M. en C. Leopoldo Castro Caballero

ACIDOS Y BASES DE

BRÖNSTED-LOWRY

Ácido. Cualquier sustancia que actúa como dadora de

protones.

Base. Cualquier sustancia que actúa como aceptora de

protones

Las definiciones no hacen referencia al entorno en el que

se produce la transferencia e los protones, por lo que se

aplican en fase gaseosa y en cualquier disolvente.

• Ejemplo de Ácido

HF (g) + H2O (l) H3O + (aq) + F –(aq)

• Ejemplo de Base

HF (g) + NH3 (aq) NH4 +

(aq) + F –(aq)

• El agua como ejemplo de sustancia anfotera

H2O (l) + NH3 (aq) OH- (aq) + NH4 +

(aq)

H2S (aq) + H2O (l) H3O + (aq) + HS –(aq)

CONSTANTES DE VELOCIDAD DE REACCIONES DE

TRANSFERENCIA DE PROTÓN A 25º C.

Reacción K/ (L mol-1s-1)

K/ (L mol-1s-1)

H3O + (aq) + OH- (aq) H2O (l) + H2O (l) 1.4 x 10 11 2.5 x 10 5

H3O + (aq) + SO4

-2 HSO4-1 + H2O (l) 1 x 10 11 7 x 107

H3O + (aq) + NH3 (aq) NH4

+ (aq) + H2O (l) 4.3 x 1010 8.4 x 10 5

OH- (aq) + NH4 +

(aq) H2O (l) + NH3 (aq) 3.4 x 10 10 6 x 10 5

ÁCIDOS Y BASES CONJUGADOS

Acido 1 + Base 2 Base 1 + Ácido 2

Ejemplo

H3O + (aq) + SO4

-2 HSO4-1 + H2O (l)

FUERZA DE LOS ÁCIDOS DE BRÖNSTED

La fuerza de un ácido de Brönsted en disolución se

expresa por su constante de acidez (constante de

ionización ácida) Ka, que es la constante de transferencia

de protón entre el ácido y el agua.

Cuando no se requiere una precisión termodinámica,

tenemos:

Ka = [H3O+] [A-]

[HA]

Ka = a (H3O+) a (A-)

a (HA) a(H2O)

La transferencia de protón del agua actuando como ácido

de Brönsted se describe mediante la constante de

autoprotólisis Kw.

Kw = [H3O+] [A- ]

Es conveniente expresarlas mediante sus logaritmos en

base 10. Por lo que a 25º C pKw = 14.

H3O + (aq) + OH- (aq) H2O (l) + H2O (l)

• Las sustancias con:

pKa < 0 corresponden a Ka > 1

Si Ka >>>1 se clasifican como Ácidos Fuertes.

• Las sustancias pKa > 0 corresponden a Ka < 1 y se

clasifican como Ácidos Débiles

• Las bases conjugadas de los ácidos fuertes son bases

débiles

ÁCIDOS POLIPRÓTICOS

Estos ácidos son especies que pueden donar más de un

protón, por ejemplo H2A, hay dos cesiones sucesivas de

protón y dos constantes de acidez.:

H2A (aq) + H2O (l) H3O + (aq) + HA –(aq)

Ka1 = [H3O+] [A-]

[HA]

HA (aq) + H2O (l) H3O + (aq) + A 2–

(aq)

Ka2 = [H3O+] [A2-]

[HA-]

La segunda constante de acidez, Ka2, es casi siempre

menor que Ka1.

En oxoácidos en los que dos grupos OH están unidos al

mismo átomo pKa2 es típicamente unas 5 unidades

mayor que pKa1, correspondiendo a una disminución de la

constante de equilibrio en un factor de 10-5

• Discriminación en agua.

Cualquier ácido más fuerte que el H3O + en agua cede un

protón y forma H3O + . En consecuencia, ningún ácido

que sea significativamente más fuerte que H3O + puede

sobrevivir en agua..

• Discriminación en disolventes no acuosos.

El intervalo en el que se pueden discriminar las fuerzas

ácidas o básicas en un disolvente dado, esta relacionado

con la constante de autoprotólisis del disolvente.

VARIACIONES PERIÓDICAS DE LA ACIDEZ DE

BRÖNSTED.

La clase más amplia de ácidos en agua es la de los que

ceden protones de un grupo –OH unido a un átomo

central. Un protón de esta clase, susceptible de ser

cedido, se llama protón ácido para distinguirlo de otros

protones que puedan estar presentes en la molécula.

Hay que considerar tres clases de ácidos con grupos

hidroxilos:

1. Acua-ácidos, en los que el protón acídico esta en una

molécula de agua coordinada a un ión metálico central:

E (OH2)aq + H2O (l) [E(OH)]- (aq) + H3O+ (aq)

Ejemplo:

[Fe (H2O)6 ]3+ aq + H2O (l) [Fe (H2O)5(OH)]+2

aq + H3O+

(aq)

2. Hidroxoácidos, en los que el protón ácido esta en un

grupo hidroxilo sin que haya un grupo oxo (=O)

vecino.

Ejemplo: Si (OH)4 que es importante en la formación

de minerales.

3, Oxoácidos, en los que el protón acídico esta en un

grupo hidroxilo con un grupo oxo unido al mismo

átomo.

Ejemplo: El Ácido Sulfúrico O2S(OH)2

Se puede considerar que las tres clases de ácidos son

etapas sucesivas de la desprotonación de un acua-ácido

. -2H+ - H+

H2O – E – OH2 HO – E – OH 2- HO – E = O 3-

Acua-ácido hidroxoácido oxoácido

Los acua-ácidos son característicos de átomos centrales

con números de oxidación bajos, de los metales s y p y de

los metales de la parte izquierda del bloque p. Los

oxoácidos se encuentran cuando el átomo central tiene un

número de oxidación alto. Además, un elemento de la parte

derecha del bloque p en uno de sus estado de oxidación

intermedios puede producir oxoácido

Variaciones periódicas

de la fuerza de los

acua-ácidos

La tendencia típica es

que la fuerza de los

acua-ácidos aumente al

aumentar la carga

positiva del ión metálico

central y disminuir el

radio iónico.

REGLAS DE PAULING

Las fuerzas ácidas observadas para los oxoácidos mononucleares se pueden sistematizar utilizando dos reglas empíricas ideadas por Linus Pauling.

1. Para un oxoácido de fórmula OpE(OH)q , pKa = 8 -- 5p

2. En los ácidos polipróticos ( q > 1 ), los valores

sucesivos de pKa aumentan en 5 unidades por cada

protón transferido.

Anomalías estructurales

Una aplicación interesante de las de Pauling es la detección

de anomalías estructurales.

Por ejemplo el ácido Carbónico, OC(OH)2 , suele darse un

valor de pKa1 = 6.4, pero las reglas predicen pka1 = 3.

El valor de pKa1 = 1.8 para el Ácido sulfuroso H2SO3

sugiere la presencia de otra anomalía.

ÓXIDOS ANHIDROS.

Se han tratado los oxoácidos como derivados de la

desprotonación de acua-ácidos. Es también útil adoptar el

punto de vista opuesto y considerar que los acua-ácidos y

oxoácidos se obtienen por la hidratación de los óxidos del

elemento central. Este método pone de relieve las

propiedades ácidas y básicas de los óxidos y su relación

con la posición del elemento en la Tabla Periódica.

• Óxido ácido

CO2 (g) + H2O [OC(OH)2](aq)

[OC(OH)2] (aq) + H2O [O2C(OH)]-(aq) + H3O

+(aq)

• Óxido básico

CaO (S) + H2O(l) Ca 2+ (aq) + 2OH-(aq)

La interpretación equivalente en este caso es que un

óxido báscio reacciona con un ácido.

CaO (S) + 2 H+(aq) Ca 2+ (aq) + H2O(l)

ANFOTERISMO

Un óxido anfotero es un óxido que reacciona con los ácidos y

con las bases. Por ejemplo:

Al2O3(s) + 6 H3O+ (aq) + 3H2O (l) 2[Al(OH2)6]

3+(aq)

Al2O3(s) + 2 OH- (aq) + 3H2O (l) 2[Al(OH)4]-(aq)

REGIÓN ÁCIDA

1 2 13 14 15 16 17

Be

Al

Ga Ge As

In Sn Sb

Pb Bi

REGIÓN BÁSICA