Ácido débil

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Constante de ionización de ácidos débiles a 25 °C
Ácido Reacción Constante Ka
Ácido acético CH3COOH ⇌ H++CH3COO- 1,8x10-5
Ácido benzoico C6H5COOH ⇌ H++C6H5COO- 6,4x10-5
Ácido cloroacetico CH2ClOOH ⇌ H++CH2ClOO- 1,4x10-3
Ácido fórmico HCOOH ⇌ H++HCOO- 1,8x10-4
Ácido cianhídrico HCN ⇌ H++CN- 4,9x10-10
Ácido fluorhídrico HF ⇌ H++F- 6,7x10-4
Ácido iódico HIO3 ⇌ H++IO3- 0,17
Ácido nitroso HNO2 ⇌ H++NO2- 4,5x10-4
Ácido propiónico C2H5COOH ⇌ H++C2H5COO- 1,3x10-5
Ácido sulfhídrico H2S ⇌ H++HS- K1= 1,0x10-7
HS- ⇌ H++S- K2= 1,2x10-13
Ácido carbónico H2CO3 ⇌ H++HCO3- K1= 4,2x10-7
HCO3- ⇌ ⇌H++CO3= K2= 6,0x10-11
Ácido fosfórico H3PO4 ⇌ H++H2PO4- K1= 7,5x10-3
H2PO4- ⇌ H++HPO4= K2= 6,2x10-5
HPO4= ⇌ H++PO4 K3= 1,0x10-12
Ácido sulfuroso H2SO3 ⇌ H++HSO3- K1= 1,25x10-5

Un ácido débil es aquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución acuosa.[1] Aporta iones H^+ al medio, pero también es capaz de aceptarlos. Si representáramos el ácido con la fórmula general HA, en una disolución acuosa una cantidad significativa de HA permanece sin disociar, mientras que el resto del ácido se disociará en iones positivos H^+ y negativos A^-, formando un equilibrio ácido-base en la siguiente forma:

\mathrm{ HA_{(aq)} \, \leftrightarrow \, H^+\,_{(aq)} +\, A^-\,_{(aq)} }.

Las concentraciones en equilibrio de reactivos y productos se relacionan mediante la constante de acidez (K_a), cuya expresión es:

\mathrm{ K_a\, =\, \frac {[H^+\,][A^-\,]}{[HA]} }

Cuanto mayor es el valor de K_a, más se favorece la formación de iones H^+, y más bajo es el pH de la disolución. La K_a de los ácidos débiles varía entre 1,80×10-16 y 55,50. Los ácidos con una constante K_a menor de 1,80×10-16 son ácidos más débiles que el agua. Los ácidos con una constante K_a de más de 55,50 se consideran ácidos fuertes y se disocian casi en su totalidad cuando son disueltos en agua.

Ácidos débiles[editar]

La gran mayoría de los ácidos son débiles. Entre ellos, casi todos los ácidos orgánicos. Pueden considerarse ácidos débiles:

Referencias[editar]

Véase también[editar]