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T6: Equilibrios acido-base
Teoría de Brönsted-Lowry y fuerza de ácidos/bases
Teoría
2017 · Ordinaria · Titular
4B
Examen

Aplicando la teoría de Brönsted-Lowry, en disolución acuosa:

a) Razone si las especies NHX4X+\ce{NH4+} y SX2−\ce{S^{2-}} son ácidos o bases.b) Justifique cuáles son las bases conjugadas de los ácidos HCN\ce{HCN} y CX6HX5COOH\ce{C6H5COOH}.c) Sabiendo que a 25∘C25^\circ\text{C}, las KaK_a del CX6HX5COOH\ce{C6H5COOH} y del HCN\ce{HCN} tienen un valor de 6,4⋅10−56,4 \cdot 10^{-5} y 4,9⋅10−104,9 \cdot 10^{-10} respectivamente, ¿qué base conjugada será más fuerte? Justifique la respuesta.
Ácido-baseBrönsted-Lowry
a) Según la teoría de Brönsted-Lowry, un ácido es una especie que puede donar un protón (HX+\ce{H+}), y una base es una especie que puede aceptar un protón (HX+\ce{H+}).

La especie NHX4X+\ce{NH4+} puede ceder un protón en disolución acuosa, como se muestra en la siguiente reacción:

NHX4X+(aq)+HX2O(l)⇌NHX3(aq)+HX3OX+(aq)\ce{NH4+(aq) + H2O(l) <=> NH3(aq) + H3O+(aq)}

Por lo tanto, el ion NHX4X+\ce{NH4+} actúa como un ácido de Brönsted-Lowry.La especie SX2−\ce{S^{2-}} puede aceptar un protón en disolución acuosa, como se muestra en la siguiente reacción:

SX2−(aq)+HX2O(l)⇌HSX−(aq)+OHX−(aq)\ce{S^2-(aq) + H2O(l) <=> HS-(aq) + OH-(aq)}

Por lo tanto, el ion SX2−\ce{S^{2-}} actúa como una base de Brönsted-Lowry.

b) La base conjugada de un ácido es la especie que se forma después de que el ácido ha donado un protón (HX+\ce{H+}).

Para el ácido HCN\ce{HCN}, al ceder un protón, se forma su base conjugada:

HCN(aq)+HX2O(l)⇌CNX−(aq)+HX3OX+(aq)\ce{HCN(aq) + H2O(l) <=> CN-(aq) + H3O+(aq)}

La base conjugada del HCN\ce{HCN} es el ion CNX−\ce{CN-}.Para el ácido CX6HX5COOH\ce{C6H5COOH}, al ceder un protón, se forma su base conjugada:

CX6HX5COOH(aq)+HX2O(l)⇌CX6HX5COOX−(aq)+HX3OX+(aq)\ce{C6H5COOH(aq) + H2O(l) <=> C6H5COO-(aq) + H3O+(aq)}

La base conjugada del CX6HX5COOH\ce{C6H5COOH} es el ion CX6HX5COOX−\ce{C6H5COO-}.

c) A 25∘C25^\circ\text{C}, se tienen los siguientes valores de las constantes de acidez:
Ka(CX6HX5COOH)=6,4⋅10−5K_a(\ce{C6H5COOH}) = 6,4 \cdot 10^{-5}
Ka(HCN)=4,9⋅10−10K_a(\ce{HCN}) = 4,9 \cdot 10^{-10}

Un ácido es más fuerte cuanto mayor es el valor de su constante de acidez (KaK_a). Comparando los valores, 6,4⋅10−5>4,9⋅10−106,4 \cdot 10^{-5} > 4,9 \cdot 10^{-10}, lo que indica que el ácido CX6HX5COOH\ce{C6H5COOH} es más fuerte que el ácido HCN\ce{HCN}.Existe una relación inversa entre la fuerza de un ácido y la fuerza de su base conjugada. Un ácido más fuerte tiene una base conjugada más débil, y un ácido más débil tiene una base conjugada más fuerte.Dado que el HCN\ce{HCN} es el ácido más débil de los dos, su base conjugada, el ion CNX−\ce{CN-}, será la base conjugada más fuerte. En contraste, el CX6HX5COOH\ce{C6H5COOH} es el ácido más fuerte, por lo que su base conjugada, el ion CX6HX5COOX−\ce{C6H5COO-}, será la más débil de las dos bases conjugadas.