Teoría ácido-base de Arrhenius y Brönsted-Lowry
4. Limitaciones de la teoría de Arrhenius
– La teoría de Arrhenius no es capaz de explicar el carácter básico de las disoluciones acuosas de sustancias como el NH3 o el CO32-.
– Los iones hidrógeno H+ (protones), debido a su carga y su pequeño tamaño, no pueden existir libres en disolución acuosa; quedan enlazados por un par de electrones libres de una molécula de agua mediante un enlace covalente coordinado, formando iones hidronio (H3O+), también denominados iones oxonio.
– Exige la presencia de agua como disolvente, cuando existen procesos de neutralización que transcurren en otros disolventes o en ausencia del mismo.
8. Equilibrio de autoprotólisis del agua. Producto iónico del agua
Se comprueba experimentalmente que incluso el agua más pura, destilada reiteradamente, conduce la corriente eléctrica. Esto indica que en el agua existen iones en concentración muy pequeña (conductividad pequeña), formados a partir del comportamiento del agua. La teoría de Brönsted-Lowry lo explica mediante el denominado proceso de autoprotólisis:
La constante Kw recibe el nombre de producto iónico del agua y su valor a 25ºC es de 10-14 mol2/l2. En el agua o cualquier disolución acuosa se cumple la expresión del equilibrio de autoprotólisis del agua.
Como la [H3O+] y la [OH–] no pueden ser cero, ya que de ser cero alguna de ellas la Kw sería cero, significa que:
- En disoluciones ácidas, siempre hay presentes iones OH–, aunque en pequeñísima concentración.
- En disoluciones básicas, siempre hay presentes iones H3O+, aunque en pequeñísima concentración.
10. Ácido fuerte, base fuerte, ácido débil, base débil, según Arrhenius
Según la teoría de Arrhenius, un ácido o una base es fuerte cuando en una disolución acuosa se encuentra totalmente disociado, mientras que un ácido o base será débil si su grado de disociación es pequeño.
12. Constante de acidez, de disociación o de ionización de una base
Ka es la constante de disociación o de ionización del ácido, o constante de acidez. Cuanto mayor sea Ka más fuerte es el ácido y más débil su base conjugada A–.
Tomando como referencia el agua, los valores de Ka (o Kb) permiten ordenar los ácidos (o las bases) según su fuerza relativa.
14. Relación entre la constante de acidez de un ácido y la constante de basicidad de una base conjugada
Supongamos la reacción de un ácido débil con el agua:
La base conjugada, A–, en el agua llega a la siguiente situación de equilibrio:
Si en Kb multiplicamos numerador y denominador por la [H3O+], tenemos:
16. Disoluciones reguladoras (cuál es su comportamiento a nivel cualitativo)
Hay disoluciones cuyo pH apenas se modifica al añadirles pequeñas cantidades de ácidos o de bases. A estas disoluciones se les denomina reguladoras, amortiguadoras o tampón. Las disoluciones reguladoras están formadas por una disolución de un ácido débil y una de sus sales; o bien por una base débil y una de sus sales.
La disolución acuosa contiene:
- Una sal, el acetato de sodio, totalmente disociado por ser un electrolito fuerte.
- Un ácido débil, el acético, solo parcialmente ionizado.
La presencia del ion común Ac–, que es una base fuerte, aportado por la sal disociada hace que el equilibrio esté muy desplazado hacia la izquierda. En consecuencia, el ácido acético apenas está disociado y la presencia de iones H3O+ en la disolución es muy escasa.
- Si se añade una pequeña cantidad de ácido, aumenta [H3O+] y, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, consumiéndose algo de Ac–, que se combina con los H3O+ en exceso, con lo que, en la nueva situación de equilibrio, apenas ha variado [H3O+] amortiguándose la variación de pH.
- De manera análoga, al añadir una pequeña cantidad de base, se combina con los iones H3O+ y disminuye [H3O+]. Entonces, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, consumiéndose algo de HAc, con lo que se restituyen los iones H3O+ y se mantiene casi constante su concentración, amortiguándose también la variación de pH.
18. Reacciones de neutralización en las valoraciones ácido-base
Una valoración ácido-base consiste en la determinación de la concentración de un ácido (o una base) en disolución a partir de la concentración conocida de una base (o un ácido), basándose en la reacción de neutralización.
La reacción de neutralización se basa en la reacción completa de un ácido con una base en disolución acuosa para formar sal y agua:
Eliminando los iones espectadores en forma iónica la ecuación se reduce a:
O mejor aún:
20. pH en el punto de equivalencia, según los casos
El nombre de neutralización no implica que en el punto de equivalencia la disolución obtenida sea neutra, es decir, pH = 7, ya que el pH depende de la posible hidrólisis de la sal formada en la reacción. En virtud de ello distinguimos cuatro casos:
- Equivalencia entre un ácido fuerte y una base fuerte. Los iones no se hidrolizan, por lo que el punto de equivalencia se produce a pH = 7.
- Equivalencia entre un ácido débil y una base fuerte. El anión del ácido se hidroliza (A– + H2O D HA + OH–) por lo que el punto de equivalencia se produce a pH > 7.
- Equivalencia entre un ácido fuerte y una base débil. El catión de la base se hidroliza (B+ + H2O D BOH + H+) por lo que el punto de equivalencia se produce a pH < 7.
- Equivalencia entre un ácido débil y una base débil. El anión y el catión se hidrolizan, por lo que el pH del punto de equivalencia depende de la relación entre la Ka y la Kb (ctes. de ionización del ácido y la base). En general, el punto final de la reacción suele estar próximo a un pH = 7.