Equilibrio de las disoluciones de ácidos y bases débiles. Relaciones entre la fuerza de los ácidos y su K de ionización en disolución acuosa

De Wikillerato

Revisión a fecha de 16:42 29 jul 2010; Chemaseg (Discutir | contribuciones)

(dif) ← Revisión anterior | Ver revisión actual (dif) | Revisión siguiente → (dif)

Equilibrio en las disoluciones de ácidos débiles y bases débiles

Como para cualquier otro equilibrio químico, la disociación (ionización) de un ácido débil y una base débil en agua es caracterizada por una ecuación de equilibrio. En este caso, la constante de equilibrio para la reacción de disociación denotada $K_a$ es llamada constante de acidez para los ácidos y $K_b$ constante de basicidad para las bases.

En general:

Para los ácidos débiles la ecuación de equilibrio es:

$HA (aq) + H_2O(l) \rightleftharpoons H_3O^+ + A^- (aq)$

Y la constante de acidez está definida por la relación:

La concentración de $[H_2O]$ , es esencialmente constante en soluciones acuosas diluidas, ha sido incorporada en la constante de equilibrio $K_a$ y por lo tanto es omitida en la constante de equilibrio. Una base débil como el amoniaco $NH_3 (aq)$ acepta un protón del agua para dar el ácido conjugado de la base y iones $OH^-$ :

$NH_3 (aq) + H_2O (l) \rightleftharpoons NH_4^+ (aq) + OH^-$

La reacción en el equilibrio de cualquier base (abreviadamente $B$ ) con el agua es caracterizada por una ecuación similar en forma a aquella para la disociación de un ácido débil. En este caso es llamada constante de basicidad $K_b$

$B(aq) + H_2O (l) \rightleftharpoons BH^+ (aq) + OH^-$

De nuevo la concentración del agua $H_2O$ ha sido omitida de la ecuación y es incorporada a la constante $K_b$ .

La constantes $K_a$ y $K_b$ indican la mayor o menor extensión de la disociación de ácidos y bases débiles. Cuanta más pequeña sea la constante más débil será el ácido o la base correspondiente.

Relaciones entre la fuerza de los ácidos y su K de ionización en disolución acuosa: pKa y pKb

Una manera útil de caracterizar la extensión de disociación (ionización) de un ácido débil o una base débil es aplicar (al igual que se hizo para el pH) la forma logarítmica a las constantes de acidez y de basicidad, definiéndose así el $pK_a$ y el $pK_b$ como: