Fuerza ácida

La fuerza ácida es la tendencia de un ácido , simbolizada por la fórmula química , a disociarse en un protón , y un anión . La disociación de un ácido fuerte en solución es efectivamente completa, excepto en sus soluciones más concentradas. ${\ce {HA}}$ ${\ce {H+}}$ ${\ce {A-}}$

{\ce {HA -> H+ + A-}}

Ejemplos de ácidos fuertes son el ácido clorhídrico , el ácido perclórico , el ácido nítrico y el ácido sulfúrico . ${\ce {(HCl)}}$ ${\ce {(HClO4)}}$ ${\ce {(HNO3)}}$ ${\ce {(H2SO4)}}$

Un ácido débil está sólo parcialmente disociado, estando presentes tanto el ácido no disociado como sus productos de disociación, en solución, en equilibrio entre sí.

{\ce {HA <=> H+ + A-}}

El ácido acético ( ) es un ejemplo de ácido débil. La fuerza de un ácido débil se cuantifica por su valor de constante de disociación ácida . ${\ce {CH3COOH}}$ $K_{{\ce {a}}}$

La fuerza de un ácido orgánico débil puede depender de los efectos de los sustituyentes. La fuerza de un ácido inorgánico depende del estado de oxidación del átomo al que se puede unir el protón. La fuerza del ácido depende del disolvente. Por ejemplo, el cloruro de hidrógeno es un ácido fuerte en solución acuosa, pero es un ácido débil cuando se disuelve en ácido acético glacial .

Medidas de fuerza ácida.

La medida habitual de la fuerza de un ácido es su constante de disociación ácida ( ), que puede determinarse experimentalmente mediante métodos de titulación . Los ácidos más fuertes tienen una constante logarítmica mayor y menor ( ) que los ácidos más débiles. Cuanto más fuerte es un ácido, más fácilmente pierde un protón . Dos factores clave que contribuyen a la facilidad de la desprotonación son la polaridad del enlace y el tamaño del átomo A, que determinan la fuerza del enlace. La fuerza del ácido también depende de la estabilidad de la base conjugada. $K_{{\ce {a}}}$ $K_{{\ce {a}}}$ $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}=-\log K_{\text{a}}$ ${\ce {H+}}$ ${\ce {H-A}}$ ${\ce {H-A}}$

Mientras que el valor mide la tendencia de un soluto ácido a transferir un protón a un disolvente estándar (más comúnmente agua o DMSO ), se mide la tendencia de un disolvente ácido a transferir un protón a un soluto de referencia (más comúnmente una base de anilina débil ) . por su función de acidez Hammett , el valor. Aunque estos dos conceptos de fuerza ácida a menudo equivalen a la misma tendencia general de una sustancia a donar un protón, los valores y son medidas de propiedades distintas y ocasionalmente pueden divergir. Por ejemplo, el fluoruro de hidrógeno, ya sea disuelto en agua ( = 3,2) o DMSO ( = 15), tiene valores que indican que sufre una disociación incompleta en estos disolventes, lo que lo convierte en un ácido débil. Sin embargo, como medio ácido puro y rigurosamente secado, el fluoruro de hidrógeno tiene un valor de –15, ^[1] lo que lo convierte en un medio más fuertemente protonante que el ácido sulfúrico al 100% y, por lo tanto, por definición, un superácido . ^[2] (Para evitar ambigüedades, en el resto de este artículo, "ácido fuerte", a menos que se indique lo contrario, se referirá a un ácido que es fuerte medido por su valor ( < –1,74). Este uso es consistente con el común lenguaje de la mayoría de los químicos practicantes ). $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$ $H_{0}$ $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$ $H_{0}$ $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$ $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$ $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$ $H_{0}$ $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$ $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$

Cuando el medio ácido en cuestión es una solución acuosa diluida, el valor del pH es aproximadamente igual al valor del pH , que es un logaritmo negativo de la concentración de agua en solución. El pH de una solución simple de un ácido en agua está determinado por ambos y la concentración del ácido. Para soluciones ácidas débiles, depende del grado de disociación , que puede determinarse mediante un cálculo de equilibrio. Para soluciones concentradas de ácidos, especialmente ácidos fuertes para los cuales pH < 0, el valor es una mejor medida de acidez que el pH. $H_{0}$ ${\ce {H+}}$ $K_{{\ce {a}}}$ $H_{0}$

Ácidos fuertes

Un ácido fuerte es un ácido que se disocia según la reacción.

{\ce {HA + S <=> SH+ + A-}}

donde S representa una molécula de disolvente, tal como una molécula de agua o dimetilsulfóxido (DMSO), hasta tal punto que la concentración de las especies no disociadas es demasiado baja para ser medida. A efectos prácticos, se puede decir que un ácido fuerte está completamente disociado. Un ejemplo de ácido fuerte es el ácido clorhídrico . ${\ce {HA}}$

{\ce {HCl -> H+ + Cl-}}

(en solución acuosa)

Cualquier ácido con un valor inferior a aproximadamente -2 se clasifica como ácido fuerte. Esto se debe a la muy alta capacidad tampón de las soluciones con un valor de pH de 1 o menos y se conoce como efecto nivelador . ^[3] $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$

Los siguientes son ácidos fuertes en solución acuosa y dimetilsulfóxido. Los valores de , no se pueden medir experimentalmente. Los valores de la siguiente tabla son valores medios de hasta 8 cálculos teóricos diferentes. $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$

También en agua

Ácido nítrico = −1,6 ^[5] ${\ce {HNO3}}$ $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$
Ácido sulfúrico (solo primera disociación, ≈ −3) ^[6]^{: (p. 171)} ${\ce {H2SO4}}$ $\mathrm {p} K_{{\ce {a1}}}$

Los siguientes se pueden utilizar como protonadores en química orgánica.

ácido fluoroantimónico ${\ce {H[SbF6]}}$
ácido mágico ${\ce {H[FSO3SbF5]}}$
Superácido de carborano ${\ce {H[CHB11Cl11]}}$
Ácido fluorosulfúrico ( = −6,4) ^[7] ${\ce {H[FSO3]}}$ $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$

Los ácidos sulfónicos , como el ácido p-toluenosulfónico (ácido tosílico), son una clase de oxiácidos orgánicos fuertes . ^[7] Algunos ácidos sulfónicos se pueden aislar como sólidos. El poliestireno funcionalizado en poliestireno sulfonato es un ejemplo de una sustancia que es un ácido fuerte sólido.

Ácidos débiles

Un ácido débil es una sustancia que se disocia parcialmente cuando se disuelve en un disolvente. En solución existe un equilibrio entre el ácido, , y los productos de disociación. ${\ce {HA}}$

\mathrm {HA} \rightleftharpoons \mathrm {H^{+}+A^{-}}

El disolvente (por ejemplo, agua) se omite en esta expresión cuando su concentración efectivamente no cambia mediante el proceso de disociación ácida. La fuerza de un ácido débil se puede cuantificar en términos de una constante de disociación , definida de la siguiente manera, donde significa la concentración de un resto químico, X. $K_{a}$ ${\ce {[H]}}$

K_{a}={\frac {[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}}

Cuando se conoce un valor numérico de, se puede utilizar para determinar el grado de disociación en una solución con una concentración determinada del ácido, aplicando la ley de conservación de la masa . $K_{{\ce {a}}}$ $T_{H}$

{\begin{aligned}T_{H}&=[H]+[HA]\\&=[H]+[A][H]/K_{a}\\&=[H]+[H]^{2}/K_{a}\end{aligned}}

donde es el valor de la concentración analítica del ácido. Cuando todas las cantidades en esta ecuación se tratan como números, las cargas iónicas no se muestran y esto se convierte en una ecuación cuadrática en el valor de la concentración de iones de hidrógeno . $T_{H}$ ${\ce {[H]}}$

{\frac {[H]^{2}}{K_{a}}}+[H]-T_{H}=0

Esta ecuación muestra que el pH de una solución de un ácido débil depende tanto de su valor como de su concentración. Ejemplos típicos de ácidos débiles incluyen el ácido acético y el ácido fosforoso . Un ácido como el ácido oxálico ( ) se dice que es dibásico porque puede perder dos protones y reaccionar con dos moléculas de una base simple. El ácido fosfórico ( ) es tribásico. $K_{{\ce {a}}}$ ${\ce {HOOC-COOH}}$ ${\ce {H3PO4}}$

Para un tratamiento más riguroso de la fuerza del ácido, consulte la constante de disociación del ácido . Esto incluye ácidos como el ácido dibásico y succínico , para los cuales no se puede utilizar el método simple de calcular el pH de una solución, que se muestra arriba.

Determinación experimental

La determinación experimental de un valor se realiza comúnmente mediante una titulación . ^[8] Un procedimiento típico sería el siguiente. Se añade una cantidad de ácido fuerte a una solución que contiene el ácido o una sal del ácido, hasta el punto en que el compuesto está completamente protonado. Luego se titula la solución con una base fuerte. $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$

{\ce {HA + OH- -> A- + H2O}}

hasta que sólo la especie desprotonada, , permanezca en solución. En cada punto de la titulación se mide el pH utilizando un electrodo de vidrio y un medidor de pH . La constante de equilibrio se encuentra ajustando los valores de pH calculados a los valores observados, utilizando el método de mínimos cuadrados . ${\ce {A-}}$

Par conjugado ácido/base

A veces se afirma que "el conjugado de un ácido débil es una base fuerte". Tal afirmación es incorrecta. Por ejemplo, el ácido acético es un ácido débil que tiene a = 1,75 x 10 ⁻⁵ . Su base conjugada es el ion acetato con K _b = 10 ⁻¹⁴ / K _a = 5,7 x 10 ⁻¹⁰ (de la relación K _a × K _b = 10 ⁻¹⁴ ), que ciertamente no corresponde a una base fuerte. El conjugado de un ácido débil suele ser una base débil y viceversa . $K_{{\ce {a}}}$

Ácidos en disolventes no acuosos.

La fuerza de un ácido varía de un disolvente a otro. Un ácido que es fuerte en agua puede ser débil en un solvente menos básico, y un ácido que es débil en agua puede ser fuerte en un solvente más básico. Según la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry , el disolvente S puede aceptar un protón.

{\ce {HA + S<=> A- + HS+}}

Por ejemplo, el ácido clorhídrico es un ácido débil en solución en ácido acético puro , que es más ácido que el agua. ${\ce {HO2CCH3}}$

{\ce {HO2CCH3 + HCl <=> (HO)2CCH3+ + Cl-}}

El grado de ionización de los ácidos hidrohálicos disminuye en este orden . Se dice que el ácido acético es un disolvente diferenciador de los tres ácidos, mientras que el agua no lo es. ^[6]^{: (pág. 217)} ${\ce {HI > HBr > HCl}}$

Un ejemplo importante de un disolvente que es más básico que el agua es el dimetilsulfóxido , DMSO . Un compuesto que es un ácido débil en agua puede convertirse en un ácido fuerte en DMSO. El ácido acético es un ejemplo de tal sustancia. Puede encontrar una bibliografía extensa de valores en solución en DMSO y otros solventes en Datos de acidez y basicidad en solventes no acuosos. ${\ce {(CH3)2SO}}$ $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$

Los superácidos son ácidos fuertes incluso en disolventes de baja constante dieléctrica. Ejemplos de superácidos son el ácido fluoroantimónico y el ácido mágico . Algunos superácidos pueden cristalizar. ^[9] También pueden estabilizar cuantitativamente los carbocationes . ^[10]

Los ácidos de Lewis que reaccionan con bases de Lewis en fase gaseosa y disolventes no acuosos se han clasificado en el modelo ECW y se ha demostrado que no existe un orden único de fuerzas ácidas. ^[11] La fuerza aceptora relativa de los ácidos de Lewis hacia una serie de bases, frente a otros ácidos de Lewis, se puede ilustrar mediante gráficos CB . ^[12]^[13] Se ha demostrado que para definir el orden de la fuerza del ácido de Lewis se deben considerar al menos dos propiedades. Para la teoría cualitativa HSAB las dos propiedades son dureza y resistencia, mientras que para el modelo cuantitativo ECW las dos propiedades son electrostáticas y covalentes.

Factores que determinan la fuerza del ácido.

El efecto inductivo

En los ácidos carboxílicos orgánicos, un sustituyente electronegativo puede extraer la densidad electrónica de un enlace ácido mediante el efecto inductivo , lo que da como resultado un valor menor . El efecto disminuye cuanto más se aleja el elemento electronegativo del grupo carboxilato, como lo ilustra la siguiente serie de ácidos butanoicos halogenados . $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$

Efecto del estado de oxidación.

En un conjunto de oxoácidos de un elemento, los valores disminuyen con el estado de oxidación del elemento. Los oxoácidos del cloro ilustran esta tendencia. ^[6]^{: (pág.171)} $\mathrm {p} K_{{\ce {a}}}$

† teórico

Referencias

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enlaces externos

Titulación de ácidos: software gratuito para análisis de datos y simulación de curvas de valoración potenciométricas