Acido Base

ALGUNOS ASPECTOS TEÓRICOS DEL TEMA ÁCIDO-BASE ESCALA DE pH Y FUERZAS RELATIVAS DE ÁCIDOS Y BASES EN DISOLUCIÓN ACUOSA Se puede relacionar la fuerza relativa de los ácidos y las bases a través de una escala de pH, por lo que se procederá a establecer dicha escala. Considerando la reacción de autoprotólisis del agua:
ƒ H2O + H2O H3O+ + OHÁcido1 Base2 Ácido2 Base2 Se deduce que el agua presenta dospares conjugados ácido-base que son:

H3O+/ H2O y H2O/OH-, estos dos pares permiten establecer los dos bornes de la escala de pH de la siguiente manera:
+ − Kw =  H 3O   OH  = 1 x 10-14   

Por lo que: pKw = pH + pOH = 14
− Si  OH  = 1 M , entonces pOH = 0 ; por lo que pH = 14   + Si  H  = 1M , entonces pH = 0  

Los valores de pH = 0 y pH = 14 representan los bornes de laescala de pH. H3O+ 0 H2O 14 pH

H2O OHPara situar los diferentes pares ácido-base dentro de la escala anterior, se hará el siguiente razonamiento: Consideremos la reacción de disociación del ácido HA siguiente: HA(ac) y su constante de acidez:  H +   A−    Ka =  [ HA] aplicando logaritmos: ƒ H+(ac) + A-(ac)

  H+   A −     A−       log ( K a ) = log       = log H+  + log       HA ] HA ]   [  [    

(

)

  A−    log  H  = log ( K a ) − log     [ HA ] 

(

+

)

    

  A−    -log  H+  = − log ( K a ) + log     [ HA ] 

(

)

    

 A−  pH = pK a + log   [HA ] 

[ ]

La última expresión se conoce como la ecuación de Henderson-Hasselbalch, la cual es simplemente unaexpresión logarítmica de Ka. De la expresión de Henderson-Hasselbalch,
 A−  pH = pK a + log ,  [HA ] 

[ ]

cuando

las

concentraciones de HA y A-son iguales, se anula el término logarítmico, entonces pH = pKa, basándonos en esta consideración es que utilizamos los valores de pKa de los diferentes pares ácido-base para colocarlos en una escala de pH. Así por ejemplo, para el ácidoacético que tiene un pKa = 4.76, se emplea este valor para situarlo dentro de la escala de pH. También situaremos el par NH4+/NH3 dentro de la misma escala con el fin de comparar la fuerza relativa entre ellos. Para colocar los diferentes pares ácido-base dentro de la escala de pH se procederá situando a los ácidos en la parte superior de la escala y las bases en la inferior. Con este criterio, mientrasmás a la izquierda de la escala esté situado el ácido, será más fuerte ya que estará más disociado. Por el contrario, mientras más a la derecha se sitúe la base será más fuerte ya que estará más hidrolizada. FUERZA DEL ÁCIDO H3O+ 0 H2O H2O 14 OHpH

CH3COOH

NH4+

4.76
CH3COO-

9.2
NH3

FUERZA DE LA BASE Por lo anterior, se deduce que entre el ácido acético y el ion amonio, el ácidoacético es más fuerte que el amonio por estar más disociado, por otra parte, entre el ion acetato y el amoníaco, éste último es más fuerte, es decir está más hidrolizado. Por medio de la escala de pH, es posible hacer predicciones acerca de la factibilidad de una reacción. En términos generales, el ácido más fuerte reaccionará con la base más fuerte. Así por ejemplo, es posible la reacción entre elácido acético y el amoníaco, para producir el ion

acetato y el ion amonio, por el contrario, cuando se ponen en contacto, cloruro de amonio y acetato de sodio, la reacción no se llevará a cabo por la razón expuesta en el párrafo anterior. Si se quisiera situar a los ácidos y bases fuertes dentro de la escala de pH, ¿dónde quedarían localizados? Como bien se sabe, los ácidos y bases fuertes cuandose ponen en contacto con el agua se disocian completamente, por lo que no es posible determinar sus valores de pKa, sin embargo, se ha logrado hacerlo cuando se estudian en otros disolventes como por ejemplo en ácido acético, que es un disolvente menos disociante que el agua. En la literatura se encuentran recopilados los valores de pKa, en disolventes diferentes al agua, para algunos ácidos...