equilibrio_acido_base

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Equilibrio Químico Ácido­Base
   
Definición de Arrhenius
• Acids: taste sour and cause dyes to change color.
• Bases: taste bitter and feel soapy.
• Arrhenius: acids increase [H+] bases increase [OH­] in 
solution.
• Arrhenius: acid + base → salt + water.
• Problem: the definition confines us to aqueous solution.
   
Definición de Brønsted­Lowry 
Según Bronsted un ácido es un sustancia que dona protones, en cambio una base, los acepta.
 Aquella especie que resulta cuando un ácido pierde su H+, se llama base  conjugada.
  Aquella  especie  que  resulta  cuando  una  base  gana  un  H+,  (dona  un  OH­),  se  llama  ácido 
conjugado.
H O
H
H O­
+
+
NH
H
H + NH
H
H
H
B                         A                  ácido conj. de B            base conj. de A
   
   
Pares conjugados 
HA(aq) + H2O(l)             H3O
+(aq) + A­(aq)
   
Fuerza relativa 
de ácidos y 
bases 
H+ is the strongest acid 
that can exist in 
equilibrium in aqueous 
solution.
OH­ is the strongest base 
that can exist in 
equilibrium in aqueous 
solution
   
Propiedades ácido­base  del  agua
 Puede actuar como ácido frente a bases  (NH3, NaOH) o como base frente a ácidos  (CH3COOH, 
HCl). El agua es un electrolito débil, mal conductor de la electricidad, pero algo se ioniza:
H2O (l)  OH­ (ac)  +  H+ (ac)                    autoionización del agua
H2O (l) + H2O (l)    OH­ (ac)  +  H3O + (ac) según  Bronsted,  como  pares conjugados
   
Producto ionico del agua 
H2O(l) + H2O(l)             H3O
+(aq) + OH­(aq)
14­
3
­
3
2
2
2
2
­
3
100.1]OH][OH[
]OH][OH[]OH[
]OH[
]OH][OH[
−+
+
+
×==
=×
=
w
eq
eq
K
K
K
A 25ºC
   
Ejercic io ,
  La  concentración  de  iones  OH­  en  una  disolución 
amoniacal de  limpieza domestica es 0,0025 M. Calcule 
la concentración de los H+:
[H+] =  Kw   =  1 10­14   = 4,0 10­12 M
          [OH­]    0,0025 
vemos que [H+] < [OH­], la disolución es básica 
   
XlogXp −=
Operador matemático p 
   
Producto ionico del agua y pH 
A 25ºC
]OHlog[pOH              ]Hlog[]OHlog[pH ­3 −=−=−=
++
•In neutral water at 25 °C, pH = pOH = 7.00.
•In acidic solutions, [H+] > 1.0 × 10­7, so pH < 7.00.
•In basic solutions, [H+] < 1.0 × 10­7, so pH > 7.00.
•The higher the pH, the lower the pOH, the more basic 
the solution
   
   
Producto ionico del agua en función del 
operador p 
pKw = ­log Kw.
 
( )
14pOHpH
14]OHlog[]Hlog[
14]OH][H[logpK
100.1]OH][H[
­
­
w
14­
=+
=−−∴
=−=
×==
+
+
−+
wK
   
Ejercic io ,
             en una botella de vino se halló [H+] = 3.2 10­4 M, inmediatamente después de haberla 
destapado. Sólo se consumió la mitad del vino.  Luego de un mes, expuesta al aire, la otra mitad 
tenía una [H+] = 1,0 10­3 M. Calcule el pH en estas dos ocasiones 
primero:
pHi = ­ log [H+] = ­ log (3.2 10­4 ) = 3.49
después,
pHf =­ log (1,0 10­3 ) = 3.00
bajó el pH ⇒ aumentó [H+]  , esto debido a que el alcohol se transforma en ácido acético
   
Ejercicio ,
El pH de una muestra de agua de lluvia fue 4,82. Calcule [H+].
pH = ­ log [H+]
4,82 = ­ log [H+] ⇒  [H+] = 1,5 10­5 M                                       
Ejerc ic io ,
La [OH­] de una disolución es 2,9 10 –4 M. Calcule el pH
Pero
pH + pOH = 14 
           pH = 14­ pOH = 14­3,54
           pH = 10,46
pOH = ­log [OH­]
        = ­log 2,9 10 –4 
        =  3,54
   
Medición del pH 
Most accurate method to measure pH is to use a pH meter.
• However, certain dyes change color as pH changes.  
These are indicators.
• Indicators are less precise than pH meters.
• Many indicators do not have a sharp color change as a 
function of pH.
• Most indicators tend to be red in more acidic solutions.
   
Colorantes Indicadores de pH
   
Ácidos fuertes 
HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, y H2SO4.
HNO3(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + NO3­(aq)
HNO3(aq) → H+(aq) + NO3­(aq)
TODOS LOS ÁCIDOS FUERTES SON 
ELECTROLITOS FUERTES
• If the molarity of the acid is less than 10­6 M then the autoionization of water 
needs to be taken into account.)
   
Bases  fuertes 
Most ionic hydroxides are strong bases 
(e.g. NaOH, KOH, and Ca(OH)2).
TODOS LAS BASES FUERTES SON 
ELECTROLITOS FUERTES
O2­(aq) + H2O(l) → 2OH­(aq)
H­(aq) + H2O(l) → H2(g) + OH­(aq)
N3­(aq) + H2O(l) → NH3(aq) + 3OH­(aq)
   
 Ejerc ic io,
 Calcule el pH de a) una disolución 1 ∙ 10 –3 M de HCl y  b) de una disolución 0,02 M de Ba (OH)2
a) HCl es fuerte, está totalmente ionizado, es decir
                                      HCl (ac)   →   H+ (ac)    +     Cl­ (ac)
             “inicio”              1 ∙ 10 –3 M             0                     0
inmediatamente                 0               1 ∙ 10 –3 M         1 ∙ 10 –3 M 
entonces [H+]= 1 ∙ 10 –3 M 
                pH = 3
b) Ba(OH)2 es base fuerte, está totalmente ionizada,
                               Ba(OH)2 (ac) →   Ba+2 (ac)    +     2 OH­ (ac)
             “inicio”          0,02 M                  0                     0
inmediatamente                 0               0,02 M           2∙(0,02 M) 
entonces [OH­]= 0,04 M 
                pOH = 1,4              ⇒       pH = 14­1,4 = 12,6 
   
Ácidos débiles 
TODOS LAS ÁCIDOS DEBILES SON 
ELECTROLITOS DEBILES
HA(aq) + H2O(l)             H3O
+(aq) + A­(aq)
HA(aq)             H+(aq) + A­(aq)
]HA[
]A][OH[ ­3
+
=aK
]HA[
]A][H[ ­+=aK
   
Relación entre Ka y pH 
   
Porcentaje de ionización y 
grado de disociación 
HA(aq) + H2O(l)             H3O
+(aq) + A­(aq)
100
]HA[
]OH[
ionization %
0
3 ×=
+
eqm
For acetic acid, 0.05 M solution is 2.0 % ionized
whereas a 0.15 M solution is 1.0 % ionized
   
Ejercicio ,
el pH de una disolución de ácido fórmico 0,1 M es de 2,39. ¿Cuál es su Ka? 
HCOOH    HCOO­  + H+        ­log[H+] = 2.39 /10x          
c ­ x             x           x
                                                   [H+] = 4.07 10­3 M
Ka = [HCOO­] [H+] =        (4.07 10­3)2      = 1,73 10­4
         [HCOOH]             (0,1 ­ 4.07 10­3)
   
Ejemplo,
Ka de HF es 7,1 10­4. Calcule el pH de una disolución 0,5 M del ácido
HF(ac)  H+(ac) + F­(ac)         Ka = [H+][F­] = 7,1 10­4. 
                                                          [HF]
ti        0,5 M      0            0
eq       0,5 – x     x            x
Ka =   x ∙ x  = 7,1 10­4
        (0,5­x)
x2 + 7,1 10­4 x – 3,6 10­4 = 0
x1 =  0.0186
x2 = ­0.019
­log[H+] = ­log (0,0186) = 1,73 = pH
   
otra  forma, 
               nos valemos de lo débil de los ácidos para pensar que x es muy pequeño, 
entonces aproximamos:
HF(ac)  H+(ac) + F­(ac)         Ka = [H+][F­] = 7,1 10­4. 
                                                          [HF]
ti        0,5 M      0            0
eq       0,5 – x     x            x
Ka =   x2  = 7,1 10­4
       (0,5­x)
pero 0,5 – x ≈ 0,5
Ka =   x2  = 7,1 10­4    ≈      x2
                       
        (0,5­x)                    0,5
                             reordenando,
x 2  = (0,5)(7,1 10­4) = 3,55 10­4
x = √ 3,55 10­4 = 0,0188 M
Nota: la aprox. es buena si x<5% de la concentración inicial
aquí x=0.0188   entonces   (0,0188/0.5)  ∙ 100 = 3.8%   la aprox. es aceptable
   
Porcentaje de ionización y 
grado de disociación 
   
Ejemplo,
                    como veíamos HF(ac)  H+(ac) + F­(ac)         Ka = [H+][F­] = 7,1 10­4. 
                                                          [HF]
  c – x        x            x
Ka =   x 2  = 7,1 10­4
        (0,5­x)
[H+] = 0,018 M
Si [HF] es 0,5M                           pero si [HF]= 0.05
Ka =   x 2  = 7,1 10­4
        (0,05­x)
[H+] = 5.96 10­3 M
% = 0.018/0.5 ∙100= 3.6%                 % = 5.96 10­3 / 0.05 ∙ 100 = 11,9% 
mientras  más  diluida  la  disolución,  mayor  es  el  %  de  ionización  del  ácido  débil.  Esto  está  de 
acuerdo con el Principio de Le Chatelier 
La concentración del ácido ionizado en equilibrio es igual a [H+]
   
Ácidos polipróticos 
H2SO3(aq)             H
+(aq) + HSO3
­(aq) Ka1 = 1.7 x 10­2
HSO3
­(aq)             H+(aq) + SO32
­(aq) Ka2 = 6.4 x 10­8Ka1 > Ka2 > Ka3 etc.
   
Relación entre Ka y pH 
   
C2H2O4 (ac)  H+ (ac)+ C2HO4 ­ (ac)
0.1 – x                x               x 
Ka= [H+][C2HO4 ­ ] = 6.5  10­2
           [C2H2O4]
=      x2              ⇒    x2 + 6,5 10­2 x –6,5 10­3 =0 
    0,1 – x
x = 0.054 M
en la 1º etapa de ionización las concentraciones son:
[H+] = 0.054 M
[C2HO4 ­ ] = 0.054 M
[C2H2O4] = (0.1­0.054) = 0.046 M
Ejercicio,
Calcule las especies presentes en una disolución 0,10M de ácido oxálico(C2H2O4). Ka1 = 6.5  10­2
en la 2º etapa de ionización:
C2HO­ (ac)      H+ (ac)   + C2O4 = (ac)
0.054 – y        0.054 + y          y 
Ka2= [H+][C2O4= ] = 6.1  10­5
           [C2HO4­]
(0.054 + y) (y) = 6.1  10­5
     (0.054­y)
   
resolvemos para y . Podemos aproximar al pensar que  y   es muy 
pequeña
(0.054 + y) (y) = 6.1  10­5
     (0.054­y)
desprecio y  en la resta
desprecio y en la suma
0.054 ∙ y = 6.1 10­5  ⇒  y = 6.1 10­5
     0.054  
Entonces en el equilibrio tenemos,
[C2H2O4] = 0.046 M
[C2HO4 ­ ] = 0.054 ­ 6.1 10­5 = 0.054 M
[H+] = 0.054 + 6.1 10­5 = 0.054
[C2O4 =]= 6.1 10­5 M
[OH­] = Kw/[H+]= 1∙10­14/0.054 = 1.9 10­13 M
la aproximación es válida ya que
6.1 10­5  ∙ 100= 0,11% < 5% requerido
0.054
Nota:   [H+]  y  [C2HO4  ­  ]  no  variaron  con  la  segunda  ionización.  podemos  suponer  que  la 
concentración de  H+ proviene  sólo  de  la  primera  ionización. Además  la  concentración  de  la  base 
conj. de la 2º ionización es igual a Ka2
   
El ácido fosfórico tiene 3 H,
H3PO4 (ac) H+ (ac) + H2PO4­(ac)
H2PO4­(ac)  H+(ac) + HPO42­(ac)
HPO42­(ac) H+ (ac) + PO43­(ac)
Ka1= [H+][H2PO4 ­ ] = 7,5  10­3
           [H3PO4]
Ka2= [H+][HPO4 2­ ] = 6,2  10­8
           [H2PO4­]
Ka3= [H+][PO4 3­ ] = 4,8  10­13
           [HPO42­]
atendiendo  a  las  ctes.  vemos  que  en  solución,  las  especies  importantes  son  H3PO4  (en  mayor 
cantidad), H+ y  H2PO4­.
   
Bases débiles 
Weak base + H2O             conjugate acid + OH
­
NH3(aq) + H2O(l)             NH4
+(aq) + OH­(aq)
]NH[
]OH][NH[
3
­
4
+
=bK
   
Tipos de Bases débiles 
Types of Weak Bases
• Bases generally have lone pairs or negative charges in 
order to attack protons.
• Most neutral weak bases contain nitrogen.
• Amines are related to ammonia and have one or more N­
H bonds replaced with N­C bonds (e.g., CH3NH2 is 
methylamine).
• Anions of weak acids are also weak bases.  Example: 
OCl­ is the conjugate base of HOCl (weak acid):
ClO­(aq) + H2O(l)             HClO(aq) + OH
­(aq)   Kb = 3.3 x 10­7
   
Ejercicio ,
¿Cuál es el pH de una disolución 0,4 M de NH3? Kb = 1,8 10­5
NH3 (ac) + H2O (l)  NH4+ (ac) + OH­ (ac)
c­x                               x               x
Kb = [NH4+] [OH­]   =    x2    = 1,8 10­5
            [NH3 ]           0,4 ­ x
x = 2.7 10­3 M =[OH­]
[OH­] = 2,7 10­3 M ⇒ pOH = 2,57 ⇒ pH = (14­2.57) = 11.43
 
   
Relación entre Ka y Kw 
baw KKK ×=
baw pKpKpK +=
   
Relación entre Ka y Kw 
   
¿de qué depende la fuerza de los ácidos?
(o su tendencia a ionizarse) HX→H+ + X­
disolvente
temperatura
estructura molecular
molecularmente:
fuerza del enlace H­X, si es muy fuerte, difícilmente se romperá (ácido más débil).
polaridad, si es muy grande, se formará fácilmente H+ y  X­ (ácido más fuerte), 
fuerza de los ácidos halogehídricos:
HF<< HCl < HBr < HI
enlace E disoc 
(KJ/mol)
Fuerza en 
agua
H­F 568.2 débil
H­Cl 431.9 fuerte
H­Br 366.1 fuerte
H­I 298.3 fuerte
Nota:   aunque  el  H­F  es  el  más  polar,  esta 
propiedad no le alcanza para revertir el hecho 
de  tratarse  de  un  fuerte  enlace  (que  lo 
convierte en ác. débil)
   
Respecto a los Oxiácidos, Z­O­H
se caracterizan por el enlace O­H. Su fuerza depende de varios factores, que afectan este enlace:
H­O­C­O­H
O
H­O­P­O­H
O
H
H­O­P­O­H
O
O
H
H­O­S­O­H
O
O
H­O­N=O H­O­N­O
O
ácido carbónico            ácido nitroso                 ácido nítrico
ácido fosforoso             ácido fosfórico               ácido sulfúrico          
 Si Z es muy electronegativo o está en un estado de oxidación alto, atraerá con más fuerza los 
electrones del enlace Z­O y se debilitará el enlace O­H
Z­O­H   →    Z­O­  +  H+
δ­ δ+
   
 Al comparar dos ácidos de distinto Z, pero que pertenece al mismo grupo de la tabla periódica, 
con el mismo nº de oxidación, entonces el más fuerte es el más electronegativo
H­O­Cl­O                            H­O­Br­O 
O O
el ác. clórico es más fuerte que el brómico (Cl y Br, nº ox =5+)
Para el mismo Z, pero distintos grupos unidos a él,  la fuerza aumenta según lo hace el nº de 
oxidación.
HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
(a mayor O unido al átomo central, mayor fuerza)
   
Ejercic io ,
Prediga la fuerza relativa de los sgtes. ácidos
a) HClO, HBrO y HIO
b) HNO3 y HNO2
igual estructura, igual nº ox., sólo varía la EN.  
Según esto la fuerza es HClO > HBrO > HIO
El átomo central es el mismo, el nº ox. varía, luego
               HNO3 > HNO2
   
Propiedades ácido base de sales 
X­(aq)  +  H2O(l)            HX(aq)  +  OH
­(aq)
HIDROLISIS
Anión
NH4
+(aq)  +  H2O(l)            NH3(aq)  +  H3O
+(aq)
Catión
Hidrólisis básica
Hidrólisis ácida
   
Ejercicio ,
 Calcule el pH de una disolución 0,15 M de acetato de sodio.¿%hidrólisis?
Sal muy soluble,
                         CH3COONa (s) → CH3COO­ (ac) + Na+ (ac)
                                                       0,15 M              0,15 M
Kb = [OH­][CH3COOH]  = 5,6 10­10 
        [CH3COO­]    
5,6 10­10 =     x2                     
                   0,15­x        x2 + 5,6 10­10 x – 8,4 10­11 = 0
CH3COO­ (ac) + H2O (l)  CH3COOH (ac) + OH­ (ac)
0,15­x                                     x                     x
x1=  9.16 10­6
x2= ­9.16 10­6
[OH­] = 9.16 10­6 M ⇒ pOH = 5,0 ⇒ pH = (14,0 ­ 5,0) = 9,0 
% hidrólisis = 9.16 10­6 M = 6,1 10­3 %
                         0,15 M 
   
Ejercic io,
calcule el pH de una disolución 0,020M de Al(NO3)3
sal
Al(NO3)3 (s) →  Al+3 + NO3­
Al(H2O)63+ (ac) + H2O (l)  Al(OH­) (H2O)52+ (ac) + H3O+(ac) 
0.02­x                                      x                               x
Ka = [H3O+][Al(OH­) (H2O)52+]  = 1,3 10­5  =         x2
        [Al(H2O)63+]                                            0,02­x
⇒  x= [H+] =5,1∙10­4
pH =3,29 
   
Hay sales  en que cat ión y anión hidrolizan
 Esta vez estamos frente a iones que vienen de ácidos y bases débiles (sus conjugados son fuertes). Debemos 
ver quien es más fuerte para determinar a donde va el equilibrio...
Si el Kb del anión es mayor que el Ka del catión, la disolución será básica, porque el anión hidroliza más que 
el catión...
Catión de una base 
fuerte; anión de un 
ácido fuerte
NaCl, 
KI,KNO3,RbBr,BaCl2
ninguno ≈ 7
Catión de una base 
fuerte; anión de un 
ácido débil
CH3COONa, KNO2 Anion >7
Catión de una base 
débil; anión de un 
ácido fuerte
NH4 Cl, NH4NO3 Catión <7
Catión de una base 
débil; anión de un 
ácido débil
NH4NO2, 
CH3COONH4, NH4CN
Anión y 
catión
<7 (Kb<Ka)
≈ 7 Kb≈ Ka
>7 (Kb>Ka)
Catión pequeño, carga 
alta; anión de un ácido 
fuerte
AlCl3, Fe(NO3)3 cation 
hidratado
<7
   
Ejercicio ,
Prediga si las disoluciones sgtes. serán ácidas, básicas o neutras
NH4I
CaCl2
KCN
Fe(NO3)3
ácida
neutra
básica
ácida
   
hay aniones que actúan como ácido o base,
HCO3­(ac) + H2O (l)   H3O+(ac) + CO32­(ac)      Ka = 4,8 10–11
HCO3­(ac) + H2O (l)   OH­(ac) + H2CO3 (ac)      Kb = 2,4 10­8
como Kb es mayor que Ka, una disolución de bicarbonato es básica.
   
Propiedades Ácido­Base de   los  Óxidos
Todos  los óxidos de  los metales alcalino y alcalino térreos  (menos el BeO), son básicos.BeO y varios 
óxidos metálicos del grupo 3A y 4A son anfóteros.
 Los óxidos no metálicos de de elementos representativos de nº ox. alto, son ácidos (N2O5, SO3, Cl2O7). 
pero los óxidos de elementos representativos de nº ox. bajo (CO, NO), no muestran acidez perceptible 
(no se conocen óxidos no metálicos que tengan propiedades básicas). 
   
óxido básico (metálico) + agua → hidróxido metálicoNa2O(s) → 2 NaOH (ac)
BaO(s) → Ba(OH)2 (ac)
óxido ácido ó anhídrido + agua → oxiácido
CO2 (g) + H2O (l)  H2CO3 (ac)
SO3 (g) + H2O (l)  H2SO4 (ac)
N2O5 (g) + H2O (l)  2 HNO3(ac)
P4O10 (s) + 6 H2O  4 H3PO4 (ac)
Cl2O7 (l) + H2O (l)  2 HClO4(ac)
acidificación del agua 
expuesta al aire (pH≈5.5)
lluvia ácida
   
las especies reaccionan según su naturaleza ácida o básica:
CO2(g) + 2 NaOH (ac) → Na2 CO3 (ac) + H2O (l)
óxido ácido      base           oxisal               agua
BaO (s) + 2 HNO3(ac) → Ba(NO3)2 (ac) + H2O (l)
óxido básico    ácido            oxisal              agua
Al2O3 (s) + 6 HCl (ac) → 2 AlCl3(ac) + 3 AlCl3 + 3H2O
Al2O3 (s) + 2 NaOH (ac)+ 3H2O(l) → 2 NaAl(OH)4(ac)
Anfóteros
   
Efecto de la adición de un ion común 
   
Buffer o tampón 
HX(aq)             H+(aq) + X­(aq)
]X[
]HX[
]H[
]HX[
]X][H[
­
­
a
a
K
K
=∴
=
+
+
   
Ecuación de Henderson­Hasselbalch 
]HX[
]X[
logpKpH
]X[
]HX[
loglog]Hlog[
­
a
­
+=∴
−−=− + aK
   
   
Capacidad reguladora de pH de un Buffer 
]HX[
]X[
logpKpH
]X[
]HX[
loglog]Hlog[
­
a
­
+=∴
−−=− + aK
   
Ejemplo,
  Calcule  el  pH  de  una  disolución  de  CH3COOH  0,2  M  y  CH3COONa  0,3  M.  ¿Si  la  sal  no 
estuviera presente, cual sería el pH?
CH3COONa (s) → CH3COO­ (ac) + Na+(ac)
  ti= 0.3 M                     0                  0
teq= 0                           0.3 M           0.3 M
Ka = [H+][CH3COO­]
           [CH3COOH]
[H+]= Ka [CH3COOH]    = 1,8 10­5 0,2 = 1,2 10­5M
               [CH3COO­]              0,3
Ya que el ácido es débil y hay efecto de ión común, supondremos:
              [CH3COOH]= 0,2 M y [CH3COO­]= 0,3M
luego,         pH = ­log [H+] = ­log (1,2 10­5) = 4,92
   
Ejercicio ,
¿Cuál de los sistema es un amortiguador?
a) KH2PO4/ H3PO4
b) NaClO4/ HClO4
c) C5H5N/ C5H5NHCl 
Kb piridina = 1,7 10­9
s í
no, su base conj.(ClO4­) es muy débil como
 para captar H+
s í
   
Ejercic io ,
¿Cómo prepararía una disolución reguladora de fosfato que tenga un pH de aprox. 7,4?
H3PO4 (ac) → H+ (ac) + H2PO4­(ac)      Ka1 = 7.5 10­3     pKa1= 2.12
H2PO42­(ac) → H+ (ac) + HPO42­(ac)     Ka2 = 6.2 10­8    pKa 2= 7.21
HPO42­(ac) → H+ (ac) + PO43­(ac)         Ka3 = 4.8 10­13   pKa3= 12.32
vemos que el 2º sistema presenta un pKa cercano al pH buscado, entonces
pH = pKa + log [base conjugada]
                              [ácido]          
7.4 = 7.21 + log [HPO42­]
                        [H2PO4­]          
log [HPO42­]   =  0.19 ⇒ [HPO42­]  = 1.5
      [H2PO4­]                  [H2PO4­] 
 Entonces tomo, por ejemplo, 1,5 mol de Na2HPO4 y 1 mol de NaH2PO4 y los llevo a 1 L  
   
Adición de un ácido ó 
una base fuerte a un Buffer 
acid
base conjugate
logpKpH a +=
   
Ejercic io,
       Calcule el pH de un sistema amortiguador de CH3COOH 1,0 M y CH3COONa 1,0 
M. ¿cuál es el pH luego de agregar  0,1 moles de HCl gaseoso a 1 litro de disolución?. 
Suponga que el volumen del sistema no varía 
En el equilibrio,
                            [CH3COOH] = 1.0 M   [CH3COO­]= 1.0 M
Ka= [H+][CH3COO­] = 1,8 10­5
         [CH3COOH]
[H+] = Ka [CH3COOH]  = (1.8 10­5) (1.0) = 1.8 10­5 M
              [CH3COO­]               (1.0)
pH = ­log (1.8 10­5) = 4.74 en este caso en que la concentración de ácido y sal son 
iguales, el pH = pKa 
   
al agregar el ácido, HCl (se ioniza totalmente)
HCl (ac) → H+(ac) + Cl­(ac)
   0            0.1 mol       0.1 mol
el ácido será neutralizado por el CH3COO­
CH3COO­(ac) + H+(ac) → CH3COOH (ac)
  0.1 mol              0.1 mol        0
    0                       0               0.1 mol           entonces,
CH3COOH = (1.0+0.1)mol = 1.1 mol
CH3COO­ = (1.0 – 0.1)mol = 0.90 mol.........¿[H+]?
[H+] = Ka [CH3COOH] = (1.8 10­5) (1.1) = 2.2 10­5 M        pH = 4.66
             [CH3COO­]             (0.90)
Nota: se trabajó con moles, y no concentración, ya que el volumen es constante.
   
Si vemos el cambio,
[H+] al agregar HCl = 2.2 10­5
[H+] inicial                 1.8 10­5
 = 1.2
al agregar 0.1 mol de HCl al agua pura
[H+] al agregar HCl = 0.1         =1.0 106
[H+] inicial                 1.0 10­7
Hay un aumento de un millón de veces
   
Titulación ácido­base 
ÁCIDO FUERTE + BASE FUERTE
NaOH (ac) + HCl (ac) →   NaCl (ac) + H2O (l)
NaOH
 0.1 M
25 mL HCl 0.1 M
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0      10       20          30       40
NaOH agregado (mL)
pH
   
   
Titulación de ácido débi l   con base  fuerte
CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l) 
como el NaOH es base fuerte podemos escribir,
CH3COOH (ac) + OH­(ac) → CH3COO­ (ac) + H2O (l) 
Pero el ion acetato se hidroliza,
CH3COO­ (ac) + H2O (l) → CH3COOH (ac) + OH­(ac) 
  Esto  trae  consigo  que  en  el  punto  de  equivalencia  (tantos  moles  de  ácido 
como de base) el pH no sea 7, sino mayor (básico).
   
   
pH
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0 10 20 30 40 50
NaOH agregado (mL)
   
Ejercic io,
Calcule el pH en la titulación de ácido acético 0.1 M con hidróxido de sodio después de agregar a 
la disolución ácida:
a) 10 mL de NaOH 0.1 M ; b) 25 mL de NaOH 0.1 M; c) 35 mL de NaOH 0.1M
a)     CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l) 
calcularemos el número de moles de NaOH añadidos a la disolución de ácido acético. En seguida, 
se calcula  el número de moles de ácido que quedan,  luego de  la neutralización, y finalmente se 
calcula el pH
10 mL  0.1 mol NaOH     1L       = 1,0 10­3 mol de NaOH añadidos
                     1 L          1000mL
¿moles iniciales de ácido?
25 mL  0.1 mol CH3COOH    1L       = 2,5 10­3 mol de CH3COOH
                         1 L             1000mL
entonces, queda de ácido:
(2,5 10­3 – 1,0 10­3) = 1,5 10­3 mol de ácido      ..... pero el acetato hidroliza....
   
¿cuanto acetato se formó? 1.0 10­3 mol (los moles de OH­ agregados)
CH3COO­ (ac) + H2O (l) → CH3COOH (ac) + OH­(ac) 
vemos que se  t iene un tampón CH 3COOH/CH 3COO ­
[H+] = [CH3COOH] Ka
           [CH3COO­]
        
        = (1,5 10­3) 1.8 10­5 = 2,7 10­5
                (1,0 10­3) 
pH    = 4.57                          
pH = pKa + log [base conjugada]
                              [ácido]          
pH = 4.745 + log (1.0 10­3) = 4.57 
                          (1.5 10­3)
o bien
   
b)
al agregar 25 mL de NaOH, 0,1 M llegamos al punto de equivalencia
CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l) 
2,5 10­3 mol       2,5 10­3 mol         2,5 10­3 mol
Entonces la conc.  de la sal es,
[CH3COONa] = 2,5 10­3 mol 1000mL =  0,050 mol/L = 0,05M
                         50 mL             1L
pero la sal hidroliza (en este punto no hay ácido, así es que no estamos frente a un tampón): 
CH3COO­ (ac) + H2O (ac) → CH3COOH (ac) + OH­ (l) 
0,05­x                                              x                    x
Kb = Kw= 1,0 10­14 =     x2          ⇒  x2 + 5,56 10­10 x –2,7 10­11 = 0  
        Ka   1,8 10­5      (0,05 – x)
x = [OH­] = 5,196 10­6 ⇒ pOH = 5,28 ⇒ pH = 8,72 
   
c )  
Al  agregar  35  mL  de  NaOH,  debemos  pensar  que  pasamos  el  punto  de  eq.  Ahora  hay  dos  especies 
responsables de la basicidad de la disolución: el OH­ y el CH3COO­. Sin embargo, se puede despreciar 
el aporte de la sal, CH3COONa, y considerar sólo el de la base fuerte, NaOH.
Luego de la neutralización me queda de OH­,
(35­25) mL 0,10 mol NaOH     1 L   =  1,0 10­3 mol NaOH  pero ahora el volumen
                   1 L NaOH          1000mL                                                   es 60 mL
[OH­] = 1,0 10­3   1000 mL = 0 ,017 mol/L = 0,017 M 
               60 mL       1L 
⇒ pOH = 1,77 ⇒  pH = 12,23
   
Titulación de ácido fuerte con base  d ébi l
HCl (ac) + NH3(ac)→ NH4Cl(ac) 
Pero el ion amonio, NH4+, hidroliza:
NH4+ (ac) + H2O (l)  NH3 (ac) + H3O+ (ac)
o bien, simplemente
H+ (ac) + NH3(ac)→ NH4+(ac) 
 Vemos ahora que el pH en el punto de equivalencia debe ser menor que 7, es decir ácido.
NH4+ (ac)  NH3 (ac) + H+ (ac)                    Ka = [NH3][H+][NH4+]
   
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0    10    20    30    40    50
                                mL HCl
pH
12
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10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0    10    20    30    40    50
                                mL base
pH
HCl
base
base
HCl
   
Titrations of Polyprotic Acids
• In polyprotic acids, each ionizable proton dissociates in 
steps.
• Therefore, in a titration there are n equivalence points 
corresponding to each ionizable proton.
• In the titration of H3PO3 with NaOH.
– The first proton dissociates to form H2PO3­.
– Then the second proton dissociates to form HPO32­.
Acid­Base TitrationsAcid­Base Titrations
   
   
Indicadores  Ácido­Base
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10
9
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6
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3
2
1
0
0      10       20          30       40
NaOH agregado (mL)
pH
 Se trata de un ácido o base débil, cuya forma sin ionizar e ionizada presentan distinto color. 
HIn(ac)  H+ (ac) + In­(ac)
color A                      color B
  Su  finalidad,  en  este  ejemplo,  es  que  bajo 
pH  7  presente  un  color  y  sobre  pH  7, 
presente otro. De esta forma sabré cuando se 
alcanzó  el  punto  de   equivalencia . 
Cuando  el  indicador  cambia  de  color,  se 
tiene el punto f inal   de   la   t itulación (lo 
ideal es que ambos puntos coincidan).
   
HIn(ac)  H+ (ac) + In­(ac)
color A                      color B
 Este es un ácido débil, según Le Chatelier se está en un medio ácido, el equilibrio se desplaza hacia 
la  izquierda,  tenemos  la  especie no  ionizada, HIn. Si  se está  en un medio básico,  el  equilibrio  se 
desplaza a la derecha, tendremos la especie ionizada. 
[HIn] ≥ 10 color del ácido (HIn)
[In­]
[In­] ≥ 10 color base conj (In­)
[HIn]
[In­] ≈ [HIn] combinación de colores
el punto  f inal  de un indicador ocurre dentro 
de un  rango  de   pH  (no a un pH específico). 
La idea es que el punto final caiga dentro de la 
zona en que la pendiente es máxima. 
pH 7
veamos, la fenolftaleína es incolora a un pH ácido o 
neutro, pero sobre pH= 8,3 es rosa
   
14
13
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6
5
4
3
2
1
0
0      10       20          30       40
NaOH agregado (mL)
pH
cada gota es  aprox.  0.05mL (20gotas es 1 mL)
cerca del  pE   un pequeño cambio en  la  cantidad de  NaOH 
causa un gran aumento  en e l  pH
   
indicador ácido ácido* básico básico** intervalo de pH en que ocurre el 
cambio (rango de viraje)
azul de timol rojo amarillo 1.2­2.8
azul de 
bromofenol
amarillo  azul púrpura 3.0­4.6
anaranjado de 
metilo
anaranjado amarillo 3.1­4.4
rojo de metilo rojo  amarillo 4.2­6.3
azul de clorofenol amarillo rojo 4.8­6.4
azul de 
bromotimol
amarillo azul 6.0­7.6
rojo de cresol amarillo rojo 7.2­8.8
fenolftaleína incoloro rosa 8.3­10.0
*se refiere al color antes del intervalo en que ocurre el cambio
**se refiere al color después del intervalo en que ocurre el cambio
   
veamos, el rojo de fenol, es un ácido débil, su equilibrio es muy sensible a los cambios de pH 
C
OH
O
­O3S C
O­
O
­O3S
+ H2O                  H3O
+ +
[HIn] ≥ 10 ⇒ rojo
[In­]
[In­] ≥ 10 ⇒ amarillo
[HIn]
[In­] ≈ [HIn] ⇒ naranja
Nota:   en  rigor,  un  indicador  consume  H+  u 
OH­, lo que podría alterar mi titulación, pero es 
despreciable  (además  recuerde  que  sólo  bastan 
unas 2 o 3 gotas para obtener el efecto deseado)
   
Ejercicio, 
¿Qué indicadores usaría en las sgtes. titulaciones?
HCl (ac) + NaOH(ac)...
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0      10       20          30       40
NaOH agregado (mL)
pH
cerca  del  pE,  el  pH  cambia  bruscamente  de  4  a  10 
aprox.,  entonces me  sirve  el  rojo de metilo  (4.2­6.3), 
azul de clorofenol(4.8­6.4), azul de bromotimol (6.0­
7.6),rojo  de  cresol  (  7.2­8.8)  y  la  fenolftaleína  (8.3­
10.0),  
   
pH
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0 10 20 30 40 50
NaOH agregado (mL)
CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l) 
ahora  la  parte  más  inclinada  está 
entre  7­10,  entonces  me  sirven  el 
rojo  de  cresol  (7.2­8.8)  y  la 
fenolftaleína (8.3­10.0)
   
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0    10    20    30    40    50
                                mL HCl
pH
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10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0    10    20    30    40    50
                                mL base
pH
HCl (ac) + NH3(ac)→ NH4Cl(ac) 
Ahora la parte más inclinada está entre pH 3 y 7, luego me sirve el azul de bromofenol(3.0­
4.6), el anaranjado de metilo(3.1­4.4), el rojo de metilo (4.2­6.3) y el azul de clorofenol(4.8­
6.4)
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