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

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(Diferencias entre revisiones)
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Y la constante de acidez está definida por la relación:
Y la constante de acidez está definida por la relación:
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<math>K_a= \frac{[H_3O^+]}{[A]^-}{[HA]}</math>
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<math>K_a= \frac{[H_3O^+ [A]^-}{[HA]}</math>
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La concentración de <math> [H_2O] </math>, es esencialmente constante en soluciones acuosas diluidas, ha sido incorporada en la constante de equilibrio <math> K_a </math> y por lo tanto es omitida en la constante de equilibrio.
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La concentración de <math> [H_2O] </math>, es esencialmente constante en soluciones acuosas diluidas, ha sido incorporada en la constante de equilibrio <math> K_a </math> y por lo tanto es omitida en la constante de equilibrio.
Una base débil como el amoniaco <math> NH_3 (aq) </math> acepta un protón del agua para dar el ácido conjugado de la base y iones <math> OH^- </math>:
Una base débil como el amoniaco <math> NH_3 (aq) </math> acepta un protón del agua para dar el ácido conjugado de la base y iones <math> OH^- </math>:

Revisión actual

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:

 K_a= \frac{[H_3O^+ [A]^-}{[HA]}  

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^-

 K_b=\frac{[BH]^+ [OH]^-}{[B]}}  

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:

   pK_a = - log K_a     
  pK_b = - log K_b 

En este caso si utilizamos la expresión logarítmica pK, cuanta más alta sea esta más débil será el ácido o la base.

   
 
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