8.S: Ácidos, Bases y pH (Resumen)

• Un enlace que se forma a partir de un átomo de hidrógeno, que es parte de un enlace covalente polar (como el enlace O—H) a otro átomo más electronegativo (que tiene al menos un par de electrones no compartidos en su capa de valencia) se denomina enlace de hidrógeno. Los enlaces de hidrógeno son enlaces débiles, parcialmente covalentes. La energía de disociación del enlace del enlace covalente O-H 464 kJ/mol; la energía de disociación del enlace un enlace de hidrógeno O-H•••O es de aproximadamente 21 kJ/mol.
• A pesar de que los enlaces de hidrógeno son relativamente débiles, la vasta red de enlaces de hidrógeno en el agua hace que la energía sea significativa, y los enlaces de hidrógeno generalmente se usan para explicar el alto punto de ebullición del agua (100 ˚C), en relación con moléculas de masa similar que no pueden formar enlaces de hidrógeno. La energía extra representa la energía requerida para descomponer la red de enlaces de hidrógeno.
• Las moléculas polares, como los ácidos, se unen fuertemente con el agua. Este enlace de hidrógeno no solo estabiliza los dipolos moleculares, sino que también debilita el enlace covalente H-A (A representa la molécula de ácido). Como resultado de este debilitamiento, el enlace H-A en estos ácidos se estira (la longitud del enlace aumenta) y luego se rompe completamente. El hidrógeno que estaba unido por hidrógeno a la molécula de agua ahora se une completamente al oxígeno, formando la especie H ₃ O ⁺ (el ion hidronio) y el ácido ahora existe como anión (A ^— ); este es el proceso de disociación ácida.
• El ion hidronio y el anión ácido que se forman en una disociación ácida pueden reaccionar para volver a formar el ácido original. Esto representa un conjunto de reacciones hacia adelante y hacia atrás que ocurren juntas en una escala de tiempo muy rápida; este tipo de un conjunto de reacciones se llama equilibrio y se usa una flecha doble en la reacción química para mostrarlo. Este tipo de reacción se conoce como un equilibrio de disociación ácida. HA (aq) + H ₂ O H ₃ O ⁺ (aq) + A ^— (aq)
• Para cualquier equilibrio, se puede escribir una constante de equilibrio que describa si los productos o los reactivos serán las especies predominantes en solución. Para la disociación del ácido simple, HA, la constante de equilibrio, K _a, viene dada simplemente por la relación de las concentraciones de los productos y los reactivos, recordando que la molaridad de los solutos se ha utilizado para aproximar su actividad, y que los solventes, como el agua, tienen una actividad de 1. Así, para la ionización de HA;\[K_{a}=\frac{[H_{3}O^{+}]{[A^{-}]}}{[HA]} \nonumber \]
• Según la Teoría Ácido-Base de Brønsted, cualquier sustancia que se ioniza en el agua para formar iones hidronio (un donante de protones) se llama ácido; cualquier sustancia que acepte un protón de un ion hidronio es una base. En un equilibrio ácido-base, el ácido conjugado se define como la especie que dona un hidrógeno (un protón) en la reacción directa, y la base conjugada es la especie que acepta un hidrógeno (un protón) la reacción inversa. Así, para la ionización de HCl, HCl es el ácido conjugado y Cl ^— es la base conjugada. HCl (ac) + H ₂ O H ₃ O ⁺ (aq) + Cl ^— (aq)
• Los hidróxidos metálicos, como NaOH, se disuelven en agua para formar cationes metálicos y anión hidróxido. El anión hidróxido es una base fuerte de Brønsted y, por lo tanto, el anión hidróxido acepta un protón del ion hidronio para formar dos moles de agua. La reacción de un ácido de Brønsted con una base de Brønsted para formar agua es el proceso de neutralización.
• Al igual que el agua puede promover la ionización de los ácidos, el agua también puede promover la ionización de sí misma. Este proceso de equilibrio ocurre muy rápidamente en agua pura y cualquier muestra de agua pura siempre contendrá una pequeña concentración de iones hidronio e hidróxido. En agua pura, a 25 ^o C, la concentración de iones hidronio ([H ₃ O ⁺]) e iones hidróxido ([HO ^—]) serán ambos iguales a exactamente 1 × 10 ^-7 M. Esto se conoce como la autoprotólisis del agua.
• El equilibrio para la autoprotólisis del agua se define como K _w, de acuerdo con la ecuación que se muestra a continuación:

\[K_{W}=[H_{3}O^{+}]{[HO^{-}]} \nonumber \]

y a la neutralidad, [H ₃ O ⁺] y [HO ^—] son ambos 1 × 10 ^-7 M, haciendo que el valor de K _w

\[K_{W}=[1\times 10^{-7}]{[1\times 10^{-7}]}=1\times 10^{-14} \nonumber \]

• Con base en el equilibrio de autoprotólisis, las soluciones ácidas, básicas y neutras pueden definirse como:
  • Una solución es ácida si [H ₃ O ⁺] > 1 × 10 ^-7 M.
  • Una solución es básica si [H ₃ O ⁺] < 1 × 10 ^-7 M.
  • Una solución es neutra si [H ₃ O ⁺] = 1 × 10 ^-7 M.
• Un valor p H es simplemente el negativo del logaritmo de la concentración de iones hidronio (-log [H ₃ O ⁺]).
• Recuerde que un logaritmo consta de dos conjuntos de números; los dígitos a la izquierda del punto decimal (la característica) reflejan la potencia integral de 10, y no se incluyen cuando se cuentan cifras significativas. Los números después del decimal (la mantisa) tienen el mismo significado que su número experimental, por lo que un logaritmo de 4.15482 representa cinco cifras significativas.
• En una titulación ácido-base se agrega lentamente una solución de ácido o base con una concentración conocida a una solución ácida o base con una concentración desconocida, utilizando una bureta volumétrica, hasta que se haya logrado la neutralidad. Por lo general, se usa un indicador o un medidor de pH para significar neutralidad.
• A la neutralidad, se conoce el volumen y concentración del reactivo que has agregado, lo que significa que puedes calcular el número de moles que agregaste (recuerda, concentración × volumen = moles). Con base en la estequiometría de tu reacción de neutralización, entonces sabes cuántos moles de ácido o base había en la muestra desconocida.