Ácidos y bases de Bronsted





Las definiciones de Arrhenius de ácidos y bases son limitadas en el sentido de que sólo se aplican a disoluciones acuosas. En 1932, el químico danés Johannes Br0nsted, pro­puso una definición más amplia de ácidos y bases que no requiere que estén en disolu­ción acuosa. Un ácido de Br0nsted es un donador de protones, y una base de Brpnsted es un aceptor de protones.

El ácido clorhídrico es un ácido de Br0nsted puesto que dona un protón al agua:

HCl(flc) —»H+(úrc)+CT(ac)

Observe que el ion H+ es un átomo de hidrógeno que perdió su electrón, es decir, es únicamente un protón. El tamaño de un protón es de aproximadamente 10″15 m, mientras que el diámetro de un átomo o ion promedio es de 10-10m. Con un tamaño tan pequeño, esta partícula cargada no puede existir como una entidad aislada en una disolución acuo­sa debido a su fuerte atracción por el polo negativo del H,0 (el átomo de O). Por consi­guiente, el protón existe en forma hidratada, como se muestra en la. Así, la ionización del ácido clorhídrico deberá escribirse como

HCl(ac)+H20(/) —> H30+(ac)+CT (ac)

El protón hidratado H30+, se denomina ion hidronio. Esta ecuación muestra una reac­ción en la cual un ácido de Br0nsted (HCl) dona un protón a una base de Br0nsted (H20).

Los experimentos han demostrado que el ion hidronio se sigue hidratando, de mane­ra que puede tener asociadas varias moléculas de agua. Como las propiedades ácidas del protón no se alteran por el grado de hidratación, por conveniencia, en este texto se usará H*(ac) para representar al protón hidratado, aunque la notación H30+ es más cercana a la realidad. Recuerde que las dos notaciones representan la misma especie en disolución acuosa.

Entre los ácidos comúnmente utilizados en el laboratorio se encuentran el ácido clorhídrico (HCl), el ácido nítrico (HN03),-el ácido acético (CH3COOH), el ácido sulfú­rico (H2S04) y el ácido fosfórico (H3P04). Los tres primeros son ácidos monopróticos, es decir, cada unidad de ácido libera un ion hidrógeno tras la ionización:

HCl(oc) —> H *(ac)+CT(ac)

HN03 (ac) —> H+ (ac)+NO’ (ac) CH3COOH(ac)    CHjCOO” (ac)+H“ (ac)

Como se mencionó antes, el ácido acético es un electrólito débil debido a que su ionizado! es incompleta (observe la doble flecha). Por esta razón se dice que es un ácido débil. Por otro lado, el HC1 y el HN03 son ácidos fuertes porque son electrólito! fuertes, por lo que se ionizan completamente en disolución (observe el uso de las flechan sencillas).

El ácido sulfúrico (H2S04) es un ácido diprótico porque cada unidad del ácidm produce dos iones H+ en dos etapas:

H2S04(ac) —> H+(ac)+HSO¡(ac)

HSO¡(ac) H+(ac)+SO^“ (ac)

El H2S04 es un electrólito fuerte o ácido fuerte (la primera etapa de ionización es com­pleta), pero el HS04 es un ácido débil o electrólito débil, y se requiere una doble flecha para representar su ionización incompleta.

Existen relativamente pocos ácidos tripróticos, los cuales producen tres iones H*. El ácido triprótico mejor conocido es el ácido fosfórico, cuyas ionizaciones son

H3P04(ac) H+(oc)+H2PO¡(oc)

H2PO; (ac) p£l H*(ac) + HP04‘ (ac)

HP04” (ac) H+(ac) + P04“(ac)

En este caso, las tres especies (H3P04, H2P04 y HP04“) son ácidos débiles y se utilizan dobles flechas para representar cada etapa de ionización. Los aniones H2P04 y HPO^’ están presentes en disoluciones acuosas de fosfatos, como NaH2P04 y Na2HP04.

 



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