Constante de acidez
Una reacción de ácido – base, según Brönsted – Lowry, se caracteriza por la transferencia de protones entre los reactivos y las especies que se obtiene un comportamiento ácido y las especies que reciben un rendimiento básico.
Ionización de una solución acuosa de ácido acético
CH 3 COOH (aq) + H2O (l) 3 COO – (aq) + H 3 O + (aq)
Los componentes del ácido – base conjugada
CH 3 COOH / CH 3 COO -, H 3 O + / H 2 O
El acetato de iones, o acetato, es la base conjugada del ácido acético o etanoico.
Ionización del amoníaco acuoso
NH 3 (aq) + H2O (l) 4 + (aq) + OH – (aq)
Los componentes del ácido – base conjugada
H 2 O / OH -, NH 4 + / NH 3
El catión amonio es el ácido conjugado del amoníaco.
La combinación de ácido par – par de bases reflejan la sustancia, la primera especie y las especies de base ácida, que varían de un protón.
El agua es una especie de anfótero o anfiprótica, porque ambas pueden proporcionar un comportamiento de base como un ácido. Es este comportamiento de agua que justifica su auto – ionización, que se traduce en la siguiente ecuación:
2 H 2 O 3 O + (aq) + OH – (aq)
Extensión de las reacciones de ácido – base
El alcance de estas reacciones es evaluado por los valores de sus constantes de equilibrio, que hay que recordar, sólo varían con la temperatura.
Para ácidos fuertes, que tienen un alto grado de ionización, desde que sufrió un proceso muy amplio de la ionización, que puede ser considerada completa o casi completa, no tiene sentido hablar de la constante de equilibrio.
Ejemplos de ácidos grasos tienen una fuerte monoprótico HClO 4, ácido perclórico, HClO 3, ácido clorhídrico, HCl, HNO 3 o ácido clorhídrico, ácido nítrico.
Para ácidos débiles, tales como ácido acético, cuya ecuación de ionización se ha indicado anteriormente, la constante de equilibrio para la ionización del ácido o la acidez constante, representada por los K, viene dado por:
Como siempre, se trata de soluciones diluidas, la concentración de agua se mantiene constante a lo largo de la reacción y, como tal, no aparece en la expresión de K, su concentración está ya incluido en el valor de su constante acidez propia.
Para bases débiles, la constante de equilibrio, constante de ionización de la base o la basicidad constante, se representa por K b. Para el caso de la ionización del amoníaco, después de estudiarlo, tenemos:
Para la reacción de uno mismo – que la ionización del agua K w = [H 3 O +] [OH -] y K w el producto iónico del agua, o auot constante – la ionización del agua.
El proceso de auto – ionización del agua es endotérmica, lo que significa que su constante de ionización aumenta con la temperatura.
Para ambas especies combinadas establece la siguiente relación entre sus constantes:
K a, b K x K = w.
pH y pOH7
PH es una medida de la acidez de una solución acuosa y se define como el logaritmo simétrica de la concentración de iones hidronio: pH =- log [H 3 O +].
El pOH es la medida de la basicidad de una solución acuosa y se define como el logaritmo simétrica de la concentración de iones hidróxido: pOH =- log [OH -].
La relación entre el pH y pOH de una solución acuosa es: pH + pOH = pK w
A 25 º C, K w = 1,0 x 10 -14, por lo que w = pK 14.
Para cada temperatura, hay una escala de pH.
El pH y el coeficiente de concentración de H 3 O + y OH -, define el carácter de ácido – base de una solución acuosa.
[H 3 O +] = [OH -] la solución tiene un pH neutro y 25 ° C es de 7.0.
[H 3 O [OH -], la solución es ácida y el pH de 25 º C es menor que 7.0.
[H 3 O +] la solución es básica y el pH a 25 ° C es superior a 7,0.