10. Indicadores de acidez | 🍊 Teoría ácido-base | Joseleg

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Un indicador de pH es un compuesto químico halocrómico que se agrega en pequeñas cantidades a una solución para que el pH (acidez o basicidad) de la solución se pueda determinar visualmente por un cambio de color. Por lo tanto, un indicador de pH es un detector químico para iones de hidronio (H₃O⁺).

Figura 10‑1.   Rangos y colores de viraje de algunos indicadores colorimétricos de pH, la mayoría posee rangos limitados.

Normalmente, el indicador hace que el color de la solución cambie dependiendo del pH. Los indicadores también pueden mostrar cambios en otras propiedades físicas; por ejemplo, los indicadores olfativos muestran cambios en su olor. El valor de pH de una solución neutra es 7.0. Las soluciones con un valor de pH inferior a 7.0 se consideran ácidas y las soluciones con un valor de pH superior a 7.0 son básicas (alcalinas). Como la mayoría de los compuestos orgánicos que se producen naturalmente son protolitos débiles, ácidos carboxílicos y aminas; en otras palabras, ellos mismos son ácidos/bases débiles, pero se agregan en tan bajas cantidades que su efecto en la estequiometria es despreciable. Los indicadores de pH encuentran muchas aplicaciones en biología y química analítica. Además, los indicadores de pH forman uno de los tres tipos principales de compuestos indicadores utilizados en el análisis químico. Para el análisis cuantitativo de cationes metálicos, se prefiere el uso de indicadores complejométricos, mientras que la tercera clase de compuestos, los indicadores redox, se usan en valoraciones que implican una reacción redox como base del análisis.

Los indicadores de pH se emplean con frecuencia en titulaciones en química analítica y biología para determinar el grado de una reacción química. Debido a la elección subjetiva (determinación) del color, los indicadores de pH son susceptibles de lecturas imprecisas. Para aplicaciones que requieren una medición precisa del pH, se usa frecuentemente un medidor de pH. A veces, se usa una combinación de diferentes indicadores para lograr varios cambios suaves de color en una amplia gama de valores de pH.

Estos indicadores comerciales (por ejemplo, el indicador universal y los papeles Hydrion) se usan cuando solo se necesita un conocimiento aproximado del pH. A continuación, se detallan algunos indicadores comunes de pH de laboratorio. Los indicadores usualmente exhiben colores intermedios a valores de pH dentro del rango de transición listado. Por ejemplo, el rojo de fenol exhibe un color naranja entre pH 6.8 y pH 8.4. El rango de transición puede variar ligeramente dependiendo de la concentración del indicador en la solución y de la temperatura a la que se usa.

Figura 10‑2.  Rangos de cambio de color de la Fenolftaleína y el rojo de metilo con respecto al cambio de pH.

Se considera que para que el ojo humano aprecie con claridad la diferencia entre los dos colores, la concentración de una forma debe ser entre 10 y 100 veces superior a la otra, por lo que el cambio de color se produce gradualmente en un intervalo de entre una y dos unidades de pH. El cambio de color de un indicador se denomina viraje y el intervalo de pH en el cual se produce es el intervalo de viraje, y es característico de cada indicador.

Figura 10‑3.   La col lombarda posee un rango de viraje desde 0 hasta 14.

Los indicadores de pH nos permiten determinar el punto final de una valoración. Para ello se debe hacer una correcta elección del indicador, de modo que: El punto de equivalencia debe encontrarse en el intervalo de viraje del indicador; Se deben utilizar cantidades muy pequeñas de indicador, para que no interfieran apreciablemente con los reactivos; El punto final se corresponde con el primer cambio neto de color detectable y persistente, durante al menos 20 o 30 segundos. Los indicadores más comúnmente empleados son el rojo de metilo y la fenolftaleína. No todos los indicadores tienen rangos de viraje limitados, el indicador universal y el colorante de la col lombarda poseen un viraje en casi todo el espectro de pH.

 

9. Reacciones ácido base | 🍊 Teoría ácido-base | Joseleg

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Las reacciones típicas de ácidos y bases incluyen las reacciones de ácidos con metales, bases y iones carbonato o bicarbonato. Por ejemplo, cuando se deja caer una tableta antiácida en el agua, el ion bicarbonato y el ácido cítrico en la tableta reaccionan para producir burbujas de dióxido de carbono, agua y sal. Una sal es un compuesto iónico que no tiene H⁺ como catión o, OH^- como anión.

Desplazamiento a metales

Los ácidos reaccionan con ciertos metales para producir gas de hidrógeno H₂ y una sal. Los metales que reaccionan con los ácidos incluyen potasio, sodio, calcio, magnesio, aluminio, zinc, hierro y estaño. En reacciones que son reacciones de reemplazo único, el ion metálico reemplaza al hidrógeno en el ácido.

Ataque a sales

Cuando se agrega un ácido a un carbonato o bicarbonato, los productos son dióxido de carbono gas, agua y un compuesto iónico. El ácido reacciona con CO₃^2- o HCO₃^- para producir ácido carbónico, H₂CO₃, que se descompone rápidamente en CO₂ y H₂O.

Neutralizaciones

La neutralización es una reacción entre un ácido y una base para producir agua y una sal. El H⁺ de un ácido que puede ser fuerte o débil y el OH^- de una base fuerte se combinan para formar agua como un solo producto. La sal es el catión de la base y el anión del ácido.  Supongamos que necesitamos encontrar la molaridad de una solución de HCl, que tiene una concentración desconocida. Podemos hacer esto mediante un procedimiento de laboratorio llamado titulación en el cual neutralizamos una muestra de ácido con una cantidad conocida de base. En una valoración, colocamos un volumen medido del ácido en un matraz y agregamos algunas gotas de un indicador como la fenolftaleína. En una solución ácida, la fenolftaleína es incolora. Luego llenamos una bureta con una solución de NaOH de molaridad conocida y agregamos cuidadosamente solución de NaOH al ácido en el matraz.

En la titulación, neutralizamos el ácido agregando un volumen de base que contiene un número correspondiente de moles de OH^-. Sabemos que la neutralización se ha producido cuando la fenolftaleína en la solución cambia de incolora a rosada. Esto se llama punto final de neutralización. A partir del volumen agregado y la molaridad de la solución de NaOH, podemos calcular el número de moles de NaOH, los moles de ácido y luego la concentración del ácido. La estequiometria de este proceso la trabajamos en la unidad anterior sobre disoluciones y unidades de concentración.

 

8. El pH | 🍊 Teoría ácido-base | Joseleg

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En química, pH que históricamente se lee como "potencial de hidrógeno" (o "potencia de hidrógeno"), es una escala utilizada para especificar la acidez o basicidad de una solución acuosa en términos de la teoría de Brønsted-Lowry. Las soluciones ácidas (soluciones con concentraciones más altas de iones H⁺) se miden para tener valores de pH más bajos que las soluciones básicas o alcalinas.  Dicho esto, el pH se calcula con la siguiente función:

Donde la concentración de iones protio debe ser aquella en equilibrio, lo cual no es difícil dado que las reacciones ácido-base son muy rápidas. Tenga en cuenta que también podemos hacer el mismo cálculo con el grupo hidróxido:

Siendo 10^-7 el valor de neutralidad. Aunque podríamos emplear escalas de concentración molar de los iones de hidrógeno para determinar la potencia de un ácido, la verdad es que los valores en concentración molar generar números engorrosos de manejar, pues involucrar notación científica. Por el contrario, la escala de pH nos ofrecen números pequeños, qué son fácilmente entendibles por aquellos que no son expertos en química.

DEMOSTRACIÓN: deduzca la relación entre el pH, el pOH y el pK a partir de la ecuación de autodisociación del agua con Kw = 10^-14.

DEMOSTRACIÓN: A partir de la ecuación pH + pOH = 14 y las definiciones fundamentales de los potenciales, obtenga ecuacion es para calcular el pH y el pOH en términos de sus recíprocos y sus respectivas concentraciones.

De la anterior se puede expresar una función para calcular el pH en términos del pOH y viceversa.

La escala de pH

De todas las potencias, la más famosa es la de los hidrógenos o pH, y sobre ella se crea la escala de pH:

La escala de pH es un valor que normalmente va de 0 a 14, pero en ocasiones en ácidos muy concentrados puede arrojar números negativos. El pH 7 se considera neutro; los pH inferiores a 7 se consideran ácidos; y los superiores a 7 se consideran básicos.

Figura 8‑1.  Escala de pH. Relaciones de pH “Arriba” colorante de col lombarda “centro” y concentraciones de iones protio e hidroxilo “abajo”. Debido a que podemos determinar qué tan básica es una solución con el pH, los cálculos con concentración de aporte básico total no se hacen.

El número de decimales en el valor de pH es el mismo que el número de cifras significativas en el coeficiente de la concentración molar de iones hidronio.

Debido a que el pH es una escala logarítmica, un cambio de una unidad de pH corresponde a un cambio diez veces mayor en iones hidronio. Es importante tener en cuenta que el pH disminuye a medida que aumenta la concentración de iones hidronio. Por ejemplo, una solución con un pH de 2.00 tiene una concentración de iones hidronio 10 veces mayor que una solución con un pH de 3.00 y 100 veces más alta que una solución con un pH de 4.00. En otro tipo de cálculo, se nos da el pH de una solución y se nos pide determinar la concentración de iones hidronio. Esto es un reverso del cálculo de pH. Para valores de pH de número entero, el coeficiente significativo de la concentración molar será uno con cifras significativas iguales a las cifras significativas del pH menos una. Por ejemplo, para un pH de 2.00 que tiene tres cifras significativas la concentración molar será 1.0 x 10^-2, el coeficiente significativo de la concentración molar tiene dos cifras significativas mientras que el pH tiene tres. Para cálculos de pH no enteros se requiere emplear la función antilogaritmo base 10:

El concepto de pH fue introducido por primera vez por el químico danés Søren Peder Lauritz Sørensen en el Laboratorio Carlsberg en 1909 y revisado al pH moderno en 1924 para acomodar las definiciones y mediciones en términos de células electroquímicas (Nørby, 2000; Sgambato, Prozzo, Sgambato, Sgambato, & Milano, 2012; Sörensen, 1912).  La bacterióloga Alice C. Evans, famosa por la influencia de su trabajo en la industria láctea y la seguridad alimentaria, atribuyó a William Mansfield Clark y sus colegas (de los cuales era) el desarrollo de métodos de medición de pH en la década de 1910, que tuvieron una amplia influencia en el laboratorio y el uso industrial.

El potencial de hidrógenos es uno de los factores abióticos que condicionan de manera más directa la bioquímica de los seres vivos. Esto se puede realizar de dos formas, la primera es mediante la modificación de la reactividad de las especies químicas debido a que los hidrogeniones en solución son capaces de afectar el estado iónico de las moléculas biológicas como las proteínas. Un ejemplo ocurre en el aminoácido arginina que es uno de los componentes de las proteínas. Incrementar la acidez de la solución provoca que los grupos amino de la arginina se protones, alterando su estructura y reactividad. El segundo modo se relaciona al primero, cuando tenemos una proteína compuesto por cientos de miles de aminoácidos, que la mayoría de los aminoácidos se modifiquen por la acidez del medio causa que toda la proteína cambie de forma debido a un efecto sumatorio de sus componentes. El pH puede alterarse muy fácilmente debido a la alteración de otros factores abióticos como la luz. Para protegerse de estos fenómenos, los seres vivos en sus ambientes internos generalmente poseen sustancias químicas que son capaces de amortiguar las variaciones de pH, a este tipo de soluciones se las llama soluciones Buffer o soluciones de amortiguamiento.

Fuera de la escala de pH

La escala de pH es meramente una convención para los valores de concentración de iones de H+ mas comunes, sin embargo, la concentración de iones H⁺ puede ser mucho mayor que 1 molar o mucho menor que 10^-14 molar. Por ejemplo, si tenemos una solución de ácido clorhídrico concentrado al 36% en peso y densidad de 1.18 g/mol podemos obtener una concentración del 12 molar, lo cual genera un pH negativo.

✔ Ejemplo 15.3. Hallar el pH de una solución de HCl concentrado al 36% en peso y densidad de 1.18 g/mol.

Dado lo anterior, es posible calcular un valor de pH negativo. Pero, por otro lado, si un ácido tiene o no un valor de pH negativo no es algo que pueda verificarse muy bien en el laboratorio, a menos que se diluya la muestra a rangos mas fáciles de medir.

En la práctica, cualquier ácido que produzca una concentración de iones de hidrógeno con una molaridad superior a 1 M tiene un pH negativo. Pero no se puede medir con un instrumento o prueba en el laboratorio directamente. No hay ningún papel de tornasol especial que cambie de color cuando el valor está por debajo de cero. Los medidores de pH son mejores que el papel de pH, pero no puedes simplemente sumergir un electrodo de pH de vidrio en HCl concentrado y medir un pH negativo. Esto se debe a que los electrodos de pH de vidrio sufren un defecto llamado "error ácido" que hace que midan un pH más alto que el pH real, por no decir que los vapores del HCl concentrado te harían llorar, o desmallarte. Es muy difícil aplicar una corrección de este defecto para obtener el verdadero valor de pH.

Química de Chang 10.

✔ Ejemplo 15.3. La concentración de iones H⁺ en una botella de vino de mesa era de 3.2 x 10^-4 M justo después de quitar el corcho. Sólo se consumió la mitad del vino. La otra mitad, después de haber estado expuesta al aire durante un mes, se encontró que tenía una concentración de iones de hidrógeno igual a 1.0 x 10^-3 M. Calcular el pH del vino en estas dos ocasiones.

✔ Práctica 15.3. El ácido nítrico (HNO₃) se utiliza en la producción de fertilizantes, colorantes, fármacos y explosivos. Calcule el pH de una solución de HNO₃ que tiene una concentración de iones de hidrógeno de 0.76 M

✔ Ejemplo 15.4. El pH del agua de lluvia recolectada en cierta región del noreste de los Estados Unidos en un día en particular fue de 4.82. Calcular la concentración de iones H⁺ del agua de lluvia.
✔ Práctica 15.4. El pH de cierto jugo de naranja es 3.33. Calcular la concentración de iones H⁺.

✔ Ejemplo 15.5. En una solución de NaOH [OH^-] es 2.9 x 10^-4 M. Calcula el pH de la solución.

✔ Práctica 15.5. La concentración de iones OH^- de una muestra de sangre es 2.5 x 10^-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre?

 

  

7. El producto ionico del agua Kw | 🍊 Teoría ácido-base | Joseleg

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En secciones anteriores mencionamos que el agua y su constante de acidez o disociación son el ombligo del mundo de los ácidos y las bases, pero antes debemos entender que, evidentemente el agua se ioniza, aunque muy débilmente, por ende, su constante de acidez es baja, pero medible.

La auto-ionización del agua

Una visión completa de la auto-ionización del agua sería la siguiente.

En una enorme colección de moléculas de agua, algunas pocas, que llamaremos las “raritas” deciden reaccionar en parejas, una molécula de agua funciona como un ácido y libera un protón, mientras que la otra funciona como base y lo captura. Sin embargo, en la notación más común de esta ionización ignoramos al agua que se comporta como base, y la ecuación química pasa a expresarse como:

La neutralización y el agua pura

La auto-disociación del agua es importante debido a su asociación con las reacciones de neutralización ácido-base. Desde la edad media los alquimistas y luego los químicos emplearon colorantes para ver que sustancia era ácido y base, también su potencia relativa y lo que pasaba al neutralizar sus propiedades. De eso un patrón surgió, cuando los +ácidos se neutralizan con las bases, la solución resultante tenia las propiedades ácido-base del agua, de allí que el agua pura sea sinónimo de neutralidad.

La concentración de protones

De lo anterior se desprende la posibilidad de calcular la cantidad relativa de protones (portadores de la acidez) mediante el conocimiento de la constante de disociación del agua pura, y dicha concentración en agua pura indicará la acidez del estado neutral, así como a través de la comparación con esta parca de neutralidad indicar la acidez o basicidad de una sustancia de forma numérica.

Modelo matemático

Iniciaremos estableciendo la constante de disociación ácida del agua, que al ser una disociación agua propia del agua recibe el símbolo especial de ( K_w ) y un nombre especial, producto iónico del agua:

DEMOSTRACIÓN: Obtener el producto iónico del agua en términos de la constante de disociación ácida del agua.

✔ Ejemplo: Si la concentración de iones protio medida en agua ultra pura a 25 °C y 1 atm es de 10-7 M, (a) calcular el valor de la concentración de iones hidróxido y (b) el valor de la constante de producto ionico del agua.

(w por water que es la palabra en ingles que significa agua).  Este valor es solo cierto bajo las condiciones termoquímicas estándar, es decir 1 atm de presión y 25°C. Con la constante podemos calcular la concentración de cada uno de los iones en la solución.

👉 La concentración molar de iones protio [H⁺] en neutralidad es igual a 10^-7,

👉 una solución será ácida si la concentración molar de iones protio [H⁺] es mayor que 10^-7,

👉 una solución será básica si la concentración molar de iones protio [H⁺] es menor que 10^-7.

Como el término que más nos importa es la potencia, se emplea una variable logarítmica inversa para hacer estas estimaciones más fácilmente llamado pH también llamado potencial de hidrógeno.

Mezclando un ácido y agua

Si tenemos una mezcla de ácidos, la cantidad se iones protio totales deben ser iguales a la suma de aportes del ácido y del agua, pero en términos de sus cantidades de sustancia.

Sin embargo, los ácidos normalmente aportan varios ordenes de magnitud más protones que la propia agua, y, por ende, normalmente ignoramos el aporte del agua a la acidez general de un líquido acuoso.

La aproximación anterior es solo válida si el aporte de un ácido supera como mínimo 10 veces los moles que aportaría el agua. Adicionalmente, si tenemos un ácido mezclado en agua, su constante de disociación ácida Ka podrá igualarse al producto iónico del agua Kw pues estarán involucrados los iones de hidrógeno e hidróxido junto con el ácido conjugado.

Química de Chang 10

✔ Ejemplo 15.2. La concentración de iones OH^- en cierta solución de limpieza de amoníaco doméstico es de 0.0025 M. Calcula la concentración de iones H⁺.

✔ Práctica 15.2. Calcular la concentración de iones OH^- en una disolución de HCl cuya concentración de iones de hidrógeno es 1.3 M.

6. Introducción a la teoría de Lewis | 🍊 Teoría ácido-base | Joseleg

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Las definiciones en la teoría son un poco diferentes:

👉 Un ácido de Lewis es una sustancia que tienden a ser positiva como (H⁺(ac)) y debido a su carga tiende a aceptar electrones o sustitutos con cargas negativas. Tenga en cuenta que la carga negativa puede ser evidente o implícita debido a la organización molecular. Por ejemplo, el amoníaco es técnicamente neutro, pero su geometría piramidal expone una cabeza negativa de oxígeno que funcionara como un par de electrones aceptables por el ácido de Lewis. Tal como el protón, los ácidos de Lewis se caracterizan por tener un orbital completo vacío que permite la acepción de una pareja de electrones en un enlace covalente coordinado.

👉 Una base de Lewis es una sustancia que tiende a ser negativa como (OH^—(ac)) y debido a su carga tiende a aceptar protones y otros equivalentes de carga positiva, decimos que son donantes de electrones ya que tienen pares de electrones que encajan en los orbitales vacíos de los ácidos de Lewis.

G. N. Lewis fue el primero en notar este aspecto de las reacciones ácido-base. Propuso una definición más general de ácidos y bases que enfatiza el par de electrones compartido: un ácido de Lewis es un receptor de pares de electrones (una cosa positiva), y una base de Lewis es un donante de pares de electrones (una cosa negativa o que tiene electrones desparejados que generan negatividad práctica, aunque la molécula aparente ser neutra).

Cada base que hemos discutido hasta ahora, ya sea OH^—, H₂O, un alcaloide o un anión, es un donante de pares de electrones (absorben entes positivos como el ion protio). Todo lo que es una base en el sentido de Brønsted – Lowry (un aceptor de protones) es también una base en el sentido de Lewis (un donante de pares de electrones). En la teoría de Lewis, sin embargo, una base puede donar su par de electrones a algo que no sea el ion protio. La definición de Lewis, por lo tanto, aumenta en gran medida el número de especies que pueden considerarse ácidos; en otras palabras, el ion protio es un ácido de Lewis, pero no el único. Por ejemplo, la reacción entre NH₃ y BF₃ ocurre porque BF₃ tiene un orbital vacante en su capa de valencia. Por lo tanto, actúa como un aceptor de pares de electrones (un ácido de Lewis) hacia NH₃, que dona el par de electrones. Por lo tanto, si una molécula tiene un orbital vacío puede considerarse un ácido de Lewis, al igual que todos los iones positivos.

Nuestro énfasis a lo largo de este capítulo ha estado en el agua como solvente y en el protón como fuente de propiedades ácidas. En tales casos, encontramos que la definición de ácidos y bases de Brønsted – Lowry es la más útil. De hecho, cuando hablamos de una sustancia como ácida o básica, generalmente pensamos en soluciones acuosas y usamos estos términos en el sentido de Arrhenius o Brønsted – Lowry. La ventaja de las definiciones de Lewis de ácido y base es que nos permiten tratar una variedad más amplia de reacciones. Para evitar confusiones con la nomenclatura química de las sales, una sustancia como BF₃ rara vez se llama ácido, a menos que sea claro por el contexto de la definición de Lewis para ácido. En cambio, las sustancias que funcionan como aceptores de pares de electrones se denominan explícitamente como “ácidos de Lewis”.

El concepto ácido-base de Lewis permite que muchas ideas desarrolladas en este capítulo se utilicen más ampliamente en química, incluidas las reacciones en solventes distintos al agua. Si toma un curso de química orgánica avanzada, verá una serie de reacciones importantes que requieren la presencia de un ácido de Lewis para poder continuar. La interacción de pares solitarios en una molécula o ion con orbitales vacantes en otra molécula o ion es uno de los conceptos más importantes en química, como verá a lo largo de sus estudios.

5. La constante de disociación ácida Ka | 🍊 Teoría ácido-base | Joseleg

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A diferencia de lo que sucede en el capítulo de equilibrio químico en el capítulo de ácidos y bases tenemos una ventaja monumental, y es el hecho de que las ecuaciones químicas describen las dos disociaciones de ácidos y bases tienden a la estandarización de allí que las ecuaciones de equilibrio químico también van tender a estandarizarse. La constante de equilibrio Kc específica para la disociación de ácido:

… va a recibir un símbolo propio, aunque funciona exactamente igual que la anterior, y la vamos a dominar Ka o constante de disociación ácida.

Podemos usar la constante de equilibrio Ka para modelarla tanto para ácidos fuertes o débiles.

👉 Un ácido fuerte tendrá una constante de equilibrio que tienden al infinito, y, por ende, se favorece infinitamente la producción de protones y la base conjugada A, sin que sea apreciable la reacción reversa.

👉 Una base fuerte es aquella que tiene una constante de equilibrio tiende infinitamente hacia cero, y por ende se favorece infinitamente el consumo de protones para formar el ácido conjugado (HA).

👉 En general los ácidos débiles tienen constantes de equilibrio menores a 1, pero mediblemente superiores a cero, aunque sí que pueden llegar a ser bastante pequeñas.

👉 Como todos estos análisis los hacemos con la constante de equilibrio definida para el ácido en la ecuación (4.6.), la constante de equilibrio recibe el nombre de constante de disociación ácida o ( K_a ). Algunos valores de la constante son prácticamente infinitos o infinitesimalmente pequeños para ácidos y bases fuertes, otros no tan fuertes siguen teniendo valores altos y se emplea un ponderador para manejar estos valores de manera más cómoda:

El ( pK_a ) se denomina como potencial de la constante ácida, y nos indicará una aproximación a la potencia de la notación científica

Tabla 5‑1. Constantes de disociación ácida y potenciales de disociación ácida de varios ácidos y bases comunes.

Tipos de ácidos y efecto de su estructura molecular

Efecto de los oxígenos

Por lo general, los ácidos se pueden clasificar en monoproticos, polipróticos, con oxígeno y sin oxígeno, binarios, ternarios y orgánicos. Pese a que la teoría de Lavoisier de los ácidos quedó obsoleta, si hay que decir que los oxígenos influencian fuertemente el comportamiento de los protones dentro de un ácido, pero igual, vamos por partes.

Para entender esto debemos recordar que entre más polar es un enlace y más tendiente al estado iónico es más fácil de fracturarlo. De esta forma, cuando se analiza la estructura de un ácido, debe prestarse especial atención al grupo de átomos que se encuentran al lado del protón pues todos lo afectan. Muchos ácidos tienen sus protones muy cerca a los oxígenos, los cuales poseen regiones de densidad negativa muy alta, lo cual tiende a retener electrones y a liberar protones con mayor facilidad. En resumidas cuentas, entre más oxígenos y otros átomos de gran electronegatividad se encuentren cercanos al protón con mayor facilidad este se podrá retirar de la molécula.

Efecto del radio atómico

Los ácidos binarios son aquellos hidruros entre halógenos y anfígenos, o puesto de otra manera sustancias de dos elementos, hidrógeno con estado de oxidación positivo y algún elemento del grupo del flúor o del oxígeno en su estado de oxidación negativo.

Otro de los aspectos que afectan a la fuerza de los ácidos es el radio atómico del átomo que sirve como núcleo del ácido, si se considera a los halógenos “flúor, cloro, bromo y yodo se entiende que el volumen atómico aumenta de arriba hacia abajo, donde el flúor es el más pequeño y el yodo el más grande. Experimentalmente se ha determinado que los ácidos más fuertes son aquellos a los que los protones se encuentran unidos a un elemento con un volumen más grande. De esta manera el más fuerte de los ácidos binarios de los halógenos es el yodo y el más débil el del flúor.

Efecto de la electronegatividad

Cuando se analiza las filas, el tamaño del átomo no afecta tanto la fuerza de los ácidos, pero otra propiedad periódica se vuelve importante y es la electronegatividad. Si el átomo central del ácido binario es más electronegativo, la fuerza del ácido aumenta. De esta manera si se compara al ácido fluorhídrico con el ácido oxhídrico “agua”, el primero es un ácido más fuerte que el segundo puesto que el flúor es más electronegativo que el primero.

Perdida de la acidez en ácidos polipróticos

Los ácidos polipróticos son aquellos que poseen más de un portón para ser cedido. Por lo general se generan dos iones uno por cada ronda de disociación. El punto importante es que cuando se pierde un protón la capacidad para ceder el siguiente disminuye. En otras palabras, los ácidos polipróticos pierden acidez a medida que pierden protones.