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Comprender estas tendencias y cómo reaccionan entre sí los ácidos y las bases es fundamental para tener éxito en Química AP. Así pues, ¡vamos a sumergirnos en las estructuras moleculares de los ácidos y las bases!
Estructura molecular, enlace y comportamiento ácido-base
Antes de sumergirnos en las estructuras moleculares de los ácidos y las bases, repasemos qué son los ácidos y las bases . Dependiendo del químico al que preguntes, ¡los ácidos y las bases tienen definiciones diferentes!
Según el químico sueco Svante Arrhenius, los ácidos y las bases se definen en función de su capacidad para donar iones H+ o iones OH- en el agua (H2O).
Los ácidos deArrhenius son donantes de H+ en el agua (H2O).
Lasbases de Arrhenius son donantes de OH- en el agua (H2O).
Johannes Brønsted y Thomas Lowry dieron otra definición de ácidos y bases. Según ellos, los ácidos y las bases difieren en su capacidad de donar o aceptar iones H+.
Los ácidos de Brønsted-Lowry son donantes de H+.
Las bases de Brønsted-Lowry son aceptores de H+.
Por último, Gilbert Lewis, químico estadounidense, ideó una definición de ácidos y bases basada en la donación o aceptación de electrones.
Los ácidos de Lewis son aceptores de electrones.
Las bases de Lewis son donantes de electrones.
Elcomportamiento ácido-base (si una molécula se comporta como un ácido o como una base) y su fuerza se ven afectados en gran medida por su estructura molecular y su enlace. Empecemos hablando de la estructura molecular de los ácidos y las bases.
Estructura molecular y fuerza ácido-base
Hay dos tipos diferentes de ácidos que debes conocer:los ácidos binarios y los oxiácidos. Empecemos por los ácidos binarios (figura 1). Los ácidos binarios son ácidos con la fórmula H-X, en la que un átomo de hidrógeno está enlazado a un átomo no metálico electronegativo, X.
- X suele ser un halógeno (elemento del grupo 7), pero también puede ser nitrógeno (N), fósforo (P), azufre (S), selenio (Se) y teluro (Te).
Figura 1. Ejemplos de ácidos binarios, Isadora Santos - StudySmarter Originals.
A continuación tenemos los oxiácidos. Los oxiácidos son ácidos que tienen uno (o varios) enlaces H-O, en los que un átomo de hidrógeno está unido a un átomo de oxígeno. El ácido nítrico (HNO3) y el ácido sulfúrico (H2SO4) son oxiácidos. La estructura molecular común de un oxiácido es \( \text{H}^{+}\text{ + }\text{non metal + oxígeno (O)} \).
Efecto de la estructura en la fuerza de los ácidos y las bases
La fuerza de los ácidos binarios puede depender de la electronegatividad o deltamaño de los átomos (figura 2). Normalmente, cuando se trata de ácidos binarios,cuanto más fuerte es el enlace entre H y X, más débil es el ácido.
Para elementos del mismo grupo, podemos decir que cuanto más grande es el átomo, más fuerte es el ácido (y más débil el enlace)
↳ HI > HBr > HCl > HF
Para los elementos del mismo período, nos fijamos en la electronegatividad: cuanto más electronegativo es el átomo, más fuerte es el ácido. Esto se debe a que cuanto más electronegativo es un átomo, ¡más le gusta retener sus electrones!
↳ HF > H2O> NH3
Figura 2. Tendencia de la fuerza del ácido binario, Isadora Santos - StudySmarter Originals.
¡Veamos un ejemplo!
¿Cuál de los siguientes compuestos tiene la mayor fuerza ácida binaria?
$$ NH_{3}text{ vs. }CH_{4} \text{ vs. }HF $$
Lo primero que tienes que hacer es fijarte en los átomos unidos al H en cada compuesto. En este caso, N, C y F están en el mismo periodo. Eso significa que utilizaremos la tendencia en electronegatividad para averiguar qué compuesto es el más ácido.
El átomo más electronegativo (F) será el más ácido. Por tanto, el HF es el compuesto con mayor fuerza ácida binaria.
Cuanto mayor es la entalpía de un enlace, más energía se necesita para romperlo. Una entalpía de enlace alta significa un enlace fuerte y, por tanto, un compuesto menos ácido. Para saber más sobre esto, ¡consulta"Entalpía"!
En términos de fuerza, la fuerza de los oxiácidos se basa en el número de átomos de oxígeno presentes o en la electronegatividad del no metal (figura 3).
Cuando se trata de compuestos que tienen un número diferente de átomos de oxígeno, decimos que cuantos más átomos de oxígeno, más ácidos.
Cuando se trata de compuestos que tienen el mismo número de átomos de oxígeno, cuanto más electronegativo sea el no metal, más ácido.
Figura 3. Ejemplos de Oxiácidos, Isadora Santos - StudySmarter Originals.
Se te pide que expliques a tu compañero por qué el H2SO4 es un ácido más fuerte que el H2SO3. ¿Cómo lo explicarías?
Esto puede responderse mediante la extensión oxiácida de la regla de la electronegatividad. El átomo de oxígeno adicional en el H2SO4 proporciona electronegatividad adicional y, por tanto, una mayor densidad electrónica y una base conjugada más estable. Cuanto más electronegativo sea el grupo unido al átomo de hidrógeno, más ácida será la molécula en su conjunto. O, dicho de otro modo, cuanto más estable sea la base conjugada, más fuerte será el ácido. Que la base conjugada del H2SO4 sea estable concuerda con que sea un ácido más fuerte.
¿Sabías que la estructura molecular también afecta al pH de los ácidos y las bases? Básicamente, cuando los compuestos ácidos pierden un protón (ion H+), el pH aumenta, mientras que cuando una base gana un protón, ¡el pH disminuye!
Ejemplos de moléculas con determinada estructura de Lewis Ácido y Base
Por ejemplo, veamos la estructura de Lewis del ácido sulfúrico y del ácido nítrico (figura 4). En las reacciones ácido-base, los ácidos tienden a donar un ion H+ a la base.
Figura 4. La estructura de Lewis del ácido nítrico y el ácido sulfúrico, Isadora Santos - StudySmarter Originals.
En comparación con los ácidos, las bases casi siempre tienen la estructura de MOH , donde M es un catión metálico. Sin embargo, hay algunas excepciones, como el NH3, que es una base no hidróxida. Gracias a su estructura molecular, las bases pueden aceptar un protón (H+).
Veamos la estructura de Lewis de la base amoníaco (NH3) en la figura 5. Para poder aceptar un protón (donado por el ácido) y formar un enlace, las bases deben tener un par de electrones no compartidos (mostrados como puntos azules). Por ejemplo, en una reacción química entre el amoníaco (NH3) y el ácido clorhídrico (HCl). el ácido dona un ion H+ al amoníaco. Cuando esto ocurre, se rompe el enlace entre el H y el Cl.
Figura 5. Reacción química entre el amoníaco y el ácido clorhídrico, Isadora Santos - StudySmarter Originals.
Entre las bases fuertes comunes se incluyen el hidróxido de sodio (NaOH), el hidróxido de potasio (KOH) y otros metales de los grupos 1 y 2 unidos a uno o más hidróxidos (según la carga del metal.) Un ejemplo de base no hidróxida es el amoníaco (NH3).
Si entiendes las reglas que rigen el aspecto estructural de los ácidos, ¡comprender las bases te resultará fácil! Recuerda que los ácidos y las bases desempeñan papeles complementarios, lo que significa que las reglas que dictan cómo aparecen estructuralmente los ácidos se invierten para las bases.
- Cuanto menos electronegativa es una molécula, más básica es.
- Cuanto más débil es un ácido conjugado, más fuerte es una base.
- Cuanto más fuertes sean los enlaces dentro de una molécula, más probable es que sea básica.
Lo que podemos deducir de esto es una regla sencilla: los ácidos y las bases son opuestos en fuerza. Esto significa que un ácido fuerte sería una base débil, y una base fuerte sería un ácido débil. Siempre que puedas comprender un conjunto de reglas estructurales, ¡el otro es intuitivo!
Estructura atómica y molecular Equilibrios Ácidos y Bases
Las reacciones de equilibrio ácido-base prefieren el lado de la reacción que tiene ácidos y bases más débiles. Esto se debe a que los ácidos y las bases más fuertes pueden desempeñar sus funciones de donar y aceptar protones con mayor facilidad, ¡lo que les hace mucho más propensos a reaccionar que los ácidos y las bases más débiles!
Si estos ácidos y bases más débiles no reaccionan, significa que permanecen en sus formas débiles, lo que los convierte en el producto preferido de nuestro problema de equilibrio.
Podemos aplicar las reglas estructurales que acabamos de aprender sobre ácidos y bases para determinar qué lado de una reacción de equilibrio será el preferido. Probemos con un ejemplo sencillo.
¿Qué lado de esta reacción de equilibrio ácido-base será el preferido?
$$ \text{HF + NH}_{3}\text{ } \text{{NH}_{4}^+} \text{ + F}^{-} $$
Recordemos que queremos averiguar qué lado de nuestra reacción tiene el ácido más débil. Podemos identificar el HF como el ácido y el NH3 como la base, lo que significa que el NH4+ es nuestro ácido conjugado y el F- es nuestra base conjugada. Ahora se trata simplemente de comparar las potencias de los ácidos. Utilizando nuestras reglas estructurales, sabemos que el ácido fluorhídrico será mucho más fuerte que el ácido conjugado, NH4+. Esto significa que el equilibrio favorecerá al lado derecho de esta reacción.
Para una explicación en profundidad de los equilibrios ácido-base, ¡consulta"Equilibrios Ácido y Base Débiles"!
A medida que aprendas más sobre cómo funcionan los equilibrios ácido-base en lo que queda de Química AP y en los cursos de química de nivel superior, estas tendencias reaparecerán una y otra vez. Por tanto, si entiendes cómo influye la estructura de los ácidos y las bases en su funcionalidad, ¡podrás comprender no sólo el cómo, sino también el porqué de los equilibrios ácido-base!
Estructuras moleculares de ácidos y bases - Puntos clave
- Los ácidosbinarios son ácidos con la fórmula H-X, en la que un átomo de hidrógeno está unido a un átomo no metálico electronegativo, X.
- La fuerza del ácido binario puede depender de la electronegatividad o deltamaño del á tomo
- Los oxiácidos son ácidos que tienen uno (o varios) enlaces H-O, en los que un átomo de hidrógeno está unido a un átomo de oxígeno.
- La fuerza de los oxiácidos depende del número de átomos de oxígeno presentes en el compuesto o de la electronegatividad del átomo no metálico.
- Las bases casi siempre tienen la estructura de MOH , donde M es un catión metálico. Sin embargo, hay algunas excepciones, como el NH3, que es una base no hidróxida.
Referencias
- Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., & Decoste, D. J. (2019). Chemistry. Cengage Learning Asia Pte Ltd.
- Theodore Lawrence Brown, Eugene, H., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., Stoltzfus, M. W., & Lufaso, M. W. (2018). Química : la ciencia central (14ª ed.). Pearson.
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