UNIDAD 3 LECTURA 2

UNIDAD 3
LECTURA 2
Algunos ácidos son mejores donadores de protones que otros; del mismo modo,
ciertas bases son mejores aceptores de protones que otras.
Si disponemos los ácidos en orden de acuerdo a su capacidad para ceder protones,
veremos un hecho interesante:
Cuanto más fácilmente una sustancia cede un protón, con más dificultad su base
conjugada acepta un protón. De manera similar, cuanto más fácilmente una base
acepta un protón, con más dificultad su ácido conjugado cede un protón.
Por lo tanto: cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada, y
cuanto más fuerte es una base, más débil es su ácido conjugado.
La siguiente tabla muestra la reacción de disociación en agua de algunos ácidos
comunes.
(Fuente: Skoog-West-Holler, Química analítica, 6ª edición)
Los dos primeros son ácidos fuertes ya que la reacción con el disolvente es
suficientemente completa como para no dejar moléculas de soluto sin disociar en la
solución acuosa. El resto son ácidos débiles, que reaccionan de manera incompleta
con el agua y producen soluciones que contienen cantidades considerables del ácido
original y de su base conjugada.
Observa que los ácidos pueden ser catiónicos, aniónicos y eléctricamente neutros.
Los ácidos de la figura se vuelven más débiles de arriba hacia abajo,
progresivamente.
El ácido perclórico y el clorhídrico están totalmente disociados y el ácido acético
(CH3COOH) sólo el 1% está disociado.
El ión amonio es aún más débil, se disocia sólo cerca del 0,01 % en iones hidronio y
moléculas de amoníaco.
Otro aspecto que debemos considerar es el disolvente; así por ejemplo, los ácidos
clorhídrico y perclórico son ácidos fuertes en agua, pero si cambiamos el disolvente
y lo sustituimos por ácido acético anhidro, que es un receptor de protones más
débil que el agua, ninguno de estos ácidos experimenta disociación completa, y se
establece el siguiente equilibrio:
+
CH3COOH (ac) + HClO4  CH3COOH2 (ac) + ClO4 (ac)