Ácidos y bases en disolución acuosa Flashcards
(14 cards)
Teoría de Bronsted-Lowry.
Según Bronsted un ácido es un dador de protones y una base es un aceptor de protones. Para que esta teoría se dé el disolvente tiene que poder autoionizarse. La fuerza de un ácido o de una base de expresa mediante k, donde en el caso del agua es kw= 10-14.
En disolventes acuosos (reacciones con agua), el ácido va a ser cualquier sustancia que al reaccionar con agua genera iones hidronio (H3O+) y la base va a ser cualquier sustancia que al reaccionar con agua genera iones hidróxido (OH-).
Carácter anfiprótico.
Capacidad que tiene una molécula de actuar como ácido o como base, en función de la disolución en la cual se encuentre.
¿Qué es el efecto diferenciador? ¿Y el efecto nivelador?
Efecto diferenciador: mide la fortaleza de los ácidos fuertes enfrentando bases débiles a estos.
Efecto nivelador: el disolvente capta los iones hidrógeno que le cede la sustancia.
El ion hidronio es el ácido más fuerte en disolución acuosa, el ácido perclórico es el más fuerte de los ácidos comunes
Ácidos binarios
Los ácidos más comunes son los halohídricos (HF, HCl, HBr, HI)
al bajar en el grupo de los halógenos los átomos son cada vez más grandes y el solapamiento entre los átomos es peor, por lo que es más fácil romper el enlace X-H y, por lo tanto, muestra mayor acidez (menor pKa).
Oxoácidos
Son ácidos ternarios que contienen oxígeno e hidrógenos ionizables, pero no todos los hidrógenos son ionizables, solo los que van unidos al oxígeno. Por ejemplo, en el H2PHO3 solo dos de los hidrógenos son ionizables. A mayor número de átomos de oxígeno solitarios, mayor acidez del oxoácido.
Correlación que se puede establecer entre el número de átomos de oxígeno y la fuerza del ácido.
Gracias a la alta electronegatividad del oxígeno, la densidad electrónica de la molécula se desplaza hacia este átomo, debilitando el enlace O-H. Cuanto mayor es el número de átomos de oxígeno solitarios en el oxoácido, más debilidad de los enlaces O-H y mayor acidez. La correlación matemática aproximada que se puede establecer es la regla de Bell, la cual establece lo siguiente, XOm(OH)n, y a partir de aquí se puede calcular el pKa aproximadamente, con la siguiente fórmula: pKa=8-5m
Ácidos polipróticos
Los ácidos polipróticos son ácidos con más de un átomo de hidrógeno ionizable.Las ionizaciones de estos átomos de hidrógeno sucesivas , ocurren cada vez con menor grado, es decir la primera ionización tendrá un pKa menor que la segunda ionización y así sucesivamente.
Iones ácidos metálicos
Las soluciones de algunos iones son muy ácidas. Los iones Al3+, Cr3+, Ti4+ y Fe3+ no existen en disolución acuosa porque están muy cargados. Lo que sí existe son sus acuocomplejos como por ejemplo [Al(H2O)6]3+ que tienen forma octaédrica. Estos reaccionan con agua generando iones hidronio y el hidroxo-acuo complejo (P ej. [Al(OH)(H2O)5]2+.
Bases
Depende del pKb que presenten las bases serán fuertes o débiles, si presentan un pKb menor de tres serán bases fuertes y si presentan un pKb mayor de 3 serán bases débiles.La base más importante es el ion hidróxido y después de este el amoniaco.
Son bases comunes las bases conjugadas de ácidos débiles (S2-, PO43-…).
Las bases conjugadas de ácidos fuertes no reaccionan con agua (Cl-, NO3-,…).
Ácidos y Bases de Lewis
Para Lewis un ácido es toda sustancia que es aceptora de pares de electrones, y una base es toda sustancia dadora de pares de electrones. Un ejemplo de ácido de Lewis es el BX3 ya que el B solo se rodea de 6 electrones en vez de los 8 al que tienden los elementos del 2º periodo. El BX3 + NH3 da lugar a una neutralización por una reacción ácido/base de Lewis produciendo el aducto H3N-BX3.
Superácidos
Son aquellos que son más fuertes que el ácido sulfúrico al 100%, esto es, que pueden hacer que el ácido sulfúrico se comporte como una base. Hay tres tipos: de Brønsted (tienen hidrógenos, como HSO3F), de Lewis (los que captan electrones), conjugados de Brønsted-Lewis (tienen hidrógenos y además captan electrones, como SbF5 en HSO3F, donde se supone la existencia de H2SO3F+ que se le conoce como ácido mágico.), y sólidos.
Teoría de ácidos-bases duros-blandos de Pearson
Pearson propuso que los elementos se podían clasificar en duros y blandos, y que una reacción transcurre en el sentido en el cual se une el ácido más duro con la base más dura y el ácido más blando con la base más blanda.
Ácidos de Pearson
Tenemos ácidos duros,ácidos blandos y ácidos intermedios.
Los ácidos duros: son los elementos más pequeños, metálicos y cargados.Presentan baja electronegatividad y alta densidad de carga.
Los ácidos blandos: son grandes y poco cargados.Presentan alta electronegatividad y baja densidad de carga. Son fáciles de polarizar y tienden a formar enlaces covalentes.
Los ácidos intermedios: son la frontera entre duros y blandos y el estado de oxidación del metal es el factor crucial para determinar su dureza (Ej Fe2+/Fe3+; Cu+/Cu2+, etc.).
Bases de Pearson
Tenemos bases duras, bases blandas y bases intermedias.
Bases duras: son aquellas que tengan F u O y todas las derivadas de este átomo como óxidos e hidróxidos, y también los aniones de ácidos como nitrato, fosfato, etc.
Bases blandas: este grupo lo forman los no metales menos electronegativos, que forman iones grandes y muy polarizables (C, S, P, I).
Bases intermedias: aparecen entre las duras y blandas (Br- ,N3-).
En algunos casos los iones negativos se pueden ajustar a más de un tipo de base, los ligandos ambidentados, por ejemplo NCS- que se puede enlazar por el nitrógeno (intermedia) o por el azufre (blanda).
