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acido-base

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EQUILIBRIO ÁCIDO BASE
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.
A B base conj. de A ácido conj. de B
C C
H
H
H
O
O
H
H O
H
+ C C
H
H
H
O-
O H O
H
+
H
+
H O
H
H O-
+
+
NH
H
H + NH
H
H
H
B A ácido conj. de B base conj. de A
identifique pares conjugados ácido-base en:
NH3 (ac) + HF (ac) NH4+ (ac) + F- (ac)
ác. base conj.
base ácido conj
Nota: El protón lo podemos representar como H+ ó como una especie 
hidratada, H3O+, 
Propiedades ácido-base 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
El producto iónico del agua
H2O (l) OH- (ac) + H+ (ac)
veamos la K de autoionización del agua
Kc = [H+] [OH-] pero [H2O] es cte.
[H2O]
Kc [H2O] = Kw = [H+] [OH-] Kw = cte. del producto ionico, a una
determinada T 
a 25 ºC,
[H+] = [OH-] = 1·10 –7 M
Kw = (1· 10 –7)(1· 10 –7) = 1· 10-14
siempre se cumple que 
Kw = [H+] [OH-]
si [H+] = [OH-], la disolución es neutra
[H+] >[OH-], la disolución es ácida
[H+] < [OH-], la disolución es básica 
la Kw no varía, al ajustar [H+], automáticamente varío [OH-], tal que
Kw = [H+] [OH-] = 1 10-14
si ajusto una disolución a [H+] = 1 10-6 M, entonces
[OH-] = Kw = 1 10-14 = 1 10-8 M
[H+] 1 10-6
Ejercicio,
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 10-14 = 4,0 10-12 M
[OH-] 0,0025 
vemos que [H+] < [OH-], la disolución es básica 
¿Cómo medir la acidez?...pH
matemáticamente,
pH = - log [H+]
se trabaja con disoluciones diluidas, por ejemplo en una disolución saturada 
de CO2, la [H+] = 1,3 10-4 M, para lograr una notación más compacta usamos 
el logaritmo negativo de este valor: 
pH = - log [1,3 10-4 ] = 3.89
a 25ºC tenemos que:
disolución ácida [H+] > 1 10-7 M , pH< 7
disolución neutra [H+] = 1 10-7 M, pH = 7
disolución básica [H+] < 1 10-7 M, pH > 7
Kw = [H+] [OH-] = 1 10-14 / -log
pH + pOH = 14 
así, se tiene una escala análoga para [OH-]
Ejercicio,
en una botella de vino se halló [H+] = 3.2 10-4 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 10-3 M. 
Calcule el pH en estas dos ocasiones
primero:
pHi = - log [H+] = - log (3.2 10-4 ) = 3.49
después,
pHf =- log (1,0 10-3 ) = 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 10-5 M
Ejercicio,
La [OH-] de una disolución es 2,9 10 –4 M. Calcule el pH
pOH = -log [OH-]
= -log 2,9 10 –4
= 3,54
Pero
pH + pOH = 14 
pH = 14- pOH = 14-3,54
pH = 10,46
Fuerza de los ácidos y las base
Un ácido fuerte es un electrolito fuerte, se disocia totalmente en agua. 
Suelen ser ácidos inorgánicos, como ácido HCl, HNO3, HClO4 , H2SO4. En el 
equilibrio no tienen moléculas sin ionizar
HCl (ac) + H2O (l) → H3O+ (ac) + Cl-(ac)
HNO3 (ac) + H2O (l) → H3O+ (ac) + NO3 -(ac) 
HClO4 (ac) + H2O (l) → H3O+ (ac) + ClO4- (ac)
H2SO4 (ac) + H2O (l) → H3O+ (ac) + HSO4- (ac) 
Nota: El H2SO4 es fuerte respecto a su primera ionización
Los ácidos débiles se ionizan parcialmente en agua, son electrolitos débiles. 
En equilibrio contienen una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones H+
y la base conjugada. Ejemplos son HF, CH3COOH, NH4+.Su ionización se 
mide con su constante de equilibrio.
CH3COOH (ac) CH3COO- (ac) + H+ (ac)
Las bases fuerte son electrolitos fuertes. Los hidróxidos de los metales 
alcalinos y algunos alcalino-térreos son bases fuertes (los hidróxidos de 
Be y Mg son insolubles, los de Ca y Sr son ligeramente solubles, el de Ba es 
soluble
NaOH(s) → Na+ (ac) + OH- (ac)
KOH(s) → K+ (ac) + OH- (ac)
Ba(OH)2(s) → Ba2+ (ac) + 2 OH- (ac)
Nota: la base de Bronsted es el OH-, ya que él capta un H+
OH-(ac) + H+(ac) → H2O (l)
Las bases débiles se ionizan parcialmente en agua, son electrolitos débiles. 
El amoniaco es una base débil.
NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac)
En general,
*Un ácido fuerte tiene una base conjugada débil y viceversa.
HCl (ac) + H2O (l) → H3O+ (ac) + Cl-(ac)
ac. fuerte base débil
el HCl se disocia totalmente.
El Cl- , como base, no es capaz de captar un H+ para regenerar el ácido
*En solución acuosa, el ácido más fuerte que puede existir es el H3O+.
El HCl, que más fuerte que el H3O+, debe disociarse, para dar lugar a H3O+ 
y Cl-.
Los ácidos más débiles que el H3O+, reaccionan con el agua en forma mucho 
menor, quedando el equilibrio desplazado a la izquierda
HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F-(ac)
*En solución acuosa, la base más fuerte que puede existir es el OH-.
El ion óxido,O=, más fuerte que el OH-, debe reaccionar totalmente con 
agua para dar
O= (ac) + H2O (l) → 2OH-(ac)
por esta razón el ion óxido no existe en disoluciones acuosas
ácido base conjugada
HClO4 ClO4-
HI I-
HBr Br-
HCl Cl-
H2SO4 HSO4-
HNO3 NO3-
H3O+ H2O
HSO4- SO4-
HF F-
HNO2 NO2-
HCOOH
(ác.fórmico)
HCOO-
(ion formiato)
CH3COOH
(ác. acético)
CH3COO-
(ion acetato)
NH4+ NH3
HCN CN-
H2O OH-
NH3 NH2-
fu
e r
te
s
au
m
en
to
 f
u e
rz
a 
bá
si
ca
au
m
en
to
 f
u e
rz
a 
ác
id
a
dé
bi
le
s
Ejercicio,
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 = 14-1,4 = 12,6
Ejercicio,
prediga la dirección de la reacción sgte.
HNO2 (ac) + CN-(ac) HCN (ac) + NO2-(ac)
tengo dos ácidos, ambos quieren donar H+, ¿cuál gana?
Según la tabla de fuerzas relativas, HNO2 es más fuerte que HCN, 
luego la reacción irá de izquierda a derecha.
Vea que esto es consecuente con que la base conjugada CN- es más 
fuerte que la base conjugada NO2-. 
La constante de equilibrio para la ionización de un ácido débil o 
constante de ionización ácida, Ka, viene dada por
HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac)
Ka = [H+] [A-] Las Ka para distintos ácidos débiles están tabulados en tablas[HA]
Ejemplo,
Ka de HF es 7,1 10-4. Calcule el pH de una disolución 0,5 M del ácido
HF(ac) H+(ac) + F-(ac) Ka = [H+][F-] = 7,1 10-4. 
[HF]
ti 0,5 M 0 0
eq 0,5 – x x x
Ka = x · x = 7,1 10-4
(0,5-x)
x1 = 0.0186
x2 = -0.019
x2 + 7,1 10-4 x – 3,6 10-4 = 0
-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 10-4. 
[HF]
ti 0,5 M 0 0
eq 0,5 – x x x
Ka = x2 = 7,1 10-4
(0,5-x)
pero 0,5 – x ≈ 0,5
Ka = x2 = 7,1 10-4 ≈ x2 x 2 = (0,5)(7,1 10-4) = 3,55 10-4
x = √ 3,55 10-4 = 0,0188 M(0,5-x) 0,5
reordenando,
Nota: la aprox. es buena si x<5% de la concentración inicialaquí x=0.0188 entonces (0,0188/0.5) · 100 = 3.8% la aprox. es aceptable
ax2 + bx +c = 0
X = -b ± √ b2 - 4ac
2a
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 10-3 M
Ka = [HCOO-] [H+] = (4.07 10-3)2 = 1,73 10-4
[HCOOH] (0,1 - 4.07 10-3)
Porcentaje de ionización
Así como Ka nos da la fuerza de un ácido, el % de ionización también nos 
permite saber esto.
% = [ácido ionizado en equilibrio] · 100
[ácido inicial]
Ejemplo,
como veíamos HF(ac) H+(ac) + F-(ac) Ka = [H+][F-] = 7,1 10-4. 
[HF]
c – x x x
Ka = x 2 = 7,1 10-4
(0,5-x)
[H+] = 0,018 M
Si [HF] es 0,5M pero si [HF]= 0.05
Ka = x 2 = 7,1 10-4
(0,05-x)
[H+] = 5.96 10-3 M
% = 0.018/0.5 ·100= 3.6% % = 5.96 10-3 / 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+]
Bases Débiles y su Constante de Ionización Básica
NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac)
Kc = [NH4+] [OH-] Pero [H2O] es cte
[NH3 ] [H2O]
Kc [H2O] = Kb = [NH4+] [OH-]
[NH3 ]
Ejercicio,
¿Cuál es el pH de una disolución 0,4 M de NH3? Kb = 1,8 10-5
NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac)
c-x x x
Kb = [NH4+] [OH-] = x2 = 1,8 10-5
[NH3 ] 0,4 - x
x = 2.7 10-3 M =[OH-]
[OH-] = 2,7 10-3 M ⇒ pOH = 2,57 ⇒ pH = (14-2.57) = 11.43
Relación entre cte de acidez de ácido- base conjugada
CH3COOH (ac) CH3COO- (ac) + H+ (ac)
Para los ácidos débiles se tiene que, por ejemplo,
Ka = [H+][CH3COO-]
[CH3COOH] 
Pero el ion acetato, la bese conjugada, puede hidrolizar al agua
CH3COO- (ac) + H2O(l) CH3COOH (ac) + OH- (ac)
Kb = [OH-][CH3COOH]
[CH3COO-]
¿Ka · Kb? 
Ka · Kb = [H+][CH3COO-] [OH-][CH3COOH] 
[CH3COOH] [CH3COO-]
Ka · Kb = [H+] [OH-] = Kw
Ácidos Dipróticos y Polipróticos
Analizaremos cada salida de un H+ con un equilibrio propio
H2CO3 (ac) H+ (ac)+ HCO3- (ac) Ka1= [H+][HCO3-]
[H2CO3]
HCO3- (ac) H+ (ac)+ CO3= (ac) Ka2= [H+][CO3=]
[HCO3-]
En general, Ka1>> Ka2 (es más fácil quitar un H+ a una especie neutra 
que un H+ a una especie ya cargada negativamente)
C2H2O4 (ac) H+ (ac)+ C2HO4 - (ac)
0.1 – x x x
Ejercicio,
Calcule las especies presentes en una disolución 0,10M de ácido oxálico(C2H2O4). Ka1 = 6.5 
10-2
Ka= [H+][C2HO4 - ] = 6.5 10-2
[C2H2O4]
= x2 ⇒ x2 + 6,5 10-2 x –6,5 10-3 =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] = (0.1-0.054) = 0.046 M
en la 2º etapa de ionización:
C2HO- (ac) H+ (ac) + C2O4 = (ac)
0.054 – y 0.054 + y y
Ka2= [H+][C2O4= ] = 6.1 10-5
[C2HO4-]
(0.054 + y) (y) = 6.1 10-5
(0.054-y)
resolvemos para y. Podemos aproximar al 
pensar que y es muy pequeña
(0.054 + y) (y) = 6.1 10-5
(0.054-y)
desprecio y en la resta
desprecio y en la suma
la aproximación es válida ya que
6.1 10-50.054 · y = 6.1 10
-5 ⇒ y = 6.1 10-5
0.054 · 100= 0,11% < 5% requerido0.054
Entonces en el equilibrio tenemos,
[C2H2O4] = 0.046 M
[C2HO4 - ] = 0.054 - 6.1 10-5 = 0.054 M
[H+] = 0.054 + 6.1 10-5 = 0.054
[C2O4 =]= 6.1 10-5 M
[OH-] = Kw/[H+]= 1·10-14/0.054 = 1.9 10-13 M
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 10-3
[H3PO4]
Ka2= [H+][HPO4 2- ] = 6,2 10-8
[H2PO4-]
Ka3= [H+][PO4 3- ] = 4,8 10-13
[HPO42-]
atendiendo a las ctes. vemos que en solución, las especies importantes son 
H3PO4 (en mayor cantidad), H+ y H2PO4-.
¿de qué depende la fuerza de los ácidos?
(o su tendencia a ionizarse) HX→H+ + X-
disolvente
temperatura
estructura molecular
molecularmente:
fuerza del enlace H-X, 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
H-F 568.2 débil
H-Cl 431.9 fuerte
H-Br 366.1 fuerte
H-I 298.3 fuerte
Nota: aunque el H-F 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, Z-O-H
se caracterizan por el enlace O-H. Su fuerza depende de varios factores, 
que afectan este enlace:
H-O-C-O-H
O
H-O-P-O-H
O
H
H-O-P-O-H
O
O
H
H-O-S-O-H
O
O
H-O-N=O H-O-N-O
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 Z-O y se debilitará el 
enlace O-H
Z-O-H → Z-O- + 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
H-O-Cl-O H-O-Br-O 
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)
Ejercicio,
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 las Sales
Vienen de la reacción de un ácido y una base. Son electrolitos 
fuertes. Por hidrólisis entendemos la reacción del catión o anión con 
el agua (lisis...ruptura).
Si la sal esta compuesta por un anión de un ácido fuerte (NO3-, Cl-, 
etc) o por un catión alcalino o alcalino térreo (excepto Be+2), no 
hidroliza. 
NaNO3 (s)+ H2O (l) → Na+(ac) + NO3-(ac)
base débil, no 
capta es capaz 
de quitarle un 
H+ al H2O
Ni el Na+ ni el NO3- son capaces de hidrolizar al agua, entonces 
debemos esperar un pH cercano a 7, neutro.
Veamos una sal que da disolucion básica
CH3COONa (s) → CH3COO- (ac) + Na+ (ac)
CH3COO- (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac)
solución básica
Kb = [OH-][CH3COOH] = 5,6 10-10
[CH3COO-] 
vemos que [CH3COOH], es decir el CH3COO- hidrolizado, es la misma que 
[OH-]. Entonces podemos definir el % de hidrólisis como,
% hidrólisis = [CH3COO-]hidrolizado 100% = [OH-]equilibrio 100% 
[CH3COO-]inicial [CH3COO-]inicial
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
CH3COO- (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac)
0,15-x x x
Kb = [OH-][CH3COOH] = 5,6 10-10
[CH3COO-] 
5,6 10-10 = x2 x1= 9.16 10-6
x2= -9.16 10-60,15-x x
2 + 5,6 10-10 x – 8,4 10-11 = 0
[OH-] = 9.16 10-6 M ⇒ pOH = 5,0 ⇒ pH = (14,0 - 5,0) = 9,0
% hidrólisis = 9.16 10-6 M = 6,1 10-3 %
0,15 M 
Veamos una sal que produce disolución ácida
NH4Cl(s) + H2O → NH4+(ac) + Cl- (ac)
el Cl- no hidroliza, ya que viene de un ácido fuerte, pero el NH4+, sí
NH4+ (ac) + H2O(l) H3O+ (ac) + NH3(ac)
o bien,
NH4+ (ac) H+ (ac) + NH3(ac)
Ka = [NH3][H+] = 5,6 10-10
[NH4+] 
Nota: el valor de Ka se calculó fácilmente, por que se conoce el valor de 
Kb del amoniaco y...
Ka = Kw/Kb = 10-14/1,8 10–5 =5,6 10–10, 
casualmente Ka CH3COOH es numéricamente igual al Kb del NH3 (1,8 10-5)
luego Kb CH3COO- es numéricamente igual al Ka del NH4+ (5,6 10-10)Todos los cationes metálicos hidrolizan, pero sólo es apreciable en aquellos 
cuya relación carga/radio ionico es alta (Al+3, Cr+3,Fe+3,Bi+3, Be+2).
Al(H2O)63+ (ac) + H2O (l) Al(OH-) (H2O)52+ (ac) + H3O+(ac)
Ka = [H3O+][Al(OH-) (H2O)52+] = 1,3 10-5
[Al(H2O)63+] 
Aunque puede ocurrir otra ionización, sólo es importante esta primera.
Ejercicio,
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)
0.02-x x x
Ka = [H3O+][Al(OH-) (H2O)52+] = 1,3 10-5 = x2
[Al(H2O)63+] 0,02-x
⇒ x= [H+] =5,1·10-4
pH =3,29 
Hay sales en que catión 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) + H2CO32-(ac) Kb = 2,4 10-8
como Kb es mayor que Ka, una disolución de bicarbonato es básica.
Propiedades Ácido-Base 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 metálico
Na2O(s) → 2 NaOH (ac)
BaO(s) → Ba(OH)2 (ac)
óxido ácido ó anhídrido + agua → oxiácido
acidificación del 
agua expuesta al aire 
(pH≈5.5)
lluvia ácida
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)
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 del Ion Común
Es el desplazamiento del equilibrio causado por la adición de un 
compuesto que tiene un ion común con la sustancia disuelta
ambos aportan CH3COO-
CH3COOH (ac) H+(ac) + CH3COO-(ac)
CH3COONa (s) → Na+(ac) + CH3COO-(ac)
electrolito fuerte
CH3COOH
CH3COONa
La disociación del ácido, CH3COOH, se 
inhibirá al agregar CH3COONa pues él 
aporta CH3COO- al medio (y ya hay un 
exceso de ion acetato→Principio de Le 
Chatelier).
Una disolución que contenga CH3COOH y 
CH3COONa será menos ácida que una con 
sólo CH3COOH 
Ecuación de Henderson-Hasselbalch
Supongamos una solución de un ácido débil y una sal soluble del ácido
HA (ac) H+(ac) + A-(ac) Ka = [H+][A-]
[HA]
⇓
[H+] = Ka[HA] / (-log)
[A-]
-log[H+] = -log Ka +log [A-]
[HA]
pH = pKa + log [A-]
[HA]
pH = pKa + log [base conjugada]
[ácido]
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
Ya que el ácido es débil y hay efecto de ión común, supondremos:
[CH3COOH]= 0,2 M y [CH3COO-]= 0,3M
Ka = [H+][CH3COO-] [H+]= Ka [CH3COOH] = 1,8 10-5 0,2 
[CH3COOH]
= 1,2 10-5M
[CH3COO-] 0,3
luego, pH = -log [H+] = -log (1,2 10-5) = 4,92
usando la ecuación de Henderson-Hasselbalch pKa = -log (1,8 10-5) = 4,74
pH = pKa + log [base conjugada] = 4,74 + log 0.3 = 4,92
[ácido] 0,2
Si no hubiera sal,
[H+] = 1,9 10-3 M ⇒ pH = -log (1,9 10-3) = 2,72 
entonces, la presencia del ion común (CH3COONa) inhibe la ionización 
del ácido (CH3COOH)
Este efecto también lo hallamos con bases débiles y su sal. Supongamos 
tener NH3 y NH4Cl.
NH4+ (ac) NH3 (ac) + H+ (ac) Ka = [NH3][H+]
[NH4+]
[H+] = Ka [NH4+] /(-log) 
[NH3]
-log [H+] = -log Ka + log [NH3]
[NH4+]
pH = pKa + log [NH3]
[NH4+] Una disolución que contenga NH3 y 
su sal (NH4Cl), será menos básica 
que aquella con sólo NH3
Disoluciones Reguladoras (o Amortiguadores o Tampones o Buffer)
Son soluciones en que está presente el ácido débil (o base débil) más su 
sal. Estas disoluciones tienen la capacidad de resistir los cambios de pH 
cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base
Estas soluciones se hacen con entre el ácido o base y la sal de su 
conjugado, así no hay problema de que se consuman el uno al otro.
Por ejemplo, si se mezclan cantidades iguales de CH3COOH y CH3COONa, 
en medio acuoso. Las concentraciones de equilibrio son aproximadamente 
las iniciales. Si se agrega H+, será consumido por la base conjugada 
(CH3COO-), si se agrega OH-, será consumido por el ácido (CH3COOH)
La capacidad amortiguadora depende de la cantidad de ácido y base 
conjugada puesta en un principio.
Ejercicio,
¿Cuál de los sistema es un amortiguador?
a) KH2PO4/ H3PO4
b) NaClO4/ HClO4
c) C5H5N/ C5H5NHCl 
Kb piridina = 1,7 10-9
sí
no, su base conj.(ClO4-) es muy débil como
para captar H+
sí
Ejercicio,
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 10-5
[CH3COOH]
[H+] = Ka [CH3COOH] = (1.8 10-5) (1.0) = 1.8 10-5 M
[CH3COO-] (1.0)
en este caso en que la concentración de 
ácido y sal son iguales, el pH = pKa 
pH = -log (1.8 10-5) = 4.74
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 10-5) (1.1) = 2.2 10-5 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 10-5
[H+] inicial 1.8 10-5
= 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 10-7
Hay un aumento de un millón de veces
Preparemos un tampón a un pH prefijado,
Supongamos [ácido] ≈ [base conjugada], luego
log [base conj] ≈ 0 pH ≈ pKa
[ácido]
Entonces, debo buscar un ácido débil cuyo pKa sea similar al pH que deseo 
tener. Luego reemplazo en 
pH = pKa + log [base conjugada]
[ácido] 
Así tengo el cociente entre las concentraciones del ácido y la sal que 
debo tomar
Ejercicio,
¿Cómo prepararía una disolución reguladora de fosfato que tenga un pH de 
aprox. 7,4?
H3PO4 (ac) → H+ (ac) + H2PO4-(ac)Ka1 = 7.5 10-3 pKa1= 2.12
H2PO42-(ac) → H+ (ac) + HPO42-(ac) Ka2 = 6.2 10-8 pKa2= 7.21
HPO42-(ac) → H+ (ac) + PO43-(ac) Ka3 = 4.8 10-13 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 
Titulaciones Ácido-Base
H+ + OH- → H2O
Sistema ácido fuerte- base fuerte 
NaOH (ac) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H2O (l)
NaOH
0.1 M
25 mL HCl 0.1 M
Hallaremos la concentración de una disolución mediante otra 
disolución de concentración conocida, este procedimiento es la 
titulación
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0 10 20 30 40
NaOH agregado (mL)
pH
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0 10 20 30 40
NaOH agregado (mL)
pH
NaOH (ac) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H2O (l)
0.1 M 0.1 M
x mL 25 mL
Luego, al adicionar NaOH, el 
pH sube de a poco, pero cerca 
del punto de equivalencia, el 
pH sube rápidamente
punto de equivalencia,
H+(ac) + OH-(ac) → H2O(l)
En un principio, sólo tengo HCl 
en el matraz,
el pH = -log [H+] = - log (0.1) = 1
Esto es característico de la titulación entre ácido y base fuerte, aquí 
[H+] ó [OH-] son muy pequeñas, aprox. 1·10–14; entonces, la adición de 
una gota de base causará una gran incremento del pH.
luego del punto de equivalencia, nuevamente el pH sube lento
NaOH (ac) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H2O (l)
0.1 M 0.1 M
10 mL 25 mL
veamos el pH paso a paso,
1) ¿cuántos moles de HCl tengo?
25 mL· 0.1 mol HCl · 1 L = 2.5 10-3 mol HCl 
1 L 1000 mL
10 mL· 0.1 mol NaOH · 1 L = 1.0·10-3 mol NaOH
1 L NaOH 1000mL
al agregar 10 mL de NaOH, ¿cuantos moles son?
entonces se han neutralizado 1.0·10-3 mol de 
ácido;me quedan (2,5 10-3 – 1,0 10-3)= 1,5 10-3 mol 
de ácido en el matraz.
NaOH
0.1 M
25 mL HCl 0.1 M
[H+] = 1,5 10-3 mol HCl 1000 mL = 0,043 M
35 mL 1 L
pH = 1,37
NaOH (ac) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H2O (l)
0.1 M 0.1 M
25 mL 25 mL
2) al agregar 25 mL de NaOH
tengo una neutralización 
completa (tengo tantos moles 
de H+ como de OH-, que 
originan H2O) [H+] = [OH-] ⇒ pH = 7
3) al agregar 35 mL de NaOH 0.1 M. Ahora el volumen total es 60 mL. ¿La 
[NaOH] ?
veamos cuanto ha salido de la bureta y restémosle lo que fue 
neutralizado por el ácido que había:
35 mL 0,1 mol NaOH 1 L = 3,5 10–3 mol de NaOH 
1 L 1000 mL
pero debo restar los que se neutralizaron con el HCl:
(3,5 10-3 –2,5 10-3) = 1.0 10-3 mol NaOH quedan en el matraz
[OH-]= 1 10-3 mol NaOH 1000 mL = 0,017 M
60mL 1 L
pOH = 1.77 ⇒ pH = 12,23
Titulación de ácido débil 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)
Ejercicio,
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 10-3 mol de NaOH añadidos
1 L 1000mL
¿moles iniciales de ácido?
25 mL 0.1 mol CH3COOH 1L = 2,5 10-3 mol de CH3COOH
1 L 1000mL
entonces, queda de ácido:
(2,5 10-3 – 1,0 10-3) = 1,5 10-3 mol de ácido ..... pero el acetato hidroliza....
¿cuanto acetato se formó? 1.0 10-3 mol (los moles de OH- agregados)
CH3COO- (ac) + H2O (l) → CH3COOH (ac) + OH-(ac) 
vemos que se tiene un tampón CH3COOH/CH3COO-
[H+] = [CH3COOH] Ka
[CH3COO-]
= (1,5 10-3) 1.8 10-5 = 2,7 10-5
(1,0 10-3) 
pH = 4.57 
pH = pKa + log [base conjugada]
[ácido] 
pH = 4.745 + log (1.0 10-3) = 4.57 
(1.5 10-3)
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 10-3 mol 2,5 10-3 mol 2,5 10-3 mol
Entonces la conc. de la sal es,
[CH3COONa] = 2,5 10-3 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) 
0,05-x x x
Kb = Kw= 1,0 10-14 = x2 ⇒ x2 + 5,56 10-10 x –2,7 10-11 = 0 
Ka 1,8 10-5 (0,05 – x)
x = [OH-] = 5,196 10-6 ⇒ 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-,
(35-25) mL 0,10 mol NaOH 1 L = 1,0 10-3 mol NaOH pero ahora el volumen
1 L NaOH 1000mL es 60 mL
1000 mL[OH-] = 1,0 10-3 = 0 ,017 mol/L = 0,017 M 
60 mL 1L 
⇒ pOH = 1,77 ⇒ pH = 12,23
Titulación de ácido fuerte con base débil
o bien, simplemente
H+ (ac) + NH3(ac)→ NH4+(ac)HCl (ac) + NH3(ac)→ NH4Cl(ac)
Pero el ion amonio, NH4+, hidroliza:
NH4+ (ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H3O+ (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
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0 10 20 30 40 50
mL base
pH
HCl
base
base
HCl
Indicadores Ácido-Base
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
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0 10 20 30 40
NaOH agregado (mL)
pH
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 final de 
la titulación (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 final 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
12
11
10
9
8
7
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 el pH
indicador ácido ácido* básico 
básico**
intervalo de pH en que 
ocurre el cambio (rango 
de viraje)
azul de timol rojo amarillo 1.2-2.8
azul de 
bromofenol
amarillo azul púrpura 3.0-4.6
anaranjado de 
metilo
anaranjado amarillo 3.1-4.4
rojo de metilo rojo amarillo 4.2-6.3
azul de 
clorofenol
amarillo rojo 4.8-6.4
azul de 
bromotimolamarillo azul 6.0-7.6
rojo de cresol amarillo rojo 7.2-8.8
fenolftaleína incoloro rosa 8.3-10.0
*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 (4.2-6.3), azul de 
clorofenol(4.8-6.4), azul de bromotimol 
(6.0-7.6),rojo de cresol ( 7.2-8.8) y la 
fenolftaleína (8.3-10.0), 
CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l) 
pH
14
13
12
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10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0 10 20 30 40 50
NaOH agregado (mL)
ahora la parte más 
inclinada está entre 7-10, 
entonces me sirven el rojo 
de cresol (7.2-8.8) y la 
fenolftaleína (8.3-10.0)
HCl (ac) + NH3(ac)→ NH4Cl(ac)
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0 10 20 30 40 50
mL HCl
pH
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
0 10 20 30 40 50
mL base
pH
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(3.1-4.4), el rojo 
de metilo (4.2-6.3) y el azul de clorofenol(4.8-6.4)

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