Ácidos débiles
¿Por qué los ácidos son débiles o fuertes?
Todo ácido reacciona con el agua. Cuando pierde un protón, lo transfiere al agua. El agua actúa como base al disolver el protón. El ácido conjugado es el agua protonada y se representa como (H3O)+, (H5O2)+, (H2nOn)+, o simplemente como H+(aq). La base conjugada es el ácido menos su protón.
Un ácido fuerte está completamente disociado en el agua mientras que un ácido débil está en equilibrio con su base conjugada en el agua. Veamos la reacción de un ácido fuerte, el ácido nítrico o HNO3, y un ácido más débil, el ácido nitroso o HNO2, en el agua.
El ácido nítrico es un ácido más fuerte que el ácido nitroso porque su base conjugada es más estable. El ion NO3- tiene un exceso de carga negativa repartida en 3 átomos de oxígeno mientras que el exceso de carga negativa en el NO2- está repartido en 2 átomos de oxígeno.
Una base conjugada es más estable cuando la carga negativa está en un elemento electronegativo y cuando la carga está deslocalizada en múltiples átomos. Cuanto más estable sea la base conjugada, más fuerte será el ácido. Una base conjugada estable no es muy básica. Un ácido muy fuerte tiene una base conjugada muy débil y un ácido muy débil tiene una base conjugada muy fuerte.
Equilibrio de un ácido débil
El ácido nitroso está en equilibrio con un protón y su base conjugada, NO2-. Como la concentración de agua es constante, podemos definir una constante igual al producto de la concentración de agua y la constante de equilibrio. Esta constante, la Ka, es 10-3,29 para el HNO2.
Podemos utilizar la Ka para determinar el pH de una solución de ácido nitroso. Por ejemplo, determinemos el pH de una solución hecha con 0,01 mol de HNO2 en 1,0 L de agua.
Algo del ácido se disociará en H+ y NO2- pero no sabemos w=cuánto. Llamaremos a la concentración molar de protones solvatados x así que = x. Esto significa que la concentración de NO2- también debe ser x porque se forman en cantidades iguales por la disociación del ácido. La concentración
Siempre es posible resolver x mediante la ecuación cuadrática, pero la mayoría de las veces podemos resolverla mediante una aproximación. Si suponemos que el grado de disociación es pequeño, entonces la concentración de equilibrio del ácido no cambia mucho de su concentración original. Podemos entonces utilizar la concentración original del ácido en la expresión Ka.
La aproximación es buena en este caso porque obtenemos el mismo valor de pH utilizándola que a partir de la ecuación cuadrática.
Reacción entre ácidos débiles y bases fuertes
Las bases fuertes reaccionan completamente con las bases débiles para formar la base conjugada del ácido débil. Entonces habrá un equilibrio entre el ácido débil y su base conjugada en el agua.
Por ejemplo, veamos la solución formada al mezclar 0,010 mol de HNO2 y 0,004 mol de NaOH en 1,0 L de agua. De nuevo, podemos utilizar una aproximación para resolver esto. La aproximación es válida porque la extensión de la disociación será pequeña cuando ya hay algún producto presente.
Ácidos débiles y ácidos fuertes
Las constantes de disociación de los ácidos de una selección de ácidos está en las tablas. En la tabla aparecen los valores de pKa.
Los ácidos muy fuertes, aquellos que se disocian completamente en agua, se distinguen examinando su equilibrio de disociación ácida en disolventes no acuosos y se estima el pKa para el agua. Las constantes de equilibrio para los ácidos más débiles (pKa >0) se determinan a partir de las mediciones de pH de las soluciones.
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