Copia de pre_presentacion_14_acidos y bases_2021_2_REV corregido - Ernesto Montero Domínguez

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1
ÁCIDOS Y BASES
Pre –
Universitario
2021-2
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2
Conceptos básicos
Se reconoce a los ácidos y las bases por las siguientes
propiedades generales.
ÁCIDOS BASES
Poseen sabor agrio (como el vinagre) y
producen una sensación punzante en la piel.
Poseen sabor amargo como la leche de
magnesia (hidróxido de magnesio).
Neutralizan a las bases o álcalis Neutralizan a los ácidos
Disueltos en agua conducen la corriente
eléctrica.
Disueltos en agua conducen la corriente
eléctrica.
Reaccionan con carbonatos ( 𝐶𝑂3
2− ) y
bicarbonatos (HCO3-) produciendo dióxido de
carbono gaseoso (CO2).
Producen una sensación jabonosa o resbalosa
al tacto.
Reaccionan con metales activos como el zinc,
magnesio..., liberando gas hidrogeno (H2).
𝐌𝐠 𝐬 + 𝟐𝐇𝐂𝐥 𝐚𝐜 ⟶ 𝐌𝐠𝐂𝐥𝟐 𝐚𝐜 + 𝐇𝟐 𝐠
Generalmente las bases fuertes presentan
iones hidróxidos (OH-) en su formula química.
𝐌𝐠(𝑶𝑯)𝟐 𝐬 , 𝐍𝐚𝐎𝐇 𝐬 , 𝐊𝐎𝐇 𝐬 …
Cambian de color algunos indicadores como
el papel de tornasol (de azul a rojo)
Cambian de color algunos indicadores como
el papel de tornasol (de rojo a azul).
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Conceptos básicos
Ácido Base
Vinagre Leche de magnesia
Limón Limpiador de drenaje
Café negro Lejía
Ácido 
Ascórbico
Bicarbonato 
de sodio
Ejemplos de ácidos y bases de la vida cotidiana
4
Alimentos de nuestra vida diaria con 
propiedades ácidas y básicas
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Teorías y definiciones ácido-base
Teoría de Svante Arrhenius (1887)
Ácido: Sustancia que en solución acuosa produce o genera iones 
hidrógeno (H+)
HCl (ac) → H
+
(ac) + Cl
-
(ac)
Base Sustancia que en solución acuosa produce o genera iones 
hidróxido (OH-)
NaOH(ac) → Na
+
(ac) + (OH)
-
(ac)
CH3COOH (ac) CH3COO
-
(ac) + H
+
(ac)
KOH(ac) → K
+
(ac) + (OH)
-
(ac)
Nota: Según esta teoría una reacción ácido-base produce sal y agua. 
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Teorías y definiciones de ácido-base
Limitaciones a la teoría de Arrhenius
• Define ácidos y bases solo en soluciones acuosas.
• No existe en solución acuosa el ion H+ aislado, su representación
más frecuente es H3O
+
• Solo es válida para especies que presentan en su estructura
grupos (OH)- o H+ disociados, pero especies como el Ca, CH4,
NH3, CH3OH no son considerados en esta definición.
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7
PROBLEMA 1.-Indicar en cuál de los siguientes conjuntos, un compuesto 
no es considerado como ácido de Arrhenius:
A) HCl, HNO3, CH3COOH
B) H2SO4, NH3, HCl
C) NH4
+, CH3COOH, HNO3
D) HClO4, HF, HCl
E) NH4
+, HCl, H2SO4
CLAVE: (B)
8
8
PROBLEMA 2.-Respecto a las limitaciones de la teoría de Arrhenius, indique 
la alternativa correcta, después de determinar si la proposición es verdadera 
(V) o falsa (F), según corresponda:
I. No explica el comportamiento ácido o básico de sustancias que sin tener 
hidrógeno (H+ ) o grupos (OH−) es su composición los produzcan al 
disolverse en agua. 
II. Limita el concepto de ácido y de base exclusivamente a disoluciones 
acuosas.
III. No explica la posibilidad de realizar reacciones de neutralización en otros 
disolventes.
A) FFF B) FVF C) VFV D) VFF E) VVV
CLAVE: (E)
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PROBLEMA 3.- Según la definición de Arrhenius, determine verdadero (V) o 
falso (F) a cada proposición; en base a la siguiente reacción:
3𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑐) + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 𝑎𝑐 ⇄ 𝐴𝑙(𝑁𝑂3)3(𝑎𝑐) + 3𝐻2𝑂(𝑙)
I. El 𝐻𝑁𝑂3 actúa como ácido, liberando 𝐻
+.
II. Es una neutralización ácido-base, el producto final es solución 
electrolítica.
III. El 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 actúa como base; liberando iones 𝐻3𝑂
+.
A) FVV B) VVV C) VVF D) VFF E) FVF
CLAVE: (C)
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Definiciones de ácido-base
Definición de Brönsted-Lowry (1923)
Ácido: Es toda especie química capaz de donar un protón H+ a otra sustancia,
formando una base conjugada.
Base: Es toda especie química capaz de aceptar un protón H+, formando un
ácido conjugado
• Bronsted-Lowry da importancia a la transferencia de protones.
• También se aplica a reacciones que no se realizan en solución acuosa.
Ejemplo:
Ácido Base
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Definiciones de ácido-base
Especie anfótera o anfiprótica
Es aquella especie química capaz de donar protones y aceptarlos. Se
reconoce porque en unas reacciones se comporta como ácido y en otras
como base.
En la reacción entre el H2O y NH3 se transfiere un protón del ácido (H2O) a la 
base (NH3).
H2O + NH3 →OH
- + NH4
+
Un ácido y una base siempre actúan conjuntamente para transferir un
protón. En otras palabras, una sustancia puede funcionar como ácido
sólo si otra sustancia se comporta simultáneamente como base.
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Definiciones de ácido-base
Pares conjugados ácido-base: Brönsted-Lowry
Ácido Base
En todo equilibrio ácido-base existe transferencia de protones tanto en la
reacción directa como en la reacción inversa. Por ejemplo considerando la
reacción de un ácido (HX), con agua.
HX(ac) + H2O (l) X
-(ac) + H3O
+(ac)
Par conjugado ácido- base
Par conjugado base-ácido
Base
conjugada
Ácido
conjugado
En la reacción directa HX dona un protón al H2O. Por lo tanto HX es el
ácido y H2O es la base. En la reacción inversa el H3O
+ dona un protón a X-,
de modo que el H3O
+ es el ácido y el X- es la base.
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Definiciones de ácido-base
Pares conjugados ácido-base: Brönsted-Lowry: 
ejemplos
CH3COOH(ac) + H2O (l) CH3COO
-(ac) + H3O
+(ac)
NH3(ac) + H2O (l) NH4
+(ac) + OH-
Par conjugado ácido- base
Par conjugado base- ácido
Par conjugado ácido-base
Par conjugado base- ácido
ácido
ácido
Base
Base
Base
conjugada
Base
conjugada
ácido
conjugado
ácido
conjugado
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PROBLEMA 4.-Indique el o los ácidos de Brönsted-Lowry presentes en el 
equilibrio siguiente:
NH4
+
( ac) + H2O(l) ⇄ NH3(g) + H3O
+
(ac)
A) Solo H3O
+ B) Solo NH4
+ C) NH4
+ y H3O
+ y D) Solo H2O E) H2O y NH3
CLAVE: (C)
15
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PROBLEMA 5 .-Indique las bases conjugadas de las especies químicas H2S y 
HCO3
- en solución acuosa, respectivamente.
A) S2- y CO3
2- B) HS- y CO3
2- C) OH- y H3O
+ D) S2- y H2CO3
E) H3S
+ y H2CO3
CLAVE: (B)
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PROBLEMA 6.-En el siguiente sistema ácido-base
H2O + NH3 ⇋ NH4
+ + OH-
¿Cuál de las alternativas agrupa a las sustancias que se comportan como 
ácidos de Brönsted-Lowry?
A) NH3 y NH4
+ B) H2O y NH4
+ C) H2O y OH
-
D) NH3 y H2O E) NH3 y OH
-
CLAVE:( B)
17
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PROBLEMA 7 .-De acuerdo a la teoría de Bronsted-Lowry, ¿Cuál de los 
equilibrios no involucra una reacción ácido base? 
A) HCN + KOH ⇋ H2O + KCN
B) NH4
+ ⇋ NH3 + H
+
C) NaHCO3 + H2O ⇋ H2CO3 + NaOH 
D) Al(OH)2
- + H2O ⇋ Al(OH)3 + H
+
E) HCl + AgNO3 ⇋ AgCl + HNO3
CLAVE: (B)
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Definiciones de ácido-base
Ácido Base
Teoría de G.N Lewis (1923)
Base: Es toda especie química que puede donar pares de electrones, por
ejemplo: NH3.
Ácido: Es toda especie química capaz de aceptar pares de electrones, por 
ejemplo: BF3, SO2 , SO3 .
A + : B ⇒ A-B
Aducto
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Definiciones de ácido-base
Los ácidos de Lewis son especies con orbitales vacíos que pueden
acomodar pares de electrones; las bases de Lewis son especies que
tienen pares de electrones solitarios disponibles para compartir.
Una reacción ácido-base de Lewis es aquella que implica una donación
de un par de electrones de una especie a otra, dicha reacción no
produce una sal y agua.
Base ácido Aducto o especie coordinada
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PROBLEMA 8 .-¿Cuáles de las siguientes especies pueden actuar como 
ácidos de Lewis?
I. Fe+2 II. CO2 III. Br
-
A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I, II E) I, II y III
CLAVE: ( D )
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PROBLEMA 9 .- Cuál de los siguientes compuestos es un ácido de acuerdo a la 
teoría de Lewis:
A) NCl3 B) PF3 C) PH3 D) NH3 E) BF3
CLAVE: (E)
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PROBLEMA 10.- De acuerdo a las definiciones de ácidos y bases, señale la 
secuencia correcta de verdad (V) o falsedad (F): 
I. El ión NH4
+ es un ácido de Bronsted-Lowry.
II. BF3 es una base de Lewis.
III. De acuerdo a la definición de Arrheniusel agua se comporta como ácido 
o como base.
A) FFV B) FVF C) VFF D) VFV E) VVV
CLAVE: (C)
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Fuerza relativa de ácidos y bases según Bronsted-Lowry
Cuanto más fuerte es la base, tanto más débil es su ácido conjugado y
viceversa.
La fuerza de un ácido y de una base está determinada por la capacidad
que tienen para donar o aceptar protones.
HCl(g) + H2O(l) → H3O
+
(ac) + Cl
-
(ac)
CH3COOH(ac) + H2O(l) ⇄ CH3COO
-
(ac) + H3O
+ 
(ac) 
NH4
+
(ac) + OH
-
(ac) ⇄ NH3 (ac) + H2O (l)
Cuanto más fuerte es el ácido, tanto más débil es su base conjugada o
cuanto más débil es el ácido más fuerte es su base conjugada. Ejemplos
Base 
conjugada
Ácido 
conjugadoácido Base
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Fuerza relativa de algunos pares conjugados ácido-base comunes
25
Ácidos y bases fuertes 
Los ácidos y bases fuertes son electrólitos fuertes que existen en disolución acuosa
exclusivamente como iones. Tienen una constante de ionización muy altas y un porcentaje de
conversión próximo al 100 %.
HNO3(ac)+ H2O(l) → H3O
+
(ac) +NO3
-
(ac)
Ácidos fuertes
La única fuente significativa de H3O
+ viene del ácido fuerte. (A menos que la disolución sea
extremadamente diluida). Ejemplos:
HCl(g) + H2O(l) → H3O
+
(ac) + Cl
-
(ac)
Bases fuertes
La única fuente importante de OH- viene de la base fuerte. (A menos que la disolución sea
extremadamente diluida).Ejemplo:
NaOH(ac) → Na+(ac) + OH-(ac) 
ácidoÁcido fuerte
Base fuerte
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Ácidos y bases fuertes más 
frecuentes
Ácidos Bases
HClO4 LiOH
HI NaOH
HBr KOH
HCl CsOH
H2SO4 Ca(OH) 2
HNO3 Sr(OH)2
Ba(OH)2
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Constantes de ionización de ácidos y bases débiles
Constante de ionización de ácidos débiles (Ka)
La mayor parte de las sustancias ácidas son ácidos débiles y se disocian parcialmente en
disolución acuosa.
HA(ac) + H2O(l) ⇄ + A
-
(ac) + H3O
+
(ac) o HA(ac) ⇄ H
+
(ac) + A
-
(ac)
Debido a que [H2O] es prácticamente constante, se omite de la expresión de la constante de
equilibrio.
𝑲𝒆𝒒 = 𝑲𝒂 =
𝑯𝟑𝑶
+ [𝑨−]
[𝑯𝑨]
= 
𝑯+ [𝑨−]
[𝑯𝑨]
𝐾𝑎: constante de acidez (o disociación ácida)
Con ayuda de la constante de equilibrio de la reacción de disociación se puede expresar la
medida en la que un ácido débil se disocia.
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Constantes de ionización de ácidos débiles en agua a 
25°C kaÁcidos
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Ácidos y bases débiles 
Muchas sustancias se comportan como bases débiles en agua. Las bases débiles
reaccionan con el agua extrayendo protones del H2O, con lo cual se forma el ácido
conjugado de la base y iones OH-.
B(ac) + H2O(l) ⇄ HB
+
(ac) + OH
-
(ac)
Debido a que [H2O] es prácticamente constante, se omite de la expresión de la constante de
equilibrio.
𝐾𝑒𝑞 = 𝐾𝑏 =
𝐵𝐻+ [𝑂𝐻−]
[𝐵]
𝐾𝑏: constante de basicidad (o disociación básica)
ácidoBase
Base 
conjugada
ácido 
conjugado
Constante de ionización de bases débiles (Kb)
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Algunas bases débiles en agua a 25°C 
31
PROBLEMA 11.-¿En cuál o cuáles de las siguientes reacciones, el agua actúa 
como una base?
I. H2O + CH3COO
− ⇄ CH3COOH + OH
−
II. H2O + CN
− ⇄ HCN + OH−
III. H2O + NH3 ⇄ NH4
+ + OH−
IV. H2O + H3PO4 ⇄ H3O
+ + H2PO4
−
V. H2O + HSO4
− ⇄ H3O
+ + SO4
2−
A) I, II y III B) II y V C) IV y V D) Solo V E) I y II
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Autoionización del agua (Kw)
Una de las propiedades químicas más importantes del agua es su
capacidad para actuar ya sea como ácido o como base de Bronsted,
según las circunstancias.
Producto iónico del agua
𝐾𝑒𝑞= 𝐻3𝑂
+ 𝑂𝐻− → Kw= 𝐻3𝑂
+ 𝑂𝐻−
Dado que la auto ionización del agua es un proceso de equilibrio:
Base ácido
ácido 
conjugado
Base 
conjugada
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Autoionización del agua (Kw)
Kw = [H3O
+][OH-] = 1.0 x10-14 (a 25°C)
Se emplea Kw para denotar la constante de equilibrio conocida como la
constante del producto iónico del agua.
Kw = [H3O
+][OH-] = [H+][OH-] = 1.0 x10-14 (a 25°C)
Kw se puede escribir en términos ya sea de H3O
+ o de H+.
Esta expresión de la constante de equilibrio y el valor de Kw a 25°C son
sumamente importantes.
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PROBLEMA 12 .- Dada las siguientes proposiciones:
I. El 𝐾𝑏 es mayor para las bases más débiles.
II. El 𝐾𝑎 es mayor para los ácidos más fuertes.
III. El producto iónico del agua (𝐾𝑤) es igual a 1x 10
−14 a cualquier 
temperatura.
Indique la alternativa que contiene las proporciones correctas.
A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y II E) II y III
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Relación entre Ka y Kb
Desde un punto de vista cualitativo los ácidos más fuertes tienen las
bases conjugadas más débiles.
HA(ac) +H2O(l) ⇄ A
-
(ac)+ H3O
+
(ac) 
𝐾𝑎 =
𝐻3𝑂
+ [𝐴−]
[𝐻𝐴]
𝐾𝑏 =
𝐴𝐻 [𝑂𝐻−]
[𝐴−]
A-(ac) + H2O(l) ⇄ AH(ac) + OH
-
(ac)
Al multiplicar Ka y Kb se obtiene lo siguiente:
𝐾𝑎𝑥𝐾𝑏 =
𝐻3𝑂
+ 𝐴−
[𝐻𝐴]
𝑥
𝐴𝐻 [𝑂𝐻−]
[𝐴−]
𝐾𝑎𝑥𝐾𝑏 = 𝐻3𝑂
+ 𝑥[𝑂𝐻−]= 𝐻+ 𝑥 𝑂𝐻−
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El producto de la constante de disociación ácida de un ácido por la
constante de disociación básica de su base conjugada es la constante del
producto iónico del agua.
𝐾𝑎𝑥𝐾𝑏 = 𝑲𝒘
En un ácido si Ka es más grande, su base conjugada debe tener un
Kb más pequeña para que el producto Kw sea igual a 1.0x10-14 a
25°C.
Algunas pares conjugados acido-base a 25°C
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Potencial de Hidrógeno (pH)
• Está relacionado con el grado de acidez o basicidad de una disolución.
• Es otra forma de expresar la concentración molar(mol/L) de iones de
hidrógeno en una disolución.
• El pH de una disolución es una cantidad adimensional.
• En general para soluciones diluidas ≤ 1M.
Se determina según la siguiente expresión:
𝒑𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠 𝑯+ ; 𝑯+ = 𝟏𝟎−𝒑𝑯 𝑴
𝒑𝑶𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠 𝑶𝑯− ; 𝑶𝑯− = 𝟏𝟎−𝒑𝑶𝑯 𝑴
Fue establecido por el químico danés Soren Peer
Lauritz Sorensen(1909).
38
Medidor de 
pH para tierra
Medidor de 
pH universal
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Potencial de Hidrógeno (pH)
Las disoluciones ácidas-básicas se identifican por sus valores de pH, como:
Disoluciones Concentraciones(M) pH
Ácidos > 1,0 𝑥 10−7 < 7,0
Neutras 1,0 𝑥 10−7 = 7,0
Básicos < 1,0 𝑥 10−7 > 7,0
• Por definición: 𝑲𝒘 = 𝑯𝟑𝑶
+ 𝑶𝑯−
• Aplicando: -Log
−𝑙𝑜𝑔𝐾𝑤 = − log 𝐻3𝑂
+ + (− log 𝑂𝐻− )
𝑝𝐾𝑤 = 𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻
• A 25° C: 𝑲𝒘 = 𝟏, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎
−𝟏𝟒
𝐩𝐇 + 𝐩𝐎𝐇 = 𝟏𝟒
Relación entre el pH y pOH: 
40
41
PROBLEMA 13.- Se tiene las siguientes especies conjugadas y valores de 
Ka correspondientes:
Al respecto, ¿Cuáles de las siguientes proposiciones son correctas?
I. H2E
− es una base más débil que A−.
II. H2B es un ácido más fuerte que HA.
III. HA y 𝐻3𝐸 producirán valores de pH idénticos.
A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y II E) I, II y III
HA 𝐀− 𝐊𝐚 = 𝟏, 𝟎 × 𝟏𝟎−𝟔
𝐇𝟐𝐁 𝐇𝐁
− 𝐊𝐚 = 𝟏, 𝟎 × 𝟏𝟎−𝟓
𝐇𝟑𝐄 𝐇𝟐𝐄
− 𝐊𝐚 = 𝟏, 𝟎 × 𝟏𝟎−𝟒
42
PROBLEMA 14.- Calcule el pH de una solución acuosa de hidróxido de 
sodio, NaOH, 0,01M.
A) 1 B) 2 C) 12 D) 10 E) 14
43
PROBLEMA 15 .-Se ha encontrado que una disolución de ácido acético 0,4 
molar está 0,67% ionizada. Calcule la concentración de los iones acetato.
A) 5,41 x 10−4M B) 2,68 x 10−3M C) 3,97 x 10−2M
D) 2,51 x 10−1M E) 0,397M
44
PROBLEMA 16 .-Una disolución acuosa 0,05 M de un ácido débil HA, que se 
disocia según:
AH ↔ 𝐴− + 𝐻+
Está ionizada en 2%. Calcule la constante de equilibrio 
y el pH, respectivamente.
A) 2,04 x 10−4; 2 B) 2,04 x 10−5; 3 C) 2,04 x 10−5; 2
D) 2,04 x 10−6; 2 E) 2,04 x 10−6; 3
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PROBLEMA 17 .-Calcule la concentración del ácido clorhídrico en el 
estómago de una persona, en g/L, si el pH promedio del jugo gástrico en 2.
Masas molares atómicas (g/mol): H=1; Cl=35,5
A) 0,36 B) 0,72 C) 1,80 D) 3,65 E) 4,20
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PROBLEMA 18 .-Determine la constante de acidez de una solución acuosa de 
ácido benzoicoC6H5COOH 0,01 N cuyo pH es 3,10.
A) 1,8 x 10−5 B) 6,8 x 10−5 C) 3,6 x 10−4
D) 6,2 x 10−3 E) 3,8 x 10−3
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Neutralización y titulación
Neutralización:
Á𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝑏𝑎𝑠𝑒 → 𝑠𝑎𝑙 + 𝑎𝑔𝑢𝑎
Es un proceso en el cual se combinan un ácido fuerte con una base fuerte y se produce
una reacción de neutralización.
En toda reacción de neutralización ácido-base se cumple:
# 𝐄𝐪( á𝐜𝐢𝐝𝐨) = #𝐄𝐪(𝐛𝐚𝐬𝐞)
𝐍á𝐜𝐢𝐝𝐨 𝐱 𝐕á𝐜𝐢𝐝𝐨 = 𝐍𝐛𝐚𝐬𝐞 𝐱 𝐕𝐛𝐚𝐬𝐞
Ejemplo:
HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) 
Además: 
# Eq (sto)= 
𝑚 (𝑠𝑡𝑜)
𝐸𝑞(𝑠𝑡𝑜)
48
Neutralización y titulación
Titulación o valoración ácido-base
Es un método de análisis químico cuantitativo que permite determinar la
concentración de una disolución ácido o básica desconocida, mediante
una neutralización controlada.
Indicadores ácido-base
Para titular una solución desconocida con un estándar, se emplea ciertas
sustancias denominadas indicadores ácido-base .
Son compuestos orgánicos complejos de carácter anfotérico, que
presentan colores diferentes de acuerdo al medio ácido o básico en el
que se encuentra; estás no se involucran químicamente en la reacción.
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Ejemplos de indicadores acido-base:
Fenolftaleína: En medio ácido es incolora y en medio básico es rosado
Estructura de la 
Fenolftaleína: 
Papel de tornasol(rojo):
En medio ácido sigue rojo.
En medio básico se torna de
color azul
50
Neutralización y titulación.
Titulación o valoración de ácido-base 
La titulación ácido base se puede
realizar con una bureta (tubo
graduado) que permite medir la
cantidad de ácido o base de
concentración conocida
necesaria para neutralizar a la
solución de base o ácido
desconocido al cual se le ha
adicionado un indicador para
observar el punto de equivalencia.
51
Neutralización y titulación.
Titulación o valoración de ácido-base 
Se produce durante una valoración
química cuando la cantidad de
sustancia valorante (solución de
concentración conocida) agregada es
estequiométricamente equivalente a la
cantidad presente de la sustancia a
analizar en la muestra (solución de
concentración desconocida), es decir
reacciona exactamente con ella.
Punto estequiométrico o
equivalente :
52
Neutralización y titulación.
Punto final:
Es el cambio físico y perceptible o
medible alrededor del punto de
equivalencia que permite finalizar la
valoración y se determina mediante
el uso de un indicador, es el
momento en que se adicionó un
exceso del reactivo estándar y ocurre
el cambio de coloración, se cumple:
# 𝐄𝐪 á𝐜𝐢𝐝𝐨 = #𝐄𝐪(𝐛𝐚𝐬𝐞)
𝐍á𝐜𝐢𝐝𝐨 𝐱 𝐕á𝐜𝐢𝐝𝐨 = 𝐍𝐛𝐚𝐬𝐞 𝐱 𝐕𝐛𝐚𝐬𝐞
Ejemplo
[KOH]= 0,02 M; V(alcalino)= 50 mL
[HBr]= 0,01 M V(acido)= ? (L)
En el punto de equivalencia:
(NxV)( acido) = (NxV)(base)
0,01x V(ácido) =0,02x 0,05
V(ácido) = 0,1 L
53
PROBLEMA 19 .- Determine el pH de una disolución resultante, preparada
al mezclar 10,0 mL de NaOH 0,10 M con 25,0 mL de HCl 0,10 M
54
PROBLEMA 20 .-¿Cuál será el pOH de la solución obtenida al mezclar 12 ml 
de NaOH 0,01M y 8 ml de HCl 0,02M?
A) 2,7 B) 1,7 C) 6,2 D) 7,0 E) 11,3
55
PROBLEMA 21.- Se hace reaccionar 500 mL de ácido nítrico 4,2 M con una 
muestra de 160 g, cuyo % de pureza con respecto al NaOH es del 50% . 
Calcule el pOH de la solución resultante? 
Nota: considere despreciable el cambio de volumen al agregar la muestra.
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Referencias Bibliográficas
• BROWN, Theodore y LeMay, Eugene. (2014) Química: La Ciencia Central. México,
D.F. : Pearson Educación– Recurso en línea.
• CHANG, Raymond. Fundamentos de química 1a ed. México, D.F. : McGraw-Hill
Interamericana, 2011 – Recurso en línea.
• CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química / 7a ed. en español México,
D.F. : McGraw-Hill-Interamericana, 2013. – Recurso en línea.
• PETRUCCI, Ralph H. HERRING, F. Geoffrey. Química general: Principios y
aplicaciones modernas 10a ed. Madrid : Pearson Educación, 2011 – Recurso
en línea.
• WHITTEN, Kennet; GAILEY, Kennet. (2015). Química General. México, D.F: Mc
Graw Hill. – Recurso en línea.