abajo y a la izquierda de la barra se encuentra la etiqueta, “K subíndice b”. La barra se marca de manera similar en incrementos con bases listadas arriba de cada incremento. El primero está a diez elevado al 14 negativo con el subíndice H 2 O por encima de él. El segundo es diez elevado al negativo 12 C l O subíndice 2 superíndice signo negativo. El tercero es diez elevado al diez negativo con signo negativo F superíndice. El cuarto es diez elevado a un ocho negativo con H C O subíndice 3 signo negativo superíndice. El quinto es diez elevado al 6 negativo con C H subíndice 3 C O O signo negativo superíndice. El sexto es diez elevado al negativo 4 con N H subíndice 3. El séptimo es diez elevado al negativo 2 con P O subíndice 4 superíndice tres signo negativo. El octavo es 1.0 con signo negativo de superíndice O H. — **Figura 4.** Este diagrama muestra las fuerzas relativas de los pares ácido-base conjugados, como lo indican sus constantes de ionización en solución acuosa. Los ácidos conjugados están por encima de sus bases conjugadas.

Esta figura incluye una tabla separada en una mitad izquierda que está etiquetada como “Ácidos” y una mitad derecha etiquetada como “Bases”. Una flecha roja señala hacia arriba el lado izquierdo, que está etiquetado como “Aumento de la fuerza ácida”. De manera similar, una flecha azul apunta hacia abajo a lo largo del lado derecho, que está etiquetada como “Incrementar la fuerza base”. Los nombres de ácidos y bases se listan junto a cada flecha hacia el centro de la tabla, seguidos de fórmulas químicas. Los ácidos listados de arriba a abajo son ácido sulfúrico, H subíndice 2 S O subíndice 4, yoduro de hidrógeno, H I, bromuro de hidrógeno, H B r, cloruro de hidrógeno, H C l, ácido nítrico, H N O subíndice 3, ion hidronio (en texto rosa) H subíndice 3 O superíndice más, ion sulfato de hidrógeno, H S O subíndice 4 superíndice negativo, ácido fosfórico, H subíndice 3 P O subíndice 4, fluoruro de hidrógeno, H F, ácido nitroso, H N O subíndice 2, ácido acético, C H subíndice 3 C O subíndice 2 H, ácido carbónico H subíndice 2 C O subíndice 3, sulfuro de hidrógeno, subíndice H 2 S, ion amonio, N H subíndice 4 superíndice +, cianuro de hidrógeno, H C N, hidrógeno ion carbonato, H C O subíndice 3 superíndice negativo, agua (sombreada en beige) H subíndice 2 O, ion sulfuro de hidrógeno, H S superíndice negativo, etanol, subíndice C 2 H subíndice 5 O H, amoníaco, N H subíndice 3, hidrógeno, H subíndice 2, metano y C H subíndice 4. Los ácidos en la parte superior de la lista desde el ácido sulfúrico hasta el ácido nítrico se agrupan con un corchete a la derecha etiquetado como “Someterse a la ionización ácida completa en agua”. De igual manera, los ácidos en la parte inferior desde el ion sulfuro de hidrógeno hasta el metano se agrupan con un corchete y se etiquetan como “No sufran ionización ácida en agua”. La mitad derecha de la figura enumera bases y fórmulas. De arriba a abajo las bases listadas son ion sulfato de hidrógeno, H S O subíndice 4 superíndice negativo, ion yoduro, I superíndice negativo, ion bromuro, B r superíndice negativo, ion cloruro, C l superíndice negativo, ion nitrato, N O subíndice 3 superíndice negativo, agua (sombreada en beige), subíndice H 2 O, ion sulfato, S O subíndice 4 superíndice 2 negativo, ion dihidrógeno fosfato, subíndice H 2 P O subíndice 4 superíndice negativo, ion fluoruro, F superíndice negativo, ion nitrito, N O subíndice 2 superíndice negativo, ion acetato, C H subíndice 3 C O subíndice 2 superíndice negativo, ion hidrógeno carbonato, H C O subíndice 3 superíndice negativo, ion sulfuro de hidrógeno, H S superíndice negativo, amoníaco, N H subíndice 3, ion cianuro, C N superíndice negativo, ion carbonato, C O subíndice 3 superíndice 2 negativo, ion hidróxido (en azul), O H superíndice negativo, ion sulfuro, S superíndice 2 negativo, ion etóxido, C subíndice 2 H subíndice 5 O superíndice negativo, ion amida N H subíndice 2 superíndice negativo, ion hidruro, H superíndice negativo y ion metido C H subíndice 3 superíndice negativo. Las bases en la parte superior, desde el ión perclorato hasta el ion nitrato, son grupo con un soporte el cual está etiquetado como “No someterse a ionización de base en agua”. De igual manera, los 5 inferiores del listado, desde el ion sulfuro hasta el ion metido se agrupan y se etiquetan como “Someterse a ionización completa de base en agua”. — **Figura 5.** El gráfico muestra las fuerzas relativas de los pares ácido-base conjugados. El ácido y la base en una fila dada se conjugan entre sí.

Aunque “fuerte” y “débil” son términos relativos, generalmente, nos referimos a ácidos más fuertes que H ₃ O ⁺ como ácidos fuertes, y bases más fuertes que OH ^—como bases fuertes—. Debido a que los ácidos fuertes y las bases fuertes están completamente ionizados en soluciones acuosas, la concentración de ácido o base no ionizada es esencialmente cero. Por ejemplo, en una solución 0.10-M de HCl, [HCl] _e = 0, [H ₃ 0 ⁺] _e = 0.10 M, y [Cl ⁻] _e = 0.10 M.

Una consecuencia de esta ionización completa es que en solución acuosa no hay manera de saber si un ácido fuerte es más fuerte que otro: HCl, HBr e HI están completamente ionizados. Esto se conoce como el efecto nivelador del agua. Sin embargo, cuando se disuelven en algunos otros disolventes, estos ácidos no se ionizan completamente. El grado de ionización aumenta en el orden HCl < HBr < HI, por lo que el HI es el más fuerte de estos ácidos. El agua ejerce un efecto de nivelación similar sobre bases fuertes.

Muchos ácidos y bases se consideran “débiles”. Una solución de un ácido débil en agua es una mezcla de equilibrio del ácido no ionizado, ion hidronio y la base conjugada del ácido.

Actividad 4: Determinar Ka

Consulta$\PageIndex{9}$

Actividad 5: Usando Ka para Calcular Concentraciones

Consulta$\PageIndex{10}$

El porcentaje de ionización de un ácido débil es otra medida de la fuerza de un ácido, HA:

\[\text{percent ionization} = \dfrac{[\text{H}_3\text{O}^{+}]_e}{[\text{HA}]_0}\;\times\;100\% \nonumber \]

Un ácido más fuerte, con _un K a mayor, tiene mayor porcentaje de ionización que un ácido más débil (para la misma concentración).

El porcentaje de ionización para una solución de un ácido débil aumenta con la disminución de la concentración de ácido; esto se puede ver aplicando el principio de Le Chatelier al equilibrio de ionización:

HA (aq) + H ₂ O (l) A ^— (aq) + H ₃ O ⁺ (aq)

El aumento del volumen de solución para una cantidad dada de HA añadida hace que el equilibrio se desvíe al lado del producto para contrarrestar parcialmente la disminución en la concentración total de soluto.

Ejercicio 4: Porcentaje de ionización

D33.5 Fuerza ácida y estructura molecular

Las reacciones ácido-base, como muchas otras reacciones químicas, implican romper y formar enlaces. Por lo tanto, podemos usar nuestra comprensión química de la estructura molecular y la estabilidad para comprender qué hace que algunos ácidos sean más fuertes que otros.

Sabemos que un equilibrio favorece el lado termodinámicamente más estable de la reacción, y que la magnitud de la constante de equilibrio refleja la diferencia de energía (Δ _r G°) entre los reactivos y los productos. Por lo tanto, en un equilibrio ácido-base, el equilibrio siempre favorece el lado con ácido y base más débiles (estas son las especies más estables). En consecuencia, cualquier cosa que estabilice la base conjugada de un ácido necesariamente hará que ese ácido sea más fuerte, y cualquier cosa que estabilice al ácido lo convertirá en un ácido más débil. Esta idea se ilustra en la Figura 6.

**Figura 6**. La fuerza ácida (o base) depende de la termodinámica de la reacción ácido-base.

Fuerza de unión

Consideremos un ácido genérico:

HA A ^— + H ⁺

En general, cuanto más fuerte es el enlace H-A, más estable es la molécula de HA y menos ácida es la sustancia. Este efecto se ilustra por los haluros de hidrógeno:

Fuerza relativa a los ácidos	HF	HCl	HBr	HOLA
Entalpía de enlace H—X (kJ/mol)	566	431	366	299
p K _a	3.2	−6.1	−8.9	−9.3

Tenga en cuenta que los valores de “entalpía de enlace” están asociados con una reacción de ruptura de enlace diferente, que produce un átomo de hidrógeno en lugar de un ión de hidrógeno:

HA A· + H·

Sin embargo, las fuerzas de unión se correlacionan con la fuerza ácida. A medida que desciende por el grupo haluro, el solapamiento entre el orbital de hidrógeno 1 s y el orbital de valencia del átomo de halógeno disminuye, y la entalpía del enlace H-X disminuye, lo que indica enlaces más débiles. Como resultado, la fuerza de ácido HX aumenta a medida que baja del grupo.

Se observa una tendencia similar para otros grupos. Por ejemplo, para el grupo 16:

	H ₂ A HA ^— + H ⁺
	H ₂ O	H ₂ S	H ₂ Se	H ₂ Te
p K _a	14.0	7.0	3.9	2.6

Estabilización del exceso de carga sobre la base conjugada

Electronegatividad

Cuando la base conjugada está cargada negativamente, los factores que estabilizan el exceso de carga negativa sobre la base conjugada favorecen la disociación del ácido y hacen que el ácido sea un ácido más fuerte. Por ejemplo, la acidez relativa de los ácidos con elementos de la segunda fila es:

	H _n A H _n-1 A ^— + H ⁺
	CH ₄	NH ₃	H ₂ O	HF
p K _a	50	36	14.0	3.2

Considere los compuestos en ambos extremos de esta serie: metano y fluoruro de hidrógeno. La base conjugada de CH ₄ es CH ₃ ^—, y la base conjugada de HF es F ⁻. Debido a que el flúor es mucho más electronegativo que el carbono, el flúor puede estabilizar mejor la carga extra negativa en el anión F ⁻ que el carbono puede estabilizar la carga extra negativa en el anión CH ₃ ⁻. En consecuencia, el HF puede disociarse y formar H ⁺ y F ⁻ en un grado mucho mayor que CH ₄ puede formar H ⁺ y CH ₃ ^—, haciendo del HF un ácido mucho más fuerte que CH ₄.

La misma tendencia se predice analizando también los ácidos: a medida que aumenta la electronegatividad de A en H _n A, el enlace A—H se vuelve más polar, favoreciendo la disociación para formar H _n-1 A ⁻ y H ⁺. Debido tanto a la creciente estabilidad de la base conjugada como a la creciente polarización del enlace A—H en el ácido, las fuerzas ácidas de los hidruros binarios aumentan a medida que avanzamos de izquierda a derecha a través de una fila de la tabla periódica.

Deslocalización de electrones

Los valores de p K _a de algunos ácidos carboxílicos se muestran en la Figura 7.

**Figura 7**. Dibujos lineales de moléculas seleccionadas de ácido carboxílico, junto con sus valores pK _a (en rojo) y sus nombres.

El enlace que se rompe en un ácido carboxílico es el enlace O-H:

R-COOH R-COO+ H ⁺

Un enlace O-H también se rompe cuando un alcohol actúa como ácido en una reacción ácido-base:

R-OH R-O+ H ⁺

Sin embargo, cuando comparamos los ácidos carboxílicos p K _a con los de alcoholes comparables, tales como:

es claro que los ácidos carboxílicos son ácidos más fuertes que los alcoholes en más de diez órdenes de magnitud. ¿Por qué la presencia de un grupo carbonilo adyacente a un grupo hidroxilo debería tener un efecto tan profundo en la acidez del protón hidroxilo?

Tanto el ácido carboxílico como su base conjugada, anión carboxilato, se estabilizan al tener estructuras de resonancia adicionales que deslocalizan densidades electrónicas. Sin embargo, la estabilización en anión carboxilato es mucho mayor debido a que las dos estructuras de resonancia principales tienen contribuciones iguales al híbrido de resonancia, y la densidad extra de electrones (carga negativa) se comparte por igual entre los dos átomos de oxígeno, los cuales tienen alta electronegatividad. Esta estabilización conduce a un marcado aumento de la acidez de los ácidos carboxílicos.

Consulta$\PageIndex{12}$

Figura 8. Una mayor estabilización de resonancia del ion carboxilato en comparación con el ácido carboxílico da como resultado una mayor fuerza ácida. Haga clic en cada “i” para obtener más información.

Efecto Inductivo

Los átomos (o grupos de átomos) en una molécula que no están unidos directamente al H ácido también pueden influir en la acidez de la molécula. Pueden hacerlo a través de un efecto inductivo, es decir, inducen una polarización en la distribución de electrones dentro de la molécula. Esto se puede observar estudiando las estructuras de la Figura 7 anterior. Los sustituyentes electronegativos (F, Cl, Br, I) cerca del grupo carboxilo actúan para aumentar la acidez del ácido carboxílico. Por ejemplo, el ácido fluoroacético, CH ₂ FCOOH, es significativamente más ácido que el ácido acético, CH ₃ COOH.

La magnitud del efecto inductivo depende tanto de la naturaleza como del número de sustituyentes halógenos, como lo muestran los valores de p K _a para varios derivados de ácido acético:

	CH ₃ COOH	CH ₂ CLCOOH	CHCl ₂ COOH	CCl ₃ COOH	CF ₃ COOH
p K _a	4.74	2.85	1.35	0.77	0.52

El flúor, que es más electronegativo que el cloro, provoca un mayor efecto inductivo ya que aleja la densidad electrónica del protón ácido en el grupo carboxilo. Además, tener tres halógenos provoca un mayor efecto inductivo que tener dos o uno. Tenga en cuenta que los efectos inductivos pueden ser bastante significativos. Por ejemplo, reemplazar el grupo —CH ₃ del ácido acético por un grupo —CF ₃ da como resultado un aumento de casi 10,000 veces en la acidez.

En otro ejemplo, la acidez de los ácidos hipohalosos (HOX OX+ H ⁺) varía en aproximadamente tres órdenes de magnitud debido a la diferencia en la electronegatividad de los átomos de halógeno:

HOX	Electronegatividad de X	pKa
HOCl	2.73	7.2
HOBr	2.64	8.5
HOI	2.11	10.5

A medida que aumenta la electronegatividad de X, los electrones se dibujan con mayor fuerza hacia el átomo de halógeno y, a su vez, se alejan del H en el enlace O—H, debilitando así el enlace O—H, potenciando la ionización del hidrógeno como H ⁺ y fortaleciendo el ácido.

Oxoácidos

La acidez de los oxoácidos, con la fórmula general HOXO _n (con n = 0−3), depende fuertemente del número de átomos de oxígeno terminales unidos al átomo central X (Figura 8) debido tanto a un efecto inductivo como a una mayor estabilización de la base conjugada.

Debido a que el oxígeno es el segundo elemento más electronegativo, agregar átomos de oxígeno terminales (átomos de oxígeno solo unidos al átomo central) provoca que las densidades de electrones se alejen del enlace O-H, aumentando así la fuerza del ácido. La Figura 9 muestra cómo el átomo de H se vuelve constantemente más azul de HClO a HClO ₄, facilitando que el ácido pierda el hidrógeno como un ion H ⁺.

**Figura 9:** Relación entre las fuerzas ácidas de los oxoácidos de cloro y la densidad electrónica sobre H en la unidad O-H. Estos mapas de potencial electrostático muestran cómo disminuye la densidad de electrones en H (color azul más oscuro) a medida que aumenta el número de átomos de oxígeno terminales. El azul corresponde a bajas densidades de electrones, mientras que el rojo corresponde a altas densidades de electrones. Fuente: Oxoácidos de cloro valores de pKa de J. R. Bowser, Inorganic Chemistry (Pacific Grove, CA: Brooks-Cole, 1993).

También es importante el efecto de la deslocalización de electrones que estabiliza la carga extra negativa en la base conjugada. Por ejemplo, en el anión clorito (ClO ₂), el exceso de densidad electrónica se deslocaliza igualmente sobre ambos átomos de oxígeno, mientras que en el ion hipoclorito (ClO ⁻), la carga negativa se localiza en gran medida en un solo átomo de oxígeno:

Como resultado de esta estabilización de la base conjugada, así como del efecto inductivo adicional, el ácido cloroso es más de 200,000 veces más fuerte que el ácido hipocloroso.

El efecto inductivo es además responsable de la tendencia en las acideces de los oxoácidos que tienen el mismo número de átomos de oxígeno a medida que atravesamos una fila de la tabla periódica. Por ejemplo, H ₃ PO ₄ es un ácido débil, H ₂ SO ₄ es un ácido fuerte y HClO ₄ es uno de los ácidos más fuertes conocidos. El número de átomos de oxígeno terminales aumenta de manera constante a lo largo de la fila, consistente con el aumento observado en la acidez. Además, la electronegatividad del átomo central aumenta de manera constante de P a S a Cl, lo que provoca que se extraiga más densidades de electrones del grupo OH al átomo central, debilitando el enlace O—H y aumentando la fuerza del oxoácido.

Pregunta Podia

Organizar estos ácidos en orden decreciente de la fuerza ácida (menor p K _una primera, mayor p K _a última). Analizar los factores que afectan la fuerza de cada ácido y con base en ese análisis explicar el orden de acidez.

CH ₃ CH ₂ OH CF ₃ COOH HocLo ₃ CH ₂ BRCOOH HocLo ₂

Consulta$\PageIndex{13}$

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