16.6: Ácidos débiles

La ionización de ácidos débiles y bases débiles

 

Muchos ácidos y bases son débiles; es decir, no se ionizan completamente en solución acuosa. Una solución de un ácido débil en agua es una mezcla del ácido no ionizado, el ion hidronio y la base conjugada del ácido, con el ácido no ionizado presente en la mayor concentración. Por lo tanto, un ácido débil aumenta la concentración de iones hidronio en una solución acuosa (pero no tanto como la misma cantidad de un ácido fuerte).

 

El ácido acético ( ( ce {CH3CO2H} )) es un ácido débil. Cuando agregamos ácido acético al agua, se ioniza en pequeña medida según la ecuación:

 

[ ce {CH3CO2H} (aq) + ce {H2O} (l) ⇌ ce {H3O +} (aq) + ce {CH3CO2 -} (aq) ]

 

dando una mezcla de equilibrio con la mayoría del ácido presente en la forma no ionizada (molecular). Este equilibrio, como otros equilibrios, es dinámico; las moléculas de ácido acético donan iones de hidrógeno a las moléculas de agua y forman iones de hidronio e iones de acetato al mismo ritmo que los iones de hidronio donan iones de hidrógeno a iones de acetato para reformar las moléculas de ácido acético y las moléculas de agua. Podemos medir, midiendo el pH de una solución acuosa de concentración conocida, que solo una fracción del ácido débil se ioniza en cualquier momento (Figura ( PageIndex {4} )). El ácido débil restante está presente en la forma no ionizada.

 

Para el ácido acético, en equilibrio:

 

[K_ ce {a} = ce { dfrac {[H3O +] [CH3CO2-]} {[CH3CO2H]}} = 1.8 veces 10 ^ {- 5} ]

 

  

 

     

     

         

             

             

         

     

     

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

     

 

Tabla ( PageIndex {1} ): Constantes de ionización de algunos ácidos débiles

Reacción de ionización	K a a 25 ° C
( ce {HSO4- + H2O ⇌ H3O + + SO4 ^ 2 -} )	1,2 × 10 −2
( ce {HF + H2O ⇌ H3O + + F -} )	3,5 × 10 −4
( ce {HNO2 + H2O ⇌ H3O + + NO2 -} )	4,6 × 10 −4
( ce {HNCO + H2O ⇌ H3O + + NCO -} )	2 × 10 −4
( ce {HCO2H + H2O ⇌ H3O + + HCO2 -} )	1,8 × 10 −4
( ce {CH3CO2H + H2O ⇌ H3O + + CH3CO2 -} )	1,8 × 10 −5
( ce {HCIO + H2O ⇌ H3O + + CIO -} )	2,9 × 10 −8
( ce {HBrO + H2O ⇌ H3O + + BrO -} )	2,8 × 10 −9
( ce {HCN + H2O ⇌ H3O + + CN -} )	4,9 × 10 −10

 

La tabla ( PageIndex {1} ) da las constantes de ionización para varios ácidos débiles; constantes de ionización adicionales se pueden encontrar en la Tabla E1.

 

En equilibrio, una solución de una base débil en agua es una mezcla de la base no ionizada, el ácido conjugado de la base débil y el ion hidróxido con la base no ionizada presente en la mayor concentración. Por lo tanto, una base débil aumenta la concentración de iones hidróxido en una solución acuosa (pero no tanto como la misma cantidad de una base fuerte).

 

Por ejemplo, una solución de la base débil trimetilamina, (CH ₃ ) ₃ N, en agua reacciona de acuerdo con la ecuación:

 

[ ce {(CH3) 3N} (aq) + ce {H2O} (l) ⇌ ce {(CH3) 3NH +} (aq) + ce {OH -} (aq) ] [ 19459010]

 

Esto proporciona una mezcla de equilibrio con la mayor parte de la base presente como la amina no ionizada. Este equilibrio es análogo al descrito para los ácidos débiles.

 

Podemos confirmar midiendo el pH de una solución acuosa de una base débil de concentración conocida que solo una fracción de la base reacciona con el agua (Figura 14.4.5). La base débil restante está presente como la forma sin reaccionar. La constante de equilibrio para la ionización de una base débil, K _b , se llama constante de ionización de la base débil, y es igual al cociente de reacción cuando la reacción está en equilibrio. Para trimetilamina, en equilibrio:

 

[K_ ce {b} = ce { dfrac {[(CH3) 3NH +] [OH-]} {[(CH3) 3N]}} ]

 

  

 

Las constantes de ionización de varias bases débiles se dan en la Tabla ( PageIndex {2} ) y la Tabla E2.

 

     

     

         

             

             

         

     

     

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

         

             

             

         

     

 

Tabla ( PageIndex {2} ): Constantes de ionización de algunas bases débiles

Reacción de ionización	K b a 25 ° C
( ce {(CH3) 2NH + H2O ⇌ (CH3) 2NH2 + + OH -} )	5,9 × 10 −4
( ce {CH3NH2 + H2O ⇌ CH3NH3 + + OH -} )	4,4 × 10 −4
( ce {(CH3) 3N + H2O ⇌ (CH3) 3NH + + OH -} )	6,3 ​​× 10 −5
( ce {NH3 + H2O ⇌ NH4 + + OH -} )	1,8 × 10 −5
( ce {C6H5NH2 + H2O ⇌ C6N5NH3 + + OH -} )	4,3 × 10 −10

 

 

Ejemplo ( PageIndex {3} ): Determinación de K _a a partir de Concentraciones de equilibrio

 

El ácido acético es el ingrediente principal del vinagre; Por eso sabe agrio. En equilibrio, una solución contiene [CH ₃ CO ₂ H] = 0.0787 M y ( ce {[H3O +]} = ce {[CH3CO2 -]} = 0.00118 : M ). ¿Cuál es el valor de K _a para el ácido acético?

 

  

 

Solución

 

Se nos pide que calculemos una constante de equilibrio a partir de las concentraciones de equilibrio. En equilibrio, el valor de la constante de equilibrio es igual al cociente de reacción para la reacción:

 

[ ce {CH3CO2H} (aq) + ce {H2O} (l) ⇌ ce {H3O +} (aq) + ce {CH3CO2 -} (aq) ]

 

[K_ ce {a} = ce { dfrac {[H3O +] [CH3CO2-]} {[CH3CO2H]}} = dfrac {(0.00118) (0.00118)} {0.0787} = 1.77 × 10 ^ {- 5} ]

 

 

 

Ejercicio ( PageIndex {3} )

 

¿Cuál es la constante de equilibrio para la ionización del ion ( ce {HSO4 -} ), el ácido débil utilizado en algunos limpiadores domésticos:

 

[ ce {HSO4 -} (aq) + ce {H2O} (l) ⇌ ce {H3O +} (aq) + ce {SO4 ^ 2 -} (aq) ]

 

En una mezcla de NaHSO ₄ y Na ₂ SO ₄ en equilibrio, ( ce {[H3O +]} ) = 0.027 [19459032 ] M ; ( ce {[HSO4-]} = 0.29 : M ); y ( ce {[SO4 ^ 2-]} = 0.13 : M ).

 

     

Respuesta

     

     

(K_a ) para ( ce {HSO_4 ^ -} = 1.2 × times 10 ^ {- 2} )

     

 

 

 

 

Ejemplo ( PageIndex {4} ): Determinación de K _b a partir de las concentraciones de equilibrio

 

Cafeína, C ₈ H ₁₀ N ₄ O ₂ es una base débil. ¿Cuál es el valor de K _b para cafeína si una solución en equilibrio tiene [C ₈ H ₁₀ N _{4 [ 19459035] O 2 ] = 0.050 M , ( ce {[C8H10N4O2H +]} ) = 5.0 × 10 ⁻³ M ] y [OH ^– ] = 2.5 × 10 ⁻³ M ?}

 

Solución

 

En equilibrio, el valor de la constante de equilibrio es igual al cociente de reacción para la reacción:

 

[ ce {C8H10N4O2} (aq) + ce {H2O} (l) ⇌ ce {C8H10N4O2H +} (aq) + ce {OH -} (aq) ]

 

[K_ ce {b} = ce { dfrac {[C8H10N4O2H +] [OH-]} {[C8H10N4O2]}} = dfrac {(5.0 × 10 ^ {- 3}) (2.5 × 10 ^ {- 3})} {0.050} = 2.5 × 10 ^ {- 4} ]

 

 

 

Ejercicio ( PageIndex {4} )

 

¿Cuál es la constante de equilibrio para la ionización del ion ( ce {HPO4 ^ 2 -} ), una base débil:

 

[ ce {HPO4 ^ 2 -} (aq) + ce {H2O} (l) ⇌ ce {H2PO4 -} (aq) + ce {OH -} (aq) ]

 

En una solución que contiene una mezcla de NaH ₂ PO ₄ y Na ₂ HPO ₄ en equilibrio, [OH [19459039 ] – ] = 1.3 × 10 ⁻⁶ M ; ( ce {[H2PO4-]} = 0.042 : M ); y ( ce {[HPO4 ^ 2-]} = 0.341 : M ).

 

     

Respuesta

     

     

K _b para ( ce {HPO4 ^ 2 -} = 1.6 × 10 ^ {- 7} )

     

 

 

 

 

Ejemplo ( PageIndex {5} ): Determinación de K _a o K _b a partir del pH

 

El pH de una solución de ácido nitroso 0,0516- M , ( ce {HNO2} ), es 2,34. ¿Cuál es su K _a ?

 

[ ce {HNO2} (aq) + ce {H2O} (l) ⇌ ce {H3O +} (aq) + ce {NO2 -} (aq) ]

 

Solución

 

Determinamos una constante de equilibrio comenzando con las concentraciones iniciales de HNO ₂ , ( ce {H3O +} ) y ( ce {NO2 -} ), así como una de las concentraciones finales, la concentración de iones hidronio en equilibrio. (Recuerde que el pH es simplemente otra forma de expresar la concentración de ion hidronio).

 

Podemos resolver este problema con los siguientes pasos en los que x es un cambio en la concentración de una especie en la reacción:

 

 

Podemos resumir las diversas concentraciones y cambios como se muestra aquí (la concentración de agua no aparece en la expresión de la constante de equilibrio, por lo que no necesitamos considerar su concentración):

 

 

Para obtener los diversos valores en la tabla ICE (Inicial, Cambio, Equilibrio), primero calculamos ( ce {[H3O +]} ), la concentración de equilibrio de ( ce {H3O +} ), a partir de el pH:

 

[ ce {[H3O +]} = 10 ^ {- 2.34} = 0.0046 : M ]

 

El cambio en la concentración de ( ce {H3O +} ), (x _ { ce {[H3O +]}} ), es la diferencia entre la concentración de equilibrio de H ₃ O ⁺ , que determinamos a partir del pH y la concentración inicial, ( mathrm {[H_3O ^ +] _ i} ). La concentración inicial de ( ce {H3O +} ) es su concentración en agua pura, que es mucho menor que la concentración final que la aproximamos a cero (~ 0).

 

El cambio en la concentración de ( ce {NO2 -} ) es igual al cambio en la concentración de ( ce {[H3O +]} ). Por cada 1 mol de ( ce {H3O +} ) que se forma, se forma 1 mol de ( ce {NO2 -} ). La concentración de equilibrio de HNO ₂ es igual a su concentración inicial más el cambio en su concentración.

 

Ahora podemos completar la tabla ICE con las concentraciones en equilibrio, como se muestra aquí:

 

 

Finalmente, calculamos el valor de la constante de equilibrio utilizando los datos de la tabla:

 

[K_ ce {a} = ce { dfrac {[H3O +] [NO2-]} {[HNO2]}} = dfrac {(0.0046) (0.0046)} {(0.0470)} = 4.5 × 10 ^ {- 4} ]

 

 

 

Ejercicio ( PageIndex {5} )

 

El pH de una solución de amoníaco doméstico, una solución de 0.950- M de NH _3, es 11.612. Qué es K _b para NH ₃ .

 

     

Respuesta

     

     

(K_b = 1,8 × 10 ^ {- 5} )

     

 

 

 

 

Ejemplo ( PageIndex {6} ): Concentraciones de equilibrio en una solución de un ácido débil

 

El ácido fórmico, HCO ₂ H, es el irritante que causa la reacción del cuerpo a las picaduras de hormigas.

 

  

 

¿Cuál es la concentración de iones hidronio y el pH en una solución de ácido fórmico 0.534- M ?

 

[ ce {HCO2H} (aq) + ce {H2O} (l) ⇌ ce {H3O +} (aq) + ce {HCO2 -} (aq) hspace {20px} K_ ce { a} = 1.8 × 10 ^ {- 4} ]

 

Soluti en

 

1. Determine xy las concentraciones de equilibrio . La expresión de equilibrio es:

 

[ ce {HCO2H} (aq) + ce {H2O} (l) ⇌ ce {H3O +} (aq) + ce {HCO2 -} (aq) ]

 

La concentración de agua no aparece en la expresión de la constante de equilibrio, por lo que no necesitamos considerar su cambio de concentración al configurar la tabla ICE.

 

La tabla muestra las concentraciones iniciales (concentraciones antes de que el ácido se ionice), los cambios en la concentración y las concentraciones de equilibrio que siguen (los datos dados en el problema aparecen en color):

 

 

2. Resolver para x y las concentraciones de equilibrio. En equilibrio:

 

[ begin {align *} K_ ce {a} & = 1.8 × 10 ^ {- 4} = ce { dfrac {[H3O +] [HCO2-]} {[HCO2H]}} \ [4pt] & = dfrac {(x) (x)} {0.534 − x} = 1.8 × 10 ^ {- 4} end {align *} ]

 

Ahora resuelve para x . Debido a que la concentración inicial de ácido es razonablemente grande y K _a es muy pequeña, suponemos que x << 0.534, que permite us para simplificar el término del denominador como (0.534 – x ) = 0.534. Esto da:

 

[K_ ce {a} = 1.8 × 10 ^ {- 4} = dfrac {x ^ {2}} {0.534} ]

 

Resuelva para x de la siguiente manera:

 

[x ^ 2 = 0.534 × (1.8 × 10 ^ {- 4}) = 9.6 × 10 ^ {- 5} \ [4pt] x = sqrt {9.6 × 10 ^ {- 5}} [4pt] = 9.8 × 10 ^ {- 3} ]

 

 

Para verificar la suposición de que (x ) es pequeño en comparación con 0.534, calculamos:

 

[ begin {align *} dfrac {x} {0.534} & = dfrac {9.8 × 10 ^ {- 3}} {0.534} \ [4pt] & = 1.8 × 10 ^ {- 2 } , textrm {(1.8% de 0.534)} end {align *} ]

 

x es menos del 5% de la concentración inicial; La suposición es válida.

 

We find the equilibrium concentration of hydronium ion in this formic acid solution from its initial concentration and the change in that concentration as indicated in the last line of the table:

 

[begin{align*} ce{[H3O+]} &=~0+x=0+9.8×10^{−3}:M. \[4pt] &=9.8×10^{−3}:M end{align*}]

 

The pH of the solution can be found by taking the negative log of the (ce{[H3O+]}), so:

 

(pH = −log(9.8×10^{−3})=2.01)

 

 

 

Exercise (PageIndex{6}): acetic acid

 

Only a small fraction of a weak acid ionizes in aqueous solution. What is the percent ionization of acetic acid in a 0.100- M solution of acetic acid, CH ₃ CO ₂ H?

 

[ce{CH3CO2H}(aq)+ce{H2O}(l)⇌ce{H3O+}(aq)+ce{CH3CO2-}(aq) hspace{20px} K_ce{a}=1.8×10^{−5} ]

 

     

Hint

     

     

Determine (ce{[CH3CO2- ]}) at equilibrium.) Recall that the percent ionization is the fraction of acetic acid that is ionized × 100, or (ce{dfrac{[CH3CO2- ]}{[CH3CO2H]_{initial}}}×100).

     

 

 

     

Answer

     

     

percent ionization = 1.3%

     

 

 

 

The following example shows that the concentration of products produced by the ionization of a weak base can be determined by the same series of steps used with a weak acid.

 

 

Example (PageIndex{7}): Equilibrium Concentrations in a Solution of a Weak Base

 

Find the concentration of hydroxide ion in a 0.25- M solution of trimethylamine, a weak base:

 

[ce{(CH3)3N}(aq)+ce{H2O}(l)⇌ce{(CH3)3NH+}(aq)+ce{OH-}(aq) hspace{20px} K_ce{b}=6.3×10^{−5} ]

 

Solution This problem requires that we calculate an equilibrium concentration by determining concentration changes as the ionization of a base goes to equilibrium. The solution is approached in the same way as that for the ionization of formic acid in Example (PageIndex{6}). The reactants and products will be different and the numbers will be different, but the logic will be the same:

 

 

1. Determine x and equilibrium concentrations . The table shows the changes and concentrations:

 

 

2. Solve for x and the equilibrium concentrations . At equilibrium:

 

[K_ce{b}=ce{dfrac{[(CH3)3NH+][OH- ]}{[(CH3)3N]}}=dfrac{(x)(x)}{0.25−x=}6.3×10^{−5} ]

 

If we assume that x is small relative to 0.25, then we can replace (0.25 − x ) in the preceding equation with 0.25. Solving the simplified equation gives:

 

[x=4.0×10^{−3} ]

 

This change is less than 5% of the initial concentration (0.25), so the assumption is justified.

 

Recall that, for this computation, x is equal to the equilibrium concentration of hydroxide ion in the solution (see earlier tabulation):

 

[(ce{[OH- ]}=~0+x=x=4.0×10^{−3}:M ]

 

[=4.0×10^{−3}:M ]
 

Then calculate pOH as follows:

 

[ce{pOH}=−log(4.3×10^{−3})=2.40 ]

 

Using the relation introduced in the previous section of this chapter:

 

[mathrm{pH + pOH=pmathit{K}_w=14.00} ]

 

permits the computation of pH:

 

[mathrm{pH=14.00−pOH=14.00−2.37=11.60} ]

 

Check the work . A check of our arithmetic shows that K _b = 6.3 × 10 ⁻⁵ .

 

 

 

 

 

 

Exercise (PageIndex{7})

 

     
1. Show that the calculation in Step 2 of this example gives an x of 4.3 × 10 ⁻³ and the calculation in Step 3 shows K _b = 6.3 × 10 ⁻⁵ .

     

2. Find the concentration of hydroxide ion in a 0.0325- M solution of ammonia, a weak base with a K _b of 1.76 × 10 ⁻⁵ . Calculate the percent ionization of ammonia, the fraction ionized × 100, or (ce{dfrac{[NH4+]}{[NH3]}}×100 %)

 

 

     

Answer a

     

     

(7.56 × 10^{−4}, M), 2.33%

     

     

Answer b

     

     

2.33%

     

 

 

 

Some weak acids and weak bases ionize to such an extent that the simplifying assumption that x is small relative to the initial concentration of the acid or base is inappropriate. As we solve for the equilibrium concentrations in such cases, we will see that we cannot neglect the change in the initial concentration of the acid or base, and we must solve the equilibrium equations by using the quadratic equation.

 

 

Example (PageIndex{8}): Equilibrium Concentrations in a Solution of a Weak Acid

 

Sodium bisulfate, NaHSO ₄ , is used in some household cleansers because it contains the (ce{HSO4-}) ion, a weak acid. What is the pH of a 0.50- M solution of (ce{HSO4-})?

 

[ce{HSO4-}(aq)+ce{H2O}(l)⇌ce{H3O+}(aq)+ce{SO4^2-}(aq) hspace{20px} K_ce{a}=1.2×10^{−2} ]

 

Soluti on

 

We need to determine the equilibrium concentration of the hydronium ion that results from the ionization of (ce{HSO4-}) so that we can use (ce{[H3O+]}) to determine the pH. As in the previous examples, we can approach the solution by the following steps:

 

 

1. Determine x and equilibrium concentrations . This table shows the changes and concentrations:

 

 

2. Solve for x and the concentrations .

 

As we begin solving for x , we will find this is more complicated than in previous examples. As we discuss these complications we should not lose track of the fact that it is still the purpose of this step to determine the value of x .

 

At equilibrium:

 

[K_ce{a}=1.2×10^{−2}=ce{dfrac{[H3O+][SO4^2- ]}{[HSO4- ]}}=dfrac{(x)(x)}{0.50−x} ]

 

If we assume that x is small and approximate (0.50 − x ) as 0.50, we find:

 

[x=7.7×10^{−2} ]

 

When we check the assumption, we confirm:

 

[dfrac{x}{mathrm{[HSO_4^- ]_i}} overset{?}{le} 0.05 ]

 

which for this system is

 

[dfrac{x}{0.50}=dfrac{7.7×10^{−2}}{0.50}=0.15(15%) ]

 

The value of (x) is not less than 5% of 0.50, so the assumption is not valid. We need the quadratic formula to find (x).

 

The equation:

 

[K_ce{a}=1.2×10^{−2}=dfrac{(x)(x)}{0.50−x} ]

 

gives

 

[6.0×10^{−3}−1.2×10^{−2}x=x^{2+} ]

 

or

 

[x^{2+}+1.2×10^{−2}x−6.0×10^{−3}=0 ]

 

This equation can be solved using the quadratic formula. For an equation of the form

 

[ax^{2+} + bx + c=0, ]
 

x is given by the equation:

 

[x=dfrac{−b±sqrt{b^{2+}−4ac}}{2a} ]

 

In this problem, a = 1, b = 1.2 × 10 ⁻³ , and c = −6.0 × 10 ⁻³ .

 

Solving for x gives a negative root (which cannot be correct since concentration cannot be negative) and a positive root:

 

[x=7.2×10^{−2} ]

 

Now determine the hydronium ion concentration and the pH:

 

[begin{align*} ce{[H3O+]} &=~0+x=0+7.2×10^{−2}:M \[4pt] &=7.2×10^{−2}:M end{align*}]

 

The pH of this solution is:

 

[mathrm{pH=−log[H_3O^+]=−log7.2×10^{−2}=1.14} ]

 

 

 

 

Exercise (PageIndex{8})

 

     
1. Show that the quadratic formula gives (x = 7.2 × 10^{−2}).

     

2. Calculate the pH in a 0.010- M solution of caffeine, a weak base:

 

 

[ce{C8H10N4O2}(aq)+ce{H2O}(l)⇌ce{C8H10N4O2H+}(aq)+ce{OH-}(aq) hspace{20px} K_ce{b}=2.5×10^{−4} ]

 

     

Hint

     

     

It will be necessary to convert [OH ⁻ ] to (ce{[H3O+]}) or pOH to pH toward the end of the calculation.

     

 

 

     

Answer

     

     

pH 11.16

     

 

 

 

The Relative Strengths of Strong Acids and Bases

 

Strong acids, such as HCl, HBr, and HI, all exhibit the same strength in water. The water molecule is such a strong base compared to the conjugate bases Cl ⁻ , Br ⁻ , and I ⁻ that ionization of these strong acids is essentially complete in aqueous solutions. In solvents less basic than water, we find HCl, HBr, and HI differ markedly in their tendency to give up a proton to the solvent. For example, when dissolved in ethanol (a weaker base than water), the extent of ionization increases in the order HCl < HBr < HI, and so HI is demonstrated to be the strongest of these acids. The inability to discern differences in strength among strong acids dissolved in water is known as the leveling effect of water .

 

Water also exerts a leveling effect on the strengths of strong bases. For example, the oxide ion, O ²⁻ , and the amide ion, (ce{NH2-}), are such strong bases that they react completely with water:

 

[ce{O^2-}(aq)+ce{H2O}(l)⟶ce{OH-}(aq)+ce{OH-}(aq)]

 

[ce{NH2-}(aq)+ce{H2O}(l)⟶ce{NH3}(aq)+ce{OH-}(aq)]

 

Thus, O ²⁻ and (ce{NH2-}) appear to have the same base strength in water; they both give a 100% yield of hydroxide ion.

 

In the absence of any leveling effect, the acid strength of binary compounds of hydrogen with nonmetals (A) increases as the H-A bond strength decreases down a group in the periodic table. For group 17, the order of increasing acidity is HF < HCl < HBr < HI. Likewise, for group 16, the order of increasing acid strength is H ₂ O < H ₂ S < H ₂ Se < H ₂ Te. Across a row in the periodic table, the acid strength of binary hydrogen compounds increases with increasing electronegativity of the nonmetal atom because the polarity of the H-A bond increases. Thus, the order of increasing acidity (for removal of one proton) across the second row is CH ₄ < NH ₃ < H ₂ O < HF; across the third row, it is SiH ₄ < PH ₃ < H ₂ S < HCl (see Figure (PageIndex{6})).

 

 

Compounds containing oxygen and one or more hydroxyl (OH) groups can be acidic, basic, or amphoteric, depending on the position in the periodic table of the central atom E, the atom bonded to the hydroxyl group. Such compounds have the general formula O _n E(OH) _m , and include sulfuric acid, O ₂ S(OH) ₂ , sulfurous acid, OS(OH) ₂ , nitric acid, O ₂ NOH, perchloric acid, O ₃ ClOH, aluminum hydroxide, Al(OH) ₃ , calcium hydroxide, Ca(OH) ₂ , and potassium hydroxide, KOH:

 

 

If the central atom, E, has a low electronegativity, its attraction for electrons is low. Little tendency exists for the central atom to form a strong covalent bond with the oxygen atom, and bond a between the element and oxygen is more readily broken than bond b between oxygen and hydrogen. Hence bond a is ionic, hydroxide ions are released to the solution, and the material behaves as a base—this is the case with Ca(OH) ₂ and KOH. Lower electronegativity is characteristic of the more metallic elements; hence, the metallic elements form ionic hydroxides that are by definition basic compounds.

 

If, on the other hand, the atom E has a relatively high electronegativity, it strongly attracts the electrons it shares with the oxygen atom, making bond a relatively strongly covalent. The oxygen-hydrogen bond, bond b , is thereby weakened because electrons are displaced toward E. Bond b is polar and readily releases hydrogen ions to the solution, so the material behaves as an acid. High electronegativities are characteristic of the more nonmetallic elements. Thus, nonmetallic elements form covalent compounds containing acidic −OH groups that are called oxyacids .

 

Increasing the oxidation number of the central atom E also increases the acidity of an oxyacid because this increases the attraction of E for the electrons it shares with oxygen and thereby weakens the O-H bond. Sulfuric acid, H ₂ SO ₄ , or O ₂ S(OH) ₂ (with a sulfur oxidation number of +6), is more acidic than sulfurous acid, H ₂ SO ₃ , or OS(OH) ₂ (with a sulfur oxidation number of +4). Likewise nitric acid, HNO ₃ , or O ₂ NOH (N oxidation number = +5), is more acidic than nitrous acid, HNO ₂ , or ONOH (N oxidation number = +3). In each of these pairs, the oxidation number of the central atom is larger for the stronger acid (Figure (PageIndex{7})).

 

  

 

Hydroxy compounds of elements with intermediate electronegativities and relatively high oxidation numbers (for example, elements near the diagonal line separating the metals from the nonmetals in the periodic table) are usually amphoteric. This means that the hydroxy compounds act as acids when they react with strong bases and as bases when they react with strong acids. The amphoterism of aluminum hydroxide, which commonly exists as the hydrate Al(H ₂ O) ₃ (OH) ₃ , is reflected in its solubility in both strong acids and strong bases. In strong bases, the relatively insoluble hydrated aluminum hydroxide, Al(H ₂ O) ₃ (OH) ₃ , is converted into the soluble ion, (ce{[Al(H2O)2(OH)4]-}) , by reaction with hydroxide ion:

 

[[ce{Al(H2O)3(OH)3}(aq)+ce{OH-}(aq)⇌ce{H2O}(l)+ce{[Al(H2O)2(OH)4]-}(aq)]

 

In this reaction, a proton is transferred from one of the aluminum-bound H ₂ O molecules to a hydroxide ion in solution. The Al(H ₂ O) ₃ (OH) ₃ compound thus acts as an acid under these conditions. On the other hand, when dissolved in strong acids, it is converted to the soluble ion (ce{[Al(H2O)6]^3+}) by reaction with hydronium ion:

 

[ce{3H3O+}(aq)+ce{Al(H2O)3(OH)3}(aq)⇌ce{Al(H2O)6^3+}(aq)+ce{3H2O}(l)]

 

In this case, protons are transferred from hydronium ions in solution to Al(H ₂ O) ₃ (OH) ₃ , and the compound functions as a base.

 

Summary

 

The strengths of Brønsted-Lowry acids and bases in aqueous solutions can be determined by their acid or base ionization constants. Stronger acids form weaker conjugate bases, and weaker acids form stronger conjugate bases. Thus strong acids are completely ionized in aqueous solution because their conjugate bases are weaker bases than water. Weak acids are only partially ionized because their conjugate bases are strong enough to compete successfully with water for possession of protons. Strong bases react with water to quantitatively form hydroxide ions. Weak bases give only small amounts of hydroxide ion. The strengths of the binary acids increase from left to right across a period of the periodic table (CH ₄ < NH ₃ < H ₂ O < HF), and they increase down a group (HF < HCl < HBr < HI). The strengths of oxyacids that contain the same central element increase as the oxidation number of the element increases (H ₂ SO ₃ < H ₂ SO ₄ ). The strengths of oxyacids also increase as the electronegativity of the central element increases [H ₂ SeO ₄ < H ₂ SO ₄ ].

 

 

Key Equations

 

     
• (K_ce{a}=ce{dfrac{[H3O+][A- ]}{[HA]}})

     

• (K_ce{b}=ce{dfrac{[HB+][OH- ]}{[B]}})

     

• (K_a times K_b = 1.0 times 10^{−14} = K_w ,(text{at room temperature}))

     

• (textrm{Percent ionization}=ce{dfrac{[H3O+]_{eq}}{[HA]_0}}×100)