Reacción ácido-base
Como todos los equilibrios, una disociación ácido-base tendrá una constante de equilibrio particular que determinará el alcance de la reacción (si se encuentra a la izquierda o a la derecha de la ecuación). A medida que la constante de equilibrio se acerca a cero, la reacción tiende a formar el 100% de los reactantes. A medida que la constante de equilibrio se acerca al infinito, la reacción tiende a formar el 100% de productos. La constante de equilibrio K=1 establece que habrá un 50% de productos y un 50% de reactivos
Como el equilibrio se utiliza para calcular las concentraciones de los ácidos débiles, en realidad reacciona muy poca agua. La concentración de agua durante la reacción es, por tanto, una constante, y puede excluirse de la expresión de K. Esto da lugar a una constante de equilibrio especial, Ka, conocida como la constante de disociación del ácido. Es simplemente K multiplicado por la concentración de agua.
Este equilibrio tiene su propia constante especial, Kb, conocida como la constante de disociación de la base. Al igual que la constante de disociación del ácido, se define como la constante de equilibrio multiplicada por la concentración de agua.
¿Cómo afecta la adición de un ácido al equilibrio?
Los ácidos se clasifican como fuertes o débiles en función de su ionización en el agua. Un ácido fuerte es un ácido que se ioniza completamente en una solución acuosa. Un ácido débil es un ácido que se ioniza sólo ligeramente en una solución acuosa.
La ionización del ácido representa la fracción del ácido original que se ha ionizado en la solución. Por lo tanto, el valor numérico de Ka es un reflejo de la fuerza del ácido. Los ácidos débiles con valores de Ka relativamente más altos son más fuertes que los ácidos con valores de Ka relativamente más bajos. Como los ácidos fuertes están esencialmente ionizados al 100%, la concentración del ácido en el denominador es casi cero y el valor Ka se aproxima al infinito. Por esta razón, los valores de Ka se indican generalmente sólo para los ácidos débiles.
La constante logarítmica (pKa) es igual a -log10(Ka). Cuanto mayor sea el valor de pKa, menor será el grado de disociación. Un ácido débil tiene un valor de pKa en el rango aproximado de -2 a 12 en agua. Los ácidos con un valor de pKa inferior a -2 aproximadamente se denominan ácidos fuertes.
Aplicaciones del equilibrio ácido-base
Recuerda: La fuerza del ácido se determina por la distancia del equilibrio a la derecha. Cualitativamente, esto se puede juzgar por la Ka del ácido. Un Ka grande indica un ácido fuerte; un Ka pequeño indica un ácido débil.
Los ácidos débiles y las bases débiles no se disocian completamente. Existe un equilibrio entre el ácido débil, el agua, H3O+, y el anión del ácido débil. El equilibrio se encuentra a la izquierda de la ecuación, lo que indica que no se produce mucho H3O+. El hecho de que se produzca muy poco H3O+ es la definición de un ácido débil. La Ka de un ácido débil es pequeña, normalmente un número inferior a 1.
La solución para x se simplifica porque la x que aparece en el denominador puede despreciarse. Esta x puede despreciarse porque será insignificante en comparación con la concentración, 0,10 M. Para determinar si x es despreciable, compare la magnitud del último decimal de la concentración del ácido con la magnitud de la constante de equilibrio. Si la diferencia de magnitud es mayor que 100, la x puede despreciarse. En este caso, la concentración se conoce hasta el lugar 10-3 y la constante de equilibrio es la magnitud de 10-8. La diferencia de magnitud es de 105, por lo que la x puede despreciarse fácilmente.
Chemguide ácido base
Las reacciones ácido-base, en las que se intercambian protones entre moléculas donantes (ácidos) y aceptantes (bases), constituyen la base de los tipos más comunes de problemas de equilibrio que encontrarás en casi cualquier aplicación de la química. Para comprender a fondo el material de esta unidad, se espera que esté familiarizado con los siguientes temas que se trataron en la unidad separada Introducción a la química ácido-base:
Como debería recordar de su anterior introducción a los ácidos y las bases, la carga eléctrica +1 del diminuto protón (un núcleo de hidrógeno desnudo) está contenida en un volumen de espacio tan minúsculo que la densidad de carga resultante es demasiado grande para permitir su existencia independiente en la solución; siempre se unirá a los orbitales no enlazantes de un disolvente y se enterrará esencialmente en ellos. Así, en solución acuosa, lo que comúnmente representamos como el “ion hidrógeno” H+ se describe más exactamente como el ion hidronio H3O+.
La química ácido-base es un proceso transaccional en el que se intercambian protones entre dos especies químicas. Una molécula o ion que pierde o “dona” un protón actúa como ácido; una especie que recibe o “acepta” ese protón desempeña el papel de base.
