Capítulo 18: Equilibrio ácido-base

18.1 Los ácidos y las bases en agua18.2 Autoionización del agua y la escala de pH18.3 Transferencia de protones y la definición ácido-base de Brønsted-Lowry18.4 Resolución de problemas que implican equilibrios ácido débil18.5 Bases débiles y su relación con los ácidos débiles18.6 Propiedades moleculares y fuerza ácida18.7 Propiedades ácido-base de soluciones salinas18.8 Generalización del concepto de Brønsted-Lowry: El efecto de nivelación18.9 Donación del par electrónico y la definición ácido-base de Lewis

Tabla 18.1 (p. 773)

Usos de algunos ácidos y bases comunes18.1 Algunos ácidos y bases comunes y sus usos en el hogar

Sustancia Fórmula UsoÁcidosAcido acético (vinagre) CH3COOH (o HC2H3O2) Saborizante, conservadorÁcido cítrico H3C6H5O7 SaborizanteÁcido fosfórico H3PO4 Removedor de óxidoÁcido bórico B(OH)3 (o H3BO3) Anticéptico suave; insecticidaSales de aluminio NaAl(SO4)2·12H2O En polvos para hornear, con

carbonato ácido de sodioÁcido clorhídrico HCl Limpiador de azulejos, de (ácido muriático) cerámica y ladrillos BasesHidróxido de sodio (sosa) NaOH Limpia hornos, destapa cañosAmoniaco NH3 Limpiador caseroCarbonato de sodio Na2CO3 Suavizante de agua, removedor de grasaCarbonato ácido NaHCO3 Extintor de fuego, agente esponjante en mezclas de pastel (bicarbonato de sodio), antiácido suaveFosfato de sodio Na3PO4 Limpiador para superficie antes de pintar o tapizar

Fig. 18.2

La naturaleza del protón hidratado

Definición clásica ácido-base (Arrhenius)

Un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno y se disocia en agua para producir iones hidronio: H3O+

Una base es una sustancia que contiene grupos hidroxilo y se disocia en agua para producir: OH–

Neutralización es la reacción de un ion H+ (H3O+) de un ácido y el ion OH– de una base para formar agua, H2O.

La reacción de neutralización es exotérmica y libera aproximadamente56 kJ por mol de ácido y base.

H+(ac) + OH–

(ac) H2O(l) H0reac. = –55.9 kJ

Fig. 18.3

Extensión dedisociaciónpara ácidos

fuertes ydébiles

Antes de la asociación

A Ácido fuerte: HA(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A–(ac)

Después de la asociación

B Ácido débil: HA(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A–(ac)

Nú

mero

rela

tivo d

e m

ole

s

La constante de disociación de los ácidos (Ka)Los ácidos fuertes se disocian completamente en sus iones en agua:

HA(g o l) + H2O(l) H3O+(ac) + A–

(ac)

En una solución diluida de un ácido fuerte, virtualmente no hay moléculas de HA: [H3O+] = [HA]inic o [HA]eq = 0

Qc = [H3O+][A–][HA][H2O]

en equilibrio, Qc = Kc >> 1

Por ej., el ácido nítrico: HNO3 (l) + H2O(l) H3O+(ac) + NO3

–(ac)

Los ácidos débiles se disocian muy ligeramente en sus iones en agua:

HA(ac) + H2O(ac) H3O+(ac) + A–

(ac)

En una solución diluida de un ácido débil, la mayoría de las moléculasde HA no se disocian: [H3O+] << [HA]inic o [HA]eq = [HA]inic

Qc = [H3O+][A–][HA][H2O] en equilibrio, Qc = Kc << 1

Fig. 18.4

Reacción de zinc con un ácido fuerte y un ácido débil

El significado de Ka, la constante de disociación del ácido

Para la ionización de un ácido, HA:HA(aqc) + H2O(l) H3O+

(ac) + A–(ac)

Kc = [H3O+] [A–][HA] [H2O]

Como la concentración de agua es alta y no cambia significativamente durante la reacción, su valor es absorbido en la constante.

Por tanto:

Kc =[H3O+] [A-]

[HA]A mayor fuerza del ácido, mayor es la [H3O+]en el equilibrio, y mayor es la Ka:

Ácido más fuerte alta [H3O+] mayor Ka

Para un ácido débil con una Ka relativamente alta (~10-2 ), una solución 1 M tiene ~10% de las moléculas de HA disociadas.Para un ácido débil con una Ka moderada (~10-5 ), una solución 1 M tiene ~ 0.3% de las moléculas de HA disociadas.Para un ácido débil con una Ka relativamente baja (~10-10 ), una solución 1 M tiene ~ 0.001% de las moléculas de HA disociadas.

(pág. 777)

Ácido yódico (HIO3)

Ácido cloroso (HClO2)Ácido nitroso (HNO2)Ácido fluorhídrico (HF)

Ácido fórmico (HCOOH)

Ácido benzoico (C6H5COOH)

Ácido acético (CH3 COOH)

Ácido propanoico (CH3CH2COOH)

Ácido hipocloroso (HClO)Ácido hipobromoso (HBrO)Ácido cianhídrico (HCN)

Fenol (C6H5OH)

Ácido hipoyodoso (HIO)* El tipo rojo indica el protón ionizable; las estructuras tienen carga formal cero.

FU

ER

ZA

ÁC

IDA

Tabla 18.2 Valores de Ka para algunos ácidos monopróticos a 25oC.Nombre (fórmula) Estructura de Lewis* Ka

Valores de Ka para algunos ácidos monopróticos

Clasificación de la fuerza relativa de ácidos y bases (1)

Ácidos fuertes. Hay dos tipos de ácidos fuertes: 1. Los hidrácidos HCl, HBr y HI. 2. Los oxiácidos en los cuales el número de átomos de O excede el número de átomos de H ionizables por dos o más, como HNO3, H2SO4 y HClO4.

Ácidos débiles. Hay muchos más ácidos débiles que fuertes. Los cuatro tipos con ejemplos, son: 1. El hidrácido HF. 2. Aquellos ácidos en los cuales en H no está unido al O o al halógeno, como HCN y H2S. 3. Oxiácidos en los cuales el número de átomo de O igualan o exceden uno el número de átomos de H ionizables, como HClO, HNO2 y H3PO4. 4. Los ácidos orgánicos (fórmula general RCOOH), como el CH3COOH y C6H5COOH.

Clasificación de la fuerza relativa de ácidos y bases (1)

Bases fuertes. Compuestos solubles que contienen iones de O2– o OH– son bases fuertes. Los cationes son usualmente aquellos de los metales más activos: 1. M2O o MOH, donde M = metales del grupo 1A(1) (Li, Na, K, Rb, Cs) 2. MO o M(OH)2, donde M = metales del grupo 2A(2) (Ca, Sr, Ba) [MgO y Mg(OH)2 son sólo ligeramente solubles, pero la porción soluble se disocia completamente.]

Bases débiles. Muchos compuestos con nitrógeno rico en electrones son bases (no son bases de Arrhenius). La característica común en la estructura es un átomo de N que tiene un par de electrones libre en su estructura de Lewis. 1. Amoniaco (NH3) 2. Aminas (fórmula general RNH2, R2NH, R3N), como la CH3CH2NH2, (CH3)2NH, (C3H7)3N y C5H5N

::

: : : :

: :

Autoionización del agua

H2O(l) + H2O(l) H3O+ + OH–

Kc =[H3O+][OH–]

[H2O]2

El ion producto del agua, Kw:

Kc[H2O]2 = Kw = [H3O+][OH–] = 1.0 x 10–14 (a 25°C)

Para agua pura las concentraciones de iones H3O+ y OH– deben ser iguales:

[H3O+] = [OH–] = 1.0 x 10–14 = 1.0 x 10–7 M (a 25°C)

La molaridad del agua pura es: = 55.5 M1000g/L18.02 g/mol

Carácter ácido-base y la escala pH

En soluciones ácidas, los protones que son liberados en la solución no quedarán solos debido a su gran densidad de carga positiva y tamaño pequeño. Éstos serán atraídos a los electrones cargados negativamente en los átomos de oxígeno en agua, para formar iones hidronio.

H+(ac) + H2O(l) = H3O+

(l) [H+] = [H3O+]

Para manejar variaciones muy grandes en las concentraciones del ion H en soluciones acuosas se usa la escala de pH, que consiste en:

pH = –log[H3O+]

¿Cuál es el pH de una solución que es 10–12 M en ion hidronio?pH = –log[H3O+] = (–1)log 10–12 = (–1)(–12) = 12

¿Cuál es el pH de una solución que es 7.3 x 10–9 M en H3O+?

pH = –log(7.3 x 10–9) = –1(log 7.3 + log 10–9) = –1[(0.863)+(–9)] = 8.14

pH de una solución neutra = 7.00pH de una solución ácida < 7.00pH de una solución básica > 7.00

Los valores de pH de algunas

soluciones acuosas

familiares[H3O+]

[OH–]

[OH–] = KW

[H3O+]

soluciónneutra

soluciónácida

soluciónbásica

[H3O+]> [OH–]

[H3O+]< [OH–]

[H3O+] = [OH–]Fig. 18.5

Amoniaco casero (11.9)

Leche de magnesia (10.5)

Solución detergente (10)

Sangre (7.4)Agua de mar (7.0-8.3)

Leche (6.4) NEUTRO

Orina (4.8-7.5)Agua de lluvia sin contaminar (5.6)

Cerveza (4.0-4.5)

Vinagre (2.4-3.4)

Jugo de limón (2.2-2.4)

Lejía (13.0)

NaOh 1 M (14)

Ácido estomacal (1.0-3.0)

HCl 1 M (0.0)

M

ÁS

BÁ

SIC

O

MÁ

S Á

CID

O

Tabla 18.3 (pág. 781) La relación entre Ka y pKa

Nombre del ácido (Fórmula) Ka a 25oC pKa

Ion sulfato ácido (HSO4–) 1.02 x 10–2 1.991

Ácido nitroso (HNO2) 7.1 x 10–4 3.15

Ácido acético (CH3COOH) 1.8 x 10–5 4.74

Ácido hipobromoso (HBrO) 2.3 x 10–9 8.64

Fenol (C6H5OH) 1.0 x 10-10 10.00

Fig. 18.6

Relacionesentre [H3O+],pH, [OH–] y pOH

NEUTRO

BÁSICO

ÁCIDO

MÁ

S Á

CID

O

MÁ

S B

ÁS

ICO

Cálculo de [H3O+], pH, [OH–] y pOH

Problema: Un químico diluye ácido clorhídrico concentrado para hacer dos soluciones: a) 3.0 M y b) 0.0024 M. Calcular [H3O+], pH, [OH–] y pOH de las dos soluciones a 25°C.Plan: Sabemos que el ácido clorhídrico es un ácido fuerte, entonces se disocia completamente en agua; por tanto, [H3O+] = [HCl]inic.. Se usa [H3O+] para calcular la [OH–], el pH y pOH.Solución: a) [H3O+] = 3.0 M pH = –log[H3O+] = –log(3.0) = –0.477

[OH–] = = = 3.333 x 10–15 M Kw

[H3O+]1 x 10–14

3.0

pOH = –log(3.333 x 10–15) = 15.000 – 0.477 = 14.523

b) [H3O+] = 0.0024 M pH = –log[H3O+] = –log(0.0024) = 2.62

[OH–] = = = 4.167 x 10–10 M

pOH = –log(4.167 x 10–10) = 10.000 – 0.6198 = 9.38

Kw

[H3O+]1 x 10–14

0.0024

Métodos para medir el pH de una solución acuosa

a) Papel indicador de pH b) Electrodos de un medidor de pH

Fig. 18.7

Definición ácido-base de Brønsted-Lowry

Un ácido es un donador de protones, cualquier especie que dona un ion H+. Un ácido debe contener H en su fórmula; por ejemplo, HNO3 y H2PO4

–. Todos los ácidos de Arrhenius son ácidos de Brønsted-Lowry.

Una base es un aceptor de protones, cualquier especie que acepta un ion H+. Una base debe contener un par de electrones libres unidos al ion H+; algunos ejemplos son NH3, CO3

2–, F – y OH–. Las bases de Brønsted-Lowry no son bases de Arrhenius, pero todas las bases de Arrhenius contienen la base OH– de Brønsted-Lowry.

Por tanto, desde la perspectiva de Brønsted-Lowry, una de las especies dona un protón y la otra especie lo acepta: una reacción ácido-base es proceso de transferencia de electrones.

Los ácidos donan un protón al agua

Las bases aceptan un protón del agua

Fig. 18.8

Reacción ácido-base de Brønsted-Lowry

Pares libres

(ácido, donador H+) (base, aceptor H+)

(base, aceptor H+) (ácido, donador H+)

Tabla 18.4 (pág.785) Los pares conjugados de algunas reacciones ácido-base

Ácido + Base Base + Ácido

Par conjugado

Par conjugado

Reacción 1 HF + H2O F– + H3O+

Reacción 2 HCOOH + CN– HCOO– + HCN

Reacción 3 NH4+ + CO3

2– NH3 + HCO3–

Reacción 4 H2PO4– + OH– HPO4

2– + H2O

Reacción 5 H2SO4 + N2H5+ HSO4

– + N2H62+

Reacción 6 HPO42– + SO3

2– PO43– + HSO3

–

Identificación de pares conjugados ácido-base

Problema: Las siguientes reacciones químicas son importantes en procesos industriales. Identifique los pares conjugados ácido-base.a) HSO4

–(ac) + CN–

(ac) SO42–

(ac) + HCN(ac)

b) ClO–(ac) + H2O(l) HClO(aqc) + OH–

(ac)

c) S2–(ac) + H2O(ac) HS–

(aqc) + OH–(ac)

Plan: Para encontrar los pares conjugados, encontramos las especies que donan un H+ y las especies que lo aceptan. El ácido (o base) a la izquierdase convierte en su base conjugada (o ácido) a la derecha.Solución:

a) El protón es transferido del sulfato al cianuro, por tanto: HSO4

–(ac)/SO4

2–(ac) y CN–

(ac)/HCN(ac ) son los pares ácido-base.b) El agua cede un protón al anión hipoclorito, por tanto: ClO–

(ac)/HClO(ac) y H2O(l) / OH–(ac ) son los pares ácido-base.

c) Uno de los protones de agua se transfiere al ion sulfuro, por tanto: S2–

(ac)/HS–(ac) y H2O(l)/OH–

(ac) son los pares ácido-base.

Fig. 18.9

Fuerza de paresconjugadosácido-base

Casi nulo

Débil

Fuerte

Fuerte

Débil

Casi nulo

ÁCIDO BASE

FU

ER

ZA

ÁC

IDA

FU

ER

ZA

BÁ

SIC

A

Resolución de problemas de equilibrios ácido débil (1)

El método de resolución del problema 1. Escriba la ecuación balanceada y la expresión de Ka; esto le dirá lo que quiere encontrar. 2. Defina x como la concentración desconocida que cambia durante la reacción. Frecuentemente, x = [HA]disoc., la concentración de HA que se disocia, la cual, mediante el establecimiento de ciertas suposiciones, [H3O+] y [A–] también son iguales en el equilibrio. 3. Construya una tabla de reacción que incorpore las incógnitas. 4. Haga suposiciones para simplificar el cálculo, usually generalmente que x es muy pequeña con respecto a la concentración inicial.

Hay dos tipos generales de problemas de equilibrio que implican ácidosdébiles y sus bases conjugadas: 1. Dadas las concentraciones de equilibrio, encontrar Ka. 2. Dada la Ka y alguna información de concentración, encontrar las otras concentraciones de equilibrio.

Resolución de problemas de equilibrios ácido débil (2)

5. Sustituya los valores en la expresión de Ka y despeje x. 6. Revise que las suposiciones sean justificadas. Aplicamos la regla del 5%; si el valor de x es mayor que 5% del valor con el que se le compara, debe usarse la fórmula cuadrática para encontar x.El sistema de notación. La concentración molar de cada especie se muestra entre corchetes alrededor de las especies de interés. Los corchetes que no tienen subíndice se refieren a las concentraciones molares de la especie en equilibrio.Las suposiciones. Dos suposiciones clave para simplificar la aritmética son: 1. La [H3O+] de la autoionización del agua es insignificante. De hecho, la presencia de ácido en solución impedirá la autoionización del agua, lo que ocasionará que sea menos importante. 2. Un ácido débil tiene una Ka pequeña. Por tanto, se disocia en una medida tan pequeña que podemos despreciar el cambio en su concentración para encontrar su concentración en el equilibrio.

Determinación de la Ka de un ácido débil a partir del pH de su solución (1)

Problema: El ácido hipocloroso, un ácido débil, se forma en soluciones blanqueadoras. Si el pH de una solución 0.12 M de HClO es 4.19, ¿cuál es el valor de la Ka de este ácido débil. Plan: Con la [HClO]inicial y el pH conocidos, podremos encontrar la [H3O+] y, por tanto, la concentración del ion hipoclorito; entonces escribimos la reacción y la expresión para Ka y resolvemos directamente.Solución:

Cálculo de [H3O+] : [H3O+] = 10–pH = 10–4.19 = 6.46 x 10–5 M

Concentración (M) HClO(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + ClO–

(ac)

Inicial 0.12 ---- 1 x 10–7 ----Cambio –x ---- +x +xEquilibrio 0.12 – x ---- x + < 1 x 10–7 x

Suposiciones: [H3O+] = [H3O+]HClO

como HClO es un ácido débil, suponemos 0.12 M – x = 0.12 M

Determinación de la Ka de un ácido débil a partir del pH de su solución (2)

x = [H3O+] = [HClO] = 6.46 x 10–5 M

Ka = = = 348 x 10–10

HClO(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + ClO–

(ac)

[H3O+] [ClO–]

[HClO]

(6.46 x 10–5 M)(6.46 x 10–5 M)

0.12 M

Ka = 3.48 x 10–8 En los libros de texto aparece copmo: 3.5 x 10–8

Revisión:

1. Para [H3O+]del agua : x 100 = 0.0155% La suposición es correcta

1 x 10–7 M6.46 x 10–5 M

2. Para [HClO]disoc : x 100 = 5.38 x 10–4 %6.46 x 10–5 M0.12 M

Determinación de concentraciones a partir de Ka y la [HA] inicial

Problema: El ácido hipocloroso es un ácido débil usado en blanqueadores.¿Cuál es la [H3O+] de una solución 0.125 M HClO? Ka = 3.5 x 10–8

Plan: Debe hallarse [H3O+]. Se escribe primero la ecuación balanceada y laexpresión para Ka y despejamos para la concentración del ion hidronio.Solución: HClO(ac) + H2O(l) H3O+

(ac) + ClO–(ac)

Ka = = 3.5 x 10–8 [H3O+] [ClO–][HClO]

Concentración (M) HClO H2O H3O+ ClO–

Inicial 0.125 ---- 0 0Cambio –x ---- +x +xEquilibrio 0.125 – x ---- x x

Ka = = 3.5 x 10-8 (x)(x)0.125–x

sea 0.125 – x = 0.125

x2 = 0.4375 x 10–8 x = 0.661 x 10–4

La disociación paso a paso del ácido fosfórico

El ácido fosfórico es un ácido débil y normalmente sólo cede un protón en solución, pero cederá los tres cuando reacciona con una base fuerte con calor. La constante de ionización se obtriene por comparación.

H3PO4 (ac) + H2O(l) H2PO4–

(ac) + H3O+(ac)

H2PO4–

(ac) + H2O(l) HPO42–

(ac) + H3O+(ac)

HPO42–

(ac) + H2O(l) PO43-

(ac) + H3O+(ac)

H3PO4 (ac) + 3 H2O(l) PO43–

(ac) + 3 H3O+(ac)

(pág. 792)

Ácido oxálico (H2C2O4)

Ácido fosforoso (H3PO3)

Ácido sulfuroso (H2SO3)

Ácido fosfórico (H3PO4)

Ácido arsénico (H3AsO4)

Ácido cítrico (H3C6H5O7)

Ácido carbónico (H2CO3)Ácido sufhídrico (H2S)

* La letra roja indica los protones ionizables.

Nombre (fórmula) Estructura de Lewis*Tabla 18.5 Valores sucesivos de Ka para algunos ácidos polipróticos a 25oC

FU

ER

ZA

ÁC

IDA

Determinación del pH a partir de Kb y la [B] inicial (1)

Problema: El amoniaco se usa comúnmente como agente limpiador doméstico y es una base débil, con Kb de 1.8 x 10-5. ¿Cuál es el pH de una solución 1.5 M NH3?Plan: El amoniaco reacciona con agua para formar [OH–], así se calcula la [H3O+] y el pH. La ecuación balanceada y la expresión de Kb son:

NH3 (ac) + H2O(l) NH4+

(ac) + OH–(ac)

Kb = [NH4

+] [OH–]

[NH3]

Concentración (M) NH3 H2O NH4+ OH–

Inicial 1.5 ---- 0 0Cambio –x ---- +x +xEquilibrio 1.5 – x ---- x x

haciendo la suposición: como Kb es pequeño: 1.5 M – x = 1.5 M

Determinación del pH a partir de Kb y la [B] inicial (2)

Sustituyendo el la expresión de Kb y despejando x:

Kb = = = 1.8 x 10–5[NH4

+] [OH–]

[NH3]

(x)(x)

1.5

x2 = 2.7 x 10–5 = 27 x 10–6

x = 5.20 x 10–3 = [OH–] = [NH4+]

Cálculo del pH:

[H3O+] = = = 1.92 x 10–12Kw

[OH–]

1.0 x 10–14

5.20 x 10-3

pH = –log[H3O+] = –log (1.92 x 10–12) = 12.000 – 0.283

pH = 11.72

La relación entre Ka y Kb de un parconjugado ácido-base

Ácido HA + H2O H3O+ + A–

Base A– + H2O HA + OH–

2 H2O H3O+ + OH–

[H3O+] [OH–] = x[H3O+] [A–]

[HA]

[HA] [OH–]

[A–]

Kw = Ka x Kb

Para HNO2

Ka = 4.5 x 10–4

Kb = 2.2 x 10–11

Ka x Kb = (4.5 x 10–4)(2.2 x 10–11) = 9.9 x 10–15

o ~ 10 x 10–15 = 1 x 10–14 = Kw

Determinación del pH de una solución de A– (1)

Problema: El cianuro de sodio en agua puede producir una solución básica. ¿Cuál es el pH de una solución 0.25 M del NaCN? Ka de HCN = 4.0 x 10–10

Plan: Debemos encontrar el pH de una solución del ion cianuro, CN–, que actúa como una base en agua:

CN–(ac) + H2O(l) HCN(ac) + OH–

(ac)

Kb =[HCN] [OH–]

[CN–]

Solución: Haciendo la tabla de reacción:

Concentración (M) CN– H2O HCN OH–

Inicial 0.25 ---- 0 0Cambio –x ---- +x +xEquilibrio 0.25 – x ---- x x

Determinación del pH de una solución de A– (2)

Despejando para Kb:

Kb = = = 2.5 x 10–5Kw

Ka

1.0 x 10–14

4.0 x 10–10

Bajo el sigiente supuesto: Como Kb es pequeña, 0.25 M – x = 0.25 MSustituyendo en la expresión para Kb y despejando para x:

Kb = = 2.5 x 10–5 =[HCN] [OH–]

[CN–]

(x)(x)

0.25

x2 = 6.25 x 10–6 x = 2.50 x 10–3 = [OH–]

despejando para el pH:[H3O+] = = = 4.00 x 10–12

Kw

[OH-]1.0 x 10–14

2.50 x 10–3

pH = –log[H3O+] = –log(4.00 x 10–12) = 12.000 – 0.602 = 11.40

El efecto de las propiedades atómicas y moleculares sobre la acidez de hidruros no metálicos

Fig. 18.11

Al aumentar la electronegatividad,

aumenta la acidez

Al d

ism

inu

ir la f

uerz

a d

e e

nla

ce,

au

men

ta la a

cid

ez

Fig. 18.12

Fuerzas relativas de los oxiácidos

Tabla 18.7 (pág. 801) Valores de Ka de algunos iones metálicos hidratados a 25oC

Ion Ka

Fe3+ (ac) 6 x 10–3

Sn2+ (ac) 4 x 10–4

Cr3+ (ac) 1 x 10–4

Al3+ (ac) 1 x 10–5

Be2+ (ac) 4 x 10–6

Cu2+ (ac) 3 x 10–8

Pb2+ (ac) 3 x 10–8

Zn2+ (ac) 1 x 10–9

Co2+ (ac) 2 x 10–10

Ni2+ (ac) 1 x 10–10

Fig. 18.13

El comportamiento ácido del ion hidratado Al3+

Densidad electrónicadirigida hacia el

El H2O cercanaactúa como una base

(pág. 803)

El comportamiento de las sales en aguaTabla 18.8 El comportamiento de las sales en aguaSolución salina Naturaleza Ion que reacciona(ejemplos) pH de los iones con agua

Neutra

Ácida

Ácida

Básica

Catión de una base fuerteAnión de un ácido fuerteCatión de una base débilAnión de un ácido fuerteCatión pequeño, altamente cargadoAnión de un ácido fuerteCatión de una base fuerteAnión de un ácido débil

Ninguno

Catión

Catión

Anión

Predicción de la acidez relativa de soluciones salinas

Problema: Determinar si una solución acuosa de nitrito de hierro(III), Fe(NO2)3, es ácida, básica o neutra.Plan: La fórmula consiste del catión Fe3+ pequeño, altamente cargado y por tanto débilmente ácido y el anión NO2

– débilmente básico del ácido débil HNO2. Para determinar la acidez relativa de la solución, escribimos primero las ecuaciones que muestran las reacciones de los iones con agua, y luego encontramos Ka y Kb de los iones para ver cuál ion reacciona más.Solución: Escribimos las reacciones con agua:

Fe(H2O)63+

(ac) + H2O(l) Fe(H2O)5OH2+(ac) + H3O+

(ac)

NO2–

(ac) + H2O(l) HNO2(ac) + OH–(ac)

Obtenemos Ka y Kb de los iones: para Fe3+(ac)

Ka = 6 x 10–3. Para NO2

–(ac), Kb obtenemos:

Kb de NO2– = = = 1.4 x 10–11

Ka de HNO2

Kw 1.0 x 10–14

7.1 x 10–4

Como la Ka de Fe3+ > Kb de NO2-, la solución es ácida.

Ejemplo 18.12 (pág. 804)

Donación del par electrónico y la definición ácido-base de Lewis

La definición ácido-base de Lewis:

Una base es cualquier specie que dona un par de electrones.

Un ácido es cualquier specie que acepta un par de electrones.

Los protones actúan como ácidos de Lewis al aceptar un par de electrones donado por una base:

B + H+ B H+

..

El producto de cualquier reacción ácido-base de Lewis se denomina aducto, una especie única que contiene un nuevo enlace covalente:

Una base de Lewis es un par de electrones para donar

Una ácido de Lewis es un orbital vacío

Cationes metálicos como ácidos de Lewis

M2+ + 4 H2O(l) M(H2O)42+

Los iones metálicos pueden aceptar pares de electrones de las moléculas del agua para formar complejos. Un ejemplo es el níquel, que forma un aducto con agua para formar un complejo hexahidratado:

El amoniaco es una base más fuerte que el agua porque desplaza agua de un ion hidratado cuando se adiciona amoniaco acuoso:

Ni2+ + 6 H2O(l) Ni(H2O)62+

(ac)

Ni(H2O)62+

(ac) + 6 NH3 (ac) Ni(NH3)62+

(ac) + 6 H2O(ac)

Muchas biomoléculas esenciales son aductos de Lewis con iones metálicos centrales. La clorofila es un aducto de Lewis de un ion central Mg2+. Lavitamina B12 tiene una estructura similar con un ion central Co3+, como sucede con la heme, con un ion central de Fe2+. Otros metales como Zn2+, Mo2+ y Cu2+ están enlazados al sitio activo de las enzimas y participan en la acción catalítica virtualmente por su acidez de Lewis.

Fig. 18.14

El ion Mg2+ como un ácido de Lewis en

la molécula de clorofila

Identificación de ácidos y bases de Lewis

Problema: Identificar los ácidos y bases de Lewis en las reacciones:

a) F– + BF3 BF4–

b) Co2+ + 6 H2O Co(H2O)62+

c) NH3 + H+ NH4+

Plan: Examinamos las fórmulas para ver cuál especie acepta el par de electrones (ácido de Lewis) y cuál lo dona (base de Lewis) en las reacciones.Solution:

a) El BF3 acepta un par de electrones del ion floruro. BF3 es el ácido y F– es la base.b) El ion Co2+ acepta los pares de electrones de las moléculas de agua. Co2+ es el ácido y H2O es la base.c) El ion H+ acepta el par de electrones de la molécula del amoniaco. H+ es el ácido y el agua es la base.