Acidos Y Bases

ÁCIDOS Y BASES
Los ácidos con una Ka>1 (pKa<0) se consideran ácidos fuertes. Los ácidos con una Ka<1 (pKa>0) se consideran débiles.
El agua actúa como solvente nivelador, y para los ácidos fuertes no es posible diferenciarlos en este disolvente porque todos parecen igualmente disociados. En su lugar se usa un ácido más débil que actúe como disolvente. Ej
HClO4 (HF) + HF(i)ClO4-(HF) + H2F+(HF)
De los dos el más fuerte va a ceder su protón.
Ácidos Binarios (HX)
En el proceso de ionización de estos ácidos ocurre la ruptura del enlace H-X y la formación del enlace H-O adicional cuando la molécula se convierte en ión hidronio.
HX(ac) + H2O(l) ↔ H3O+(ac) + X- (ac)
La energía de enlace O-H es 459 kJ/mol
-Fuerza de los ácidos halohídricos y la energía delenlace H-X
Ácido | pKa | Energía de enlace (kJ/mol) | Fuerza |
HF (ac) | +3 | 565 | Menor |
HCl (ac) | -7 | 428 | |
HBr (ac) | -9 | 365 | |
HI (ac) | -10 | 295 | Mayor |
La tendencia de cualquier reacción es hacia la formación del enlace más fuerte, por consiguiente la formación del enlace O-H en la disociación del HF no está favorecida, ya que la fuerza del enlace H-F es mayor que la delenlace O-H.
Oxiácidos
En los oxiácidos inorgánicos los átomos de H ionizables están unidos al O en forma covalente.
La fuerza ácido depende de la debilidad del enlace covalente entre el átomo de H ionizable y su vecino. Cuanto más átomos de O altamente electronegativos haya en una molécula, más se desplazará la densidad electrónica hacia el lado de la molécula opuesta al átomo de H y más débilserá el enlace H-O, por tanto el ácido se ioniza más fácilmente y es más fuerte.
(HO)nXOm
Si m=0 pKa1 ~8 H-O-Cl
Si m=1 pKa1~2 H -O-Cl -O
Si m=2 pKa1~-1 H- O- Cl
Si m=3 pKa1~-8 H – O –Cl -
A mayor no. Átomos de hidrógeno mayor fuerza del ácido.
Cuando se añade un ión metálico dipositivo a un ácido con más de un hidrógeno ionizable, lo que se cristaliza es el sulfato del metal, noel hidrógenofosfato. La razón es que la energía reticular depende en gran medida de las cargas iónicas, de la atracción electrostática. La energía reticular de un cristal con carga en el catión de +2 y en el anión de -2 es mayor que si son un catión +2 y dos aniones -1. (Energía del red de MgF2 es 2.9 MJ/mol y del MgO es 3.9 MJ/mol). La reacción se favorece por la disminución de la entalpía.Los cationes monopositivos (alcalinos) forman compuestos estables cristalinos con el ion hidrogenosulfato.
En general, las sales de los aniones ácidos se comportan también como ácidos.
Las soluciones de algunos iones metálicos son muy ácidas. Ejemplo: iones Al3+ e Fe3+ . Ambos son iones pequeños muy cargados y existen en forma de hexahidratos.
[Fe(OH2)6]3+ (ac) + H2O (l) ↔ H3O+ +[Fe(OH2)5(OH)]2+ (ac) pKa=3.3
Clasificación de los óxidos
Tipo de óxido | |
Básicos | Casi todos los óxidos de los metales |
Ácidos | Por lo general óxidos de no metales |
Anfotéricos | Óxidos de metales débiles |
Neutros | Unos cuantos óxidos de no metales |

Reacción más común: un óxido básico con un óxido ácido.
CaO (s) + SO2(g) CaSO3(s)
Reacción frecuente: Óxido ácido conbases:
CO2(g) + 2NaOH(ac) Na2CO3 (ac) + H2O (l)
Reacción de óxidos básicos con ácidos:
MgO(s) + 2HNO3 (ac) Mg(NO3)2(ac) + H2O (l)
Un óxido ácido tiene un orden de acidez mayor cuanto mayor sea el cambio de energía libre. Ejemplo:
CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s) DGo= -134 kJ/mol
CaO(s) + SO3(g) CaSO4(s) DGo= -347 kJ/mol
Por tanto SO3 es el óxido ácido con elmayor carácter ácido.
De igual manera para el óxido básico con mayor carácter básico:
Ejemplo:
Na2O (s) + H2O(l) 2NaOH(s) DGo=-142 kJ/mol
CaO (s) + H2O(l) Ca(OH)2(s) DGo=-59 kJ/mol
Al2O3(s) + 3H2O(l) 2Al(OH)3(s) DGo=-2 kJ/mol
Por tanto el Na2O es el óxido básico con el mayor carácter básico.

Teoría de Lewis
R.G. Pearson propuso que los ácidos y bases de Lewis...