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Ácidos y bases, fuertes y débiles.

Publicado por Ángeles Méndez

Un electrólito es una sustancia que tiene iones libres, pudiendo encontrarse más o menos disociadas en éstos, cuando se encuentran disueltos en agua. Siguiendo las teorías electroquímicas, se puede hacer referencia a electrolitos fuertes o débiles.

Los electrolitos fuertes se disocian completamente en sus iones, cuando se disuelven en agua, cosa que no sucede del mismo modo en los electrolitos débiles, ya que estos se encuentran con iones y moléculas del electrolito que no se encuentran disociadas.
Debido a que los electrolitos fuertes se encuentran totalmente disociados, las concentraciones se pueden hallar directamente a través de la concentración molecular de la solución a tratar. En cambio, los electrolitos débiles, se encuentran disociados de manera no completa, no siendo posible poder calcular las concentraciones iónicas a partir de la sustancia.

Según Arrhenius, cualitativamente, un ácido o base es fuerte cuando, este se encuentra totalmente disociado en una disolución acuosa. De igual manera, la teoría de Bronsted y Lowry, nos dice, que un ácido es fuerte cuando tenga la capacidad de ceder un protón, a la vez que una base, será fuerte cuando tenga gran capacidad para aceptar un protón. Dicha tendencia a captar, o ceder depende de la sustancia que sea, y a la sustancia a la cual se enfrente. Debido a esto, se suele tomar una sustancia como referencia, siendo ésta, generalmente el agua.

Algunos ácidos fuertes son por ejemplo, el ácido sulfúrico, clorhídrico y nítrico. Siendo bases fuertes, por ejemplo, el hidróxido de sodio y de potasio.

Un ácido, cuanta mayor fuerza posea, o tendencia a dar un protón, menor tendencia a captar dicho protón tendrá su base conjugada. Así, cuanto más fuerte sea un ácido, más débil será su base conjugada, y viceversa en el caso de los ácidos débiles.

Así, la fuerza de un ácido y una base, se puede expresar mediante la constante de equilibrio, siendo ésta el resultado de aplicar la Ley de Acción de Masas a la reacción a tratar, del ácido o la base que nos interesa, con el agua.

AH + H2O ↔ H3O^+ + A^-

La constante de equilibrio la obtendremos a partir de:

K = [H3O^+][A^-] / [AH][H2O]

Cuando se trata de disoluciones acuosas que se encuentran diluidas, (generalmente las más utilizadas), la concentración del agua se mantendrá constante prácticamente, por lo que se puede encontrarse incluida en la constante de equilibrio de la siguiente manera:

Ka = K [H2O] = [H3O][A^-] / [AH]

La constante Ka, conocida como constante de disociación, de ionización, o constante de acidez, mide de manera cuantitativa la fuerza del ácido AH.
A mayor valor de Ka, mayor fuerza para el ácido (y mayor debilidad para la base conjugada de dicho ácido).

De la misma forma, la fuerza de una base, se mide mediante el equilibrio de la reacción con el agua:

B ( base) + H2O ↔ BH^+ + OH^-

Kb= K [H2O] = [BH^+][OH^-] / [B]

La constante Kb, conocida como constante de ionización de la base (de basicidad), o también como constante de disociación, mide la fuerza de la base.

Debido a que siempre se coge al agua como sustancia de referencia, los valores que toman Ka y Kb, permite colocar a diferentes sustancias de manera ordenada según su fuerza.

Resumiendo podemos decir, que la fuerza que tienen los ácidos, depende solamente de la disociación del agua, o en otras palabras, depende de si son electrolitos fuertes o no, midiendo dicha fuerza a través de la constante de disociación.
La constante ácida, o la constante básica, a mayor valor, significará que la sustancia se encontrará mayormente disociada, traduciéndose en mayor fuerza para el ácido o la base.

Los ácidos o bases fuertes, no tienen constante de disociación, ya que éstos se encuentran totalmente disociados, en solución acuosa, (siempre que la concentración no sea demasiado grande), de manera que para calcular el pH de este tipo de disoluciones, se necesita considerar solamente el equilibrio, y la disociación del agua siguiendo la formula:

Kw = [H^+][OH^-]


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