CIDOS bases

ÁCIDOS Y BASES FUERTES
  
            De acuerdo con la teoría de Bronsted-Lowry, se define un ácido como una sustancia que puede donar un protón y una base como una sustancia que puede aceptar un protón.

     ácido                         base                                  base conjugada                                ácido conjugado                                                                                             del ácido                                          de la base
              Los iones hidronio, H3O+, y los iones hidróxido, OH¯, son respectivamente, los ácidos y bases más fuertes que existen en soluciones acuosas.
 
NaOH(s)  +     H2O     →      Na(ac)     +   OH¯ (ac)
 
ACIDOS Y BASES DEBILES
             Encontraste con los ácidos fuertes, como el HCl y el H2SO4, el ácido acético es un ácido mucho más débil. Cuando el ácido acético se disuelve en agua, la reacción que se muestra a continuación no se lleva a cabo en forma completa.

            Los experimentos muestran que en una solución 0,1 M a 25 ºC, sólo el 1 % de las moléculas del ácido acético transfieren sus protones al agua. Como la reacción dedisolución acuosa del ácido acético es un equilibrio, puede describírsela mediante una expresión para la constante de equilibrio

             Para soluciones acuosas diluidas la concentración de agua es esencialmente constante (55 mol/L), de manera que la expresión de la constante de equilibrio puede rescribirse en términos de una nueva constante, Ka, llamada constante de acidez.

A 25 ºC, laconstante de acidez del ácido acético es 1,8x10-5.
 
            Para cualquier ácido disuelto en agua, pueden escribirse expresiones similares. Utilizando un ácido hipotético generalizado, HA, la reacción en agua es:


             Por esta razón, un valor alto de Ka significa que el ácido es un ácido fuerte y un valor pequeño de Ka significa que el ácido es débil. Si la constante de acidez es mayorde 10, a efectos prácticos, el ácido estará totalmente disociado en agua.
             La teoría de ácidos y bases fue ampliada por G.N. Lewis en 1923. Destruyendo lo que él llamo "el culto del protón", Lewis propuso que los ácidos podían definirse como receptores de pares de electrones y las bases como donantes de pares de electrones. En la teoría de Lewis, el protón  no es el único ácido, sinotambién muchas otras partículas. Por ejemplo, el cloruro de aluminio y el triflururo de boro reaccionan con aminas en la misma forma que lo hace un protón.

             En los ejemplos anteriores, el cloruro de aluminio y el triflururo de boro aceptan el par de electrones de la amina lo mismo que sucedería con un protón. Esto se debe  a que los átomos centrales de aluminio y boro sólo tienen unsexteto de electrones y por lo tanto son deficientes de electrones.
             Las bases son bastantes similares tanto en la teoría de Lewis como en la teoría de Bronsted-Lowry.
 
 Recuérdese que:   pKa = -log Ka por lo tanto, a medida que el pKa disminuye aumenta la acidez de los ácidos, y a medida que el pKa aumenta, disminuye la acidez de los ácidos, aumentando su basicidad, obsérvese la tabla2.1.  

Tabla  2.1.-        Valores de pKa de sustancias orgánicas comunes                         
 ÁCIDO
pKa
BASE
ciclohexano
45
C6H11¯
NH3
36
NH2¯
HCCH
25
HC≡C¯
CH3OH
16
CH3O¯
H2O
15,7
HO¯
R-NH3+
10
R-NH2
R-COOH
5
R-COO¯
CH3OH2+
-2
CH3OH
PhOH2+
-6,7
PhOH
 
  CRITERIOS A CONSIDERAR:

1.  ELECTRONEGATIVIDAD DEL ÁCIDO
             Cuanto más electronegativo sea el elemento que porta el H máspolarizado estará el enlace y más ácido será la familia de compuestos relacionados.  Ejemplo:
 
pKa
Ácido
 
Base
 
43

 


 
35
 

 

 

 
10

 


18



-2




                                 
             La basicidad va a disminuir en este orden C- N- O-, cuanto más E.N. es el elemento, el ácido es más fuerte y la base conjugada del mismo más débil

2. EFECTO DE...