TEMA 55

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©Antonio Abrisqueta García.1999. Temario Específico – Tema 55
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TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA
(Oposiciones de Enseñanza Secundaria)
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TEMA 55
ÁCIDOS Y BASES. TEORIAS. MEDIDAS DE pH. INDICADORES. PROCE-
DIMIENTOS PARA LA REALIZACIÓN EXPERIMENTAL DE UNA CURVA DE
VALORACIÓN ÁCIDO-BASE. HIDRÓLISIS. SOLUCIONES AMORTIGUADO-
RAS. LLUVIA ÁCIDA Y CONTAMINACIÓN.
Esquema
1. Ácidos y bases.
1.1. Propiedades de ácidos y bases.
2. Definición de Arrhenius.
2.1. Neutralización
2.2. Limitaciones de la Teoría de Arrhenius.
3. Definición protónica de Brönsted-Lowry.
3.1. Ácidos y bases conjugados.
3.2. Sustancias anfitrópicas
3.3. Fuerza de ácidos y bases.
3.4. Definición de Lux-Flood.
3.5. Definición de los sistemas disolventes.
4. Definición electrónica de Lewis.
5. Fuerza de ácidos y bases.
5.1. Grado de realización de la reacción ácido-base.
5.2. Constantes de ácido y de base. PKa y pKb.
6. Ionización del agua. Escala de pH.
6.1. Producto iónico del agua.
6.2. Definición de pH.
7. Medidas de pH.
7.1. Cálculos de pH
7.1.1. Ácidos fuertes.
7.1.2. Bases fuertes.
7.1.3. Ácidos débiles.
8. Indicadores.
9. Curvas de valoración ácido-base.
9.1. Análisis volumétrico.
9.2. Valoración de ácido fuerte con base fuerte.
9.3. Valoración de base fuerte con ácido fuerte.
9.4. Valoración de ácido débil con base fuerte.
9.5. Valoración de base débil con ácido fuerte.
10. Hidrólisis.
10.1. Mecanismo de la hidrólisis.
10.2. Sal de ácido fuerte y base fuerte.
10.3. Sal de ácido débil y base fuerte.
10.4. Sal de ácido fuerte y base débil.
10.5. Sal de ácido débil y base débil.
11. Disoluciones reguladoras, amortiguadoras o tampón.
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12. Lluvia ácida y contaminación.
12.1. Mecanismo de la lluvia ácida.
12.2. Consecuencias destructivas de la lluvia ácida.
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TEMA 55
ÁCIDOS Y BASES. TEORIAS. MEDIDAS DE pH. INDICADORES. PROCE-
DIMIENTOS PARA LA REALIZACIÓN EXPERIMENTAL DE UNA CURVA DE
VALORACIÓN ÁCIDO-BASE. HIDRÓLISIS. SOLUCIONES AMORTIGUADO-
RAS. LLUVIA ÁCIDA Y CONTAMINACIÓN.
1. ÁCIDOS Y BASES
Desde los primeros tiempos del desarrollo de la Química como ciencia, los inves-
tigadores, en su afán de ordenar sus conocimientos acerca de la materia, se fijaron en el
comportamiento de las distintas sustancias observando semejanzas y diferencias. Como
consecuencia de ello, clasificaron a los compuestos en tres grandes grupos: ácidos, ál-
calis (o bases) y sales.
1.1. Propiedades de ácidos y bases.
Las propiedades comunes de las sustancias de cada uno de los tres grupos fueron
completándose por vía experimental a la vez que se modificaban las ideas acerca de la
posible composición de dichas sustancias. En la evolución de los conceptos de ácido,
base y sal intervinieron científicos tan prestigiosos como Boyle, Lavoisier, Gay-Lussac,
Berzelius, etc.
Las primeras definiciones a comienzos del siglo XIX fueron operacionales, es de-
cir, basadas en las propiedades comunes observadas, pero no hacen referencia a ninguna
característica común en la estructura molecular de los ácidos y de las bases. En tales
definiciones se caracterizaban:
- Los ácidos
-Compuestos con sabor agrio característico.
-Sus disoluciones cambiaban de color a colorantes vegetales.
-Disuelven a muchas sustancias.
-Contienen hidrógeno que puede liberarse en forma gaseosa, al reaccionar sus
disoluciones acuosas con metales activos.
-Pierden sus propiedades características al reaccionar con las sustancias llamadas
bases.
-Las bases
-Compuestos con sabor amargo característico.
-Suavidad al tacto (hidrolizan las proteínas de la piel).
-Sus disoluciones cambian el color a colorantes vegetales.
-Precipitan muchas sustancias que son solubles en ácidos.
-Pierden sus propiedades al reaccionar con los ácidos.
A continuación estudiaremos cada una de las más importantes definiciones de
ácido-base.
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2. DEFINICIÓN DE ARRHENIUS
La primera definición de carácter conceptual fue establecida por Arrhenius a fines
del S.XIX dentro de su teoría general de la ionización o disociación de muchos com-
puestos al disolverse en agua.
Según Arrhenius "ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se ioniza de-
jando en libertad iones H+ y base es toda sustancia que en disolución acuosa se ioniza
liberando iones OH−". Así, según Arrhenius, son ácidos:
HCl (disol.acuosa) ←→Cl− (aq) + H+ (aq)
H2SO4 (disol.acuosa) ←→ SO4= (aq) + 2H+ (aq)
y son bases: NaOH (disol.acuosa) ←→ Na+(aq) + OH−(aq)
 Ca(OH)2 (disol.acuosa) ←→ Ca+2(aq) + 2OH−(aq)
2.1. Neutralización.
Con la definición de Arrhenius se comprende fácilmente la teoría de la neutraliza-
ción: H+ + OH− ←→ H2O 
De acuerdo con esta expresión, para la reacción de neutralización se ha de esperar
que las características de esta reacción sean idénticas e independientes del ácido y base
que reaccionen. Esto es lo que se encuentra experimentalmente, por ejemplo, la entalpía
molar de neutralización para estas reacciones es aproximadamente constante e igual a
−56'9 KJ/mol.
Uno de los resultados más importantes de la teoría de la disociación iónica de
Arrhenius fue el explicar que ácidos diferentes tuvieran fuerzas distintas. Dicho hecho
es fácilmente justificado a partir del diferente grado de disociación de los distintos áci-
dos, considerado como el tanto por uno de moléculas de ácido o base disociadas. Según
Arrhenius, un ácido fuerte tiene un alto grado de disociación y un ácido débil está par-
cialmente disociado.
2.2. Limitaciones de la Teoría de Arrhenius.
Las limitaciones de la teoría de Arrhenius son evidentes y numerosas. Destacare-
mos las siguientes:
- El carácter ácido--base queda limitado al medio acuoso.
- No explica el carácter ácido-base de muchos compuestos en cuyas moléculas no
figuran H+ u OH− (como NH3, CO3Na2,…)
Todas estas objeciones condujeron a la necesidad de proponer una definición más
general que pudiera aplicarse a cualquier disolvente. Hay que reconocer que los con-
ceptos de ácido y de base según Arrhenius fueron y son aún de extraordinaria utilidad.
3. DEFINICIÓN PROTÓNICA DE BRÖNSTED-LOWRY
La definición protónica de ácido-base fue propuesta por el danés Brönsted y el in-
glés Lowry de forma independiente en 1923 y dice así: "Acido es cualquier sustancia
molecular o iónica que puede ceder un protón a otra que se comporta como base. Por
tanto una Base es cualquier sustancia que puede aceptar un protón de otra que se com-
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porta como ácido." Del mismo concepto de ácido y base se deduce que una sustancia
ácida no puede actuar como tal mas que en presencia de una base y viceversa.
3.1. Ácidos y Bases conjugados.
Cuando un ácido cede un protón a una base, el resto de la molécula del ácido pue-
de volver a aceptar un protón, lo que implica que se ha convertido en una base que reci-
be el nombre de "base conjugada". Igual sucede cuando una base acepta un protón, que
se convierte en un "ácido conjugado". Ejemplo:
HCl + NH3 ←→ Cl− + NH4+
ácido 1 base 2 base 1 ácido 2
Por tanto todas las reacciones ácido-base según Brönsted-Lowry implican la pre-
sencia de dos pares ácido-base en equilibrio.
3.2. Sustancias anfitrópicas.
Muchos compuestos pueden actuar romo ácidos y como bases, dependiendo de la
sustancia con la que se encuentren. Así por ejemplo, el agua actúa como base frente al
cloruro de hidrógeno en disolución (ácido clorhídrico), HCl:
HCl +H2O ←→ Cl− + H3O+
y como ácido frente al NH3 :
NH3 + H2O ←→ NH4+ + OH−
A estas sustancias se les llama anfitrópicas. Son anfitrópicos también, los iones
intermedios de los ácido di- o tripróticos. Así, el HCO3− actúa:
- como ácido frente al NaOH:
HCO3−(aq) + Na+(aq) + OH−(aq) ←→ CO3=(aq) + H2O + Na+(aq)
- como base frente al HF:
HCO3−(aq) + HF(aq) ←→ H2CO3 + F−(aq)
Esta definición limita los ácidos a los compuestos que tienen hidrógeno. Sin em-
bargo existen muchas sustancias que sin tener hidrógeno se comportan como ácidos (el
AlCl3 neutraliza una disolución de NH3). Hechos semejante a este son justificados me-
diante una definición más amplia de ácidos y bases propuesta por Lewis.
3.3. Fuerza de ácidos y bases.
Tornando el agua como disolvente podemos establecer una escala de fuerza ácida
o básica de tal forma que para la reacción del HCl y de CH3COOH con el agua, obser-
vamos que K(HCl)>K(CH3COOH) de lo que se deduce que el HCl es más ácido que el
CH3COOH. Igualmente se puede establecer para las bases.
Sin embargo, los ácidos muy fuertes o las bases muy fuertes gozan aproximada-
mente de la misma fuerza frente al agua y por tanto el disolvente hace de nivelador de la
fuerza ácida o básica.
Acidos fuertes: HClO4, H2SO4, HNO3, HCl,...
Bases fuertes: NaOH, KOH,...
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Estos ácidos están totalmente disociados en agua y para poder distinguir la fuerza
ácida de los ácidos, hemos de tomar un disolvente más ácido que el agua, tal como el
ácido acético y así se obtiene:
HClO4>HBr>H2SO4>HCl>HNO3
Análogamente la distinta fuerza básica de las bases se podrá distinguir utilizando
un disolvente más básico que el agua como el NH3.
Observamos que en la teoría de Brönsted-Lowry, el disolvente desempeña un pa-
pel importante toda vez que los términos ácido o base son función de la fuerza ácida o
básica del disolvente con que se enfrenten. De acuerdo con este concepto se entiende
como disolvente "aprótico" aquel en el cual, un soluto ácido o básico no produce ningu-
na reacción (benceno, tolueno, tetracloruro de carbono).
3.4. Definición de Lux-Flood.
Para poder tratar dentro del concepto ácido-base muchas reacciones que tienen lu-
gar en sistemas fundidos, sin presencia de disolvente, Lux expresó una definición que
posteriormente fue extendida por Flood, y dice así:
Acido es un aceptor de iones óxido, así en:
SiO2 + CaO ←→ CaSiO3
el SiO2 actúa como ácido frente al CaO que se comporta como base.
3.5. Definición de los sistemas disolventes.
El estudio de disolventes distintos del agua pusieron de manifiesto que otras mu-
chas sustancias que se podían utilizar como disolventes, se autoionizaban de modo si-
milar al agua:
2H2O ←→ H3O+ + OH−
2NH3 ←→ NH4+ + NH2−
2H2SO4 ←→ H3SO4+ + HSO4−
2CH3COOH ←→ CH3COOH2+ + CH3COO−
2OPCl3 ←→ OPCl2+ + OPCl4−
Los estudios iniciados con el amoníaco líquido llegaron a suponer que en un di-
solvente cualquiera se comporta como ácido aquella sustancia capaz de ceder el catión
del disolvente y como base aquella sustancia capaz de ceder el anión del disolvente. En
este sentido, la neutralización es la reacción de una sustancia que contiene el anión con
una que contiene el catión para dar una sal y una molécula del disolvente:
NH4Cl + KNH2 ←→ KCl + 2NH3
Según este concepto, son también ácidos o bases indirectos aquellas sustancias
que aún sin tener respectivamente el anión o el catión del disolvente, son capaces de
producirlo en disolución. Por ejemplo:
HClO4 + NH3 ←→ ClO4− + NH4+
También PCl5 y FeCl3 son ácidos en OPCl3:
OPCl3 + PCl5 ←→ PCl6− + OPCl2+
OPCl3 + FeCl3 ←→ FeC4− + OPCl2+
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La cantidad de datos que hoy día son conocidos sobre el comportamiento de dis-
tintas sustancias en distintos disolventes es muy importante y este tipo de estudios
constituye un capítulo fundamental en el desarrollo de la Química Inorgánica.
4. DEFINICIÓN ELECTRÓNICA DE LEWIS
La teoría electrónica de ácidos y bases de Lewis, surgió en el año 1923 casi si-
multáneamente a la de Brönsted-Lowry, pero su formulación completa la propuso en
1938.
Según esta teoría, "ácido es cualquier especie química capaz de aceptar un par de
electrones que proceden de otra especie química llamada base".
Según esta teoría, serán ácidos todas aquellas sustancias que tengan orbitales con
deficiencia electrónica y bases aquellas sustancias que tengan un par electrónico que
compartir.
Todas las bases de Brönsted-Lowry, lo son también de Lewis, puesto que según la
teoría protónica, reaccionan combinándose con un protón, es decir, donando electrones
al protón. Sin embargo, un ácido de Brönsted-Lowry requiere que tenga un protón para
transferirlo a otra molécula, hecho no requerido en la definición de Lewis.
Esta teoría amplía las sustancias a considerar como ácidos, mientras que mantiene
como bases a las sustancias consideradas como tales en la teoría de Brönsted-Lowry.
Las reacciones de neutralización, según Lewis, consisten en la formación de un enlace
covalente coordinado. Ejemplos:
Ácido Base
BF3 + :NH3 ←→ H3N→BF3
Ni+2 + 4 :CO ←→ Ni(CO)4+2
Ag+ + 2 :NH3 ←→ Ag(NH3)2+
H+ + H2O: ←→ H3O+
SO3 + CaO: ←→ CaSO4
BeCl2 + 2 :Cl− ←→ BeCl4=
Co+3 + 6 :NH3 ←→ [Co(NH3)6]+3
Ag+ + 2 CN− ←→ Ag(CN)2−
AlCl3 + :NH3 ←→ AlCl3NH3
En la última reacción, el AlCl3 se comporta como un ácido, porque el átomo de Al
tiene un orbital vacante, por lo que puede aceptar la compartición de la pareja de elec-
trones solitaria que tiene el N del amoníaco. Este se comporta pues como una base.
Aunque esta tesis es más general, también es más compleja, así que será la teoría
de Brönsted-Lowry la que emplearemos para el estudio del equilibrio ácido-base.
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5. FUERZA DE ACIDOS Y DE BASES.
5.1. Grado de realización de la reacción ácido-base.
Considerando la definición de ácido-base de Brönsted-Lowry se puede medir
cuantitativamente la fuerza de ácidos y bases por el grado en que los reaccionantes se
convierten en productos de reacción en la reacción general:
HA + B ←→ A− + HB+
ácido 1 base 2 base 1 ácido 2
Si la reacción está desplazada hacia la derecha: ácido l es más fuerte que ácido2.
El grado de realización de esta reacción depende no sólo de la tendencia de ácido l
a perder un protón, sino de la afinidad de base 2 por los protones. Por tanto, el único
modo válido para comparar las fuerzas de los ácidos y las bases es medir la magnitud de
reacción con una sustancia de referencia. Como sustancia de referencia se toma, en ge-
neral, el agua. En las disoluciones acuosas de ácidos y bases se establecen los siguientes
equilibrios, respectivamente:
HA + H2O ←→ A− + H3O+ (*)
B + H2O ←→ HB+ + OH− (**)
Para la reacción (*) la constante de equilibrio tomará la forma:
O)(HHA).(
)OH().A(
2
3
aa
aa
K
+−
=
5.2. Constantes de ácido y de base. pKa y pKb.
Normalmente, las disoluciones acuosas que nos interesan son diluidas y por con-
siguiente podremos considerar despreciables las atracciones electrostáticas entre los
iones de signo contrario y utilizar en la constante de equilibrio las concentraciones de
las especies presentes en lugar de las actividades. En estas disoluciones, la concentra-
ción del agua cambia muy poco al variar la concentración de soluto por lo que suele
tomarse como constante e incluirse en la constante de equilibrio:
[ ][ ]
[ ][ ]OH.HA
OH.A
2
3
+−
=K ⇒ [ ] [ ][ ][ ]HA
OH.A
OH. 32
+−
== KKa
siendo Ka la constante de ionización o disociación del ácido HA. Su valor nos indica la
extensión de la reacción (*). Un valor elevado de Ka indica que la reacción está muy
desplazada hacia la derecha, esto es, que HA es muyfuerte y viceversa. Comúnmente
suele decirse que un ácido es muy fuerte si Ka >103; es fuerte si Ka tiene un valor com-
prendido entre 103 y 10−2, es débil si su valor está comprendido entre 10−2 y 10−7 y muy
débil si Ka <10−7.
De modo análogo, la constante de equilibrio para la reacción (**) podemos expre-
sarla así:
[ ][ ]
[ ]B
OH.HB −+
=bK
siendo c0αla constante de ionización o de disociación de la base B.
En los equilibrios de disociación de ácidos o bases es muy frecuente expresar la
constante de disociación en función del grado de ionización, α.
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Para el caso de un ácido: HA + H2O ←→ A− + H3O+
 inicialmente: c0 0 0
 y en el equilibrio: c0(1-α) c0α c0α
y la constante de equilibrio será: 
α
α
α
αα
−
=
−
=
1)1(
. 20
0
00 c
c
cc
Ka
Al ser los valores de Ka y Kb muy pequeños, se consigue una escala mucho más
útil usando logaritmos decimales cambiados de signo, introduciendo:
bb
aa
KpK
KpK
log
log
−=
−=
6. IONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH.
6.1. Producto iónico del agua.
El agua, aún la más pura, se encuentra ligeramente ionizada o disociada en iones,
según lo demuestra la pequeña conductividad que presenta cuando ésta se mide con
aparatos muy sensibles; dicha ionización puede representarse así:
H2O + H2O ←→ H3O+ + OH−
Una molécula actúa como ácido y otra actúa como base. La constante, de equili-
brio puede expresarse así:
[ ][ ]
[ ]22
3
OH
OH.OH −+
=K siendo [ ] Cte.OH 2 = ⇒ [ ][ ]−+= OH.OH3wK
Y Kw se conoce como producto iónico del agua. Su valor, determinado experi-
mentalmente a 25°C es:
Kw = 1’0.10-14 (mol/lit)2
En agua pura, las concentraciones de ion hidronio e ion hidroxilo son iguales.
Luego en disoluciones neutras resulta:
[ ][ ] 143 10OH.OH −−+ = ⇒ [ ] [ ] moles/lit 10OHOH 73 −−+ ==
Si al agua pura, le agregamos un ácido, debido al aporte de H3O+, la igualdad an-
terior no se cumple. siendo [H3O+]»10-7 y para que siga cumpliéndose la constancia de
Kw, debe disminuir [OH−], o sea:
[ ] 73 10OH −+ > y [ ] 710OH −− <
Lo contrario ocurrirá al disolver una base en agua pura:
[ ] 73 10OH −+ < y [ ] 710OH −− >
La concentración de iones hidronio puede variar entre límites muy amplios, desde
10 M, en disoluciones fuertemente ácidas hasta casi 10-15 M, en disoluciones fuerte-
mente alcalinas. Con el fin de simplificar el tratamiento matemático, a principios del
siglo actual, Sorensen introdujo la escala de pH.
6.2. Definición de pH.
Se define el pH, como el logaritmo decimal con signo cambiado, de la actividad
del ion hidrógeno en la disolución. pH=−log a(H+). Para disoluciones diluidas, en lugar
de la actividad puede usarse la concentración molar: pH=−log[H+].
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De modo análogo se define pOH (o el pK) como el logaritmo decimal cambiado
de signo, de la actividad del ion hidrógeno en la disolución, pH=−log a(H+), (o de la
constante de equilibrio de la reacción pK=−logKc). Análogamente para disoluciones
diluidas, en lugar de la actividad puede usarse la concentración molar correspondientes.
El valor de pH determina el transcurso de muchas reacciones y tiene una particu-
lar importancia en la mayoría de las reacciones que tienen lugar en los organismos vi-
vos. De ahí la gran importancia que tiene el cálculo de pH.
7. MEDIDAS DE pH
La importancia de la concentración del ion H3O+ o del ion OH−, nos conduce a in-
sistir en la conveniencia de adquirir destreza en el cálculo de pH. Demos algunos equi-
librios concretos:
En el caso de una disolución acuosa originada por la disolución de una cierta can-
tidad de ácido HA en agua:
 HA + H2O ←→ A− + H3O+
H2O + H2O ←→ H3O+ + OH−
Consideremos en disoluciones diluidas [H2O]=cte=55'5 mol/lit. Para calcular las
concentraciones de HA, A− ,H3O+ y OH− hemos de plantear 4 ecuaciones que son:
1ª Ecuación
[ ][ ]
[ ]HA
OH.A 3
+−
=aK
2ª Ecuación [ ][ ]−+= OH.OH3wK
aplicando los principios de conservación de la masa y de la carga eléctrica, tenemos:
3ª Ecuación [ ] [ ] [ ]−+= AHAHA 0 [ ]0HA =concentr.inicial.
4ª Ecuación [ ] [ ] [ ] OHAOH 3 −−+ +=
Resolviendo el sistema de las cuatro ecuaciones, llegamos a:
[ ] [ ] [ ]
[ ] [ ] [ ]+
+
+
+
+
+−






−
=
OH
OHHA
OH.
OH
OH
3
30
3
3
3
w
w
a K
K
K
de donde obtenemos [H3O+]. Al ser el tratamiento algo tedioso, siempre que nos sea
posible y no cometamos errores apreciables tendremos a simplificar. Veamos algunos
ejemplos.
7.1. Cálculos de pH.
7.1.1. Ácidos fuertes.
La concentración de H3O+ es igual a la concentración inicial de ácido, multiplica-
da por el número de los respectivos iones que se forman por mol.
Ejemplo 1: Disolución 0'01 M de HCl a 25°C:
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En equilibrio: [HCl]=0 [Cl−]=0'01 [H3O+]=0'01
 pH=−log 0'01=2
Ejemplo 2: Disolución 0'01 M de H2SO4. a 25°C:
H2SO4(aq) ←→ SO4= + 2 H3O+
En equilibrio: [H2SO4] =0 [SO4=]=0'01 [H3O+]=2× 0'01=2.10-2
 pH=−log 2.10-2 =2−log 2=1'7
7.1.2. Bases fuertes.
Se trata de forma similar a la indicada para ácidos fuertes.
Ejemplo: Disolución 0'01 M de Ca(OH)2
Ca(OH)2(aq) ←→ Ca+2 + 2OH−
En equilibrio: [Ca (OH)2]=0 [Ca+2]=0'01 [OH−]=0'02
[ ] [ ]
13
14
3 10.502'0
10
OH
OH −
−
−
+ === w
K
 pH=−log5.10-13= 12’3
7.1.3. Ácidos débiles.
Para este tratamiento no se aconseja utilizar fórmulas generales sino que conviene
estudiar cada caso concreto utilizando las aproximaciones que se necesiten y compro-
bando si tales aproximaciones son o no útiles.
Ejemplo: Calcular el pH de una disolución 0'01 M de ácido acético en agua, si la
constante del equilibrio de disociación del ácido es Ka=1'76.10−5 a 25ºC.
Suponemos, en principio despreciable, la autoionización del agua. La disociación
del ácido, aunque limitada a escasas moléculas, es:
CH3COOH + H2O ←→ CH3COO− + H3O+
[ ][ ]
[ ]COOHCH
OH.COOCH
3
33
−−
=aK CH3COOH ←→ CH3COO
− + H3O+
Concentraciones iniciales: 0’01 0 0
Concentraciones en equilibrio 0’01-x x x
Constante de equilibrio: 5
2
10.76'1
01'0
−=
−
=
x
x
Ka
si aproximamos, sin gran error: 0’01-x ≅ 0’01 resulta: 52 10.76'101'0 −×=x
 → moles/lit 10.2'410.76'1 47 −− ==x
3'38 10.2'4log 4 =−= −pH
Comprobemos si las aproximaciones hechas son o no son válidas:
1ª aproximación: Suponer despreciable la autoionización del agua. Según el prin-
cipio de Le Chatelier [H3O+]<10−7 ya que existe una concentración de H3O+ procedente
de la ionización del ácido, luego la [H3O+] procedente de la ionización del agua es des-
preciable frente a la producida en este caso por el ácido acético.
2ª aproximación: 0'01−x ≅ 0'01 el error cometido por esta aproximación es del or-
den del 4'2 %. En estos problemas aceptamos un error hasta de un 5 %.
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Las bases débiles tienen un tratamiento similar al realizado con los ácidos débiles.
8. INDICADORES
El pH de una disolución suele determinarse con gran rapidez y precisión usando
un pH-metro. Cuando no es necesario una gran precisión en la medida se utilizan los
indicadores debido a su sencillez.
Los indicadores son colorantes orgánicos complejos que cambian de color según
el pH de la disolución en que se encuentren. Estas sustancias son ácidos o bases débiles
cuyasformas ácido-base conjugadas tienen colores diferentes.
Si a una disolución acuosa se le agrega un indicador:
InH ←→ In− + H3O+
[ ][ ]
[ ]InH
OH.In 3
+−
=indK y despejando [ ]+OH3 : [ ] [ ][ ]−
+ =
In
.InH
OH3 indK
y tomando logaritmos y cambiando de signo, resulta:
 
[ ]
[ ]InH
In
log
−
+= indpKpH (#)
Al ser InH un ácido débil y estar en pequeña proporción, la concentración de io-
nes hidronio de la disolución apenas variará por la disociación del indicador, pero el
equilibrio de disociación de éste sí se verá afectado por la [H3O+] de la disolución.
Aunque el límite de percepción del color depende de muchos factores (tonalidad
intrínseca,...) podemos decir que para que el cambio sea visible, la concentración de una
de las formas coloreadas debe ser alrededor de unas diez veces mayor que la otra. Por
tanto: [In−]=10. [InH] y según (#)
resultará: 110log +=+= indind pKpKpH
y si [InH]=10. [In−] resultará 1−= indpKpH por tanto el ojo aprecia el viraje en una
zona 1±= indpKpH que corresponde a dos unidades de pH.
Indicadores más importantes
Indicador Color ácido Intervalo pH Color básico
Violeta de metilo Amarillo 0-2 Violeta
Amarilla de metilo Rojo 2-3 Amarillo
Dinitrofenol Incoloro 2’4-4 Amarillo
Anaranjado de metilo Rojo 3’1-4’4 Amarillo
Rojo Congo Azul 3-5 Rojo
Rojo de metilo Rojo 4’4-6’2 Amarillo
Azul de bromotimol Amarillo 6-7’6 Azul
Tornasol Rojo 4’5-8’3 Azul
Rojo de fenol Amarillo 6’4-8’2 Rojo
Fenolftaleína Incoloro 8’3-10 Rojo
Amarillo de alizarina Amarillo 10’1-11’1 Violeta
Trinitrobenceno Incoloro 12-14 Naranja
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9. CURVAS DE VALORACIÓN ÁCIDO-BASE
9.1. Análisis Volumétrico.
El análisis volumétrico es uno de los procedimientos analíticos más empleados.
Consiste en la determinación del volumen de una disolución de concentración conocida
(disolución patrón) que es necesario para que reaccione completamente con una canti-
dad dada de la sustancia a analizar. A esta operación de hallar el volumen de la disolu-
ción patrón, se llama "valoración".
En las volumetrías de neutralización, la valoración consiste en la medida cuidado-
sa del volumen de una disolución básica o ácida estandarizada, necesario para reaccio-
nar exactamente con un volumen determinado de la base o del ácido cuya concentración
se desea conocer (disolución problema).
La valoración se basa en el cambio brusco de concentración que se produce cerca
del punto de equivalencia de la reacción química, punto en el que se han mezclado
exactamente cantidades estequiométricamente equivalentes de los reactivos. Como es
obvio, es necesario disponer de algún medio para detectar dicho punto de equivalencia,
es decir, disponer de algún indicador apropiado, que puede ser de tipo físico (medida de
la conductividad eléctrica, del potencial de una pila, etc.) o químico (colorante). En este
último caso se dice que se ha alcanzado el punto final de la valoración cuando el indica-
dor cambia de color.
Para que la valoración sea lo más precisa posible, el punto de equivalencia de la
reacción química y el punto final de la valoración deben coincidir. De ahí la necesidad
de seleccionar adecuadamente a los indicadores. Veamos algunos casos concretos.
9.2. Valoración de ácido fuerte con base fuerte.
Supongamos que queremos valorar HCl con NaOH. Los primeros equivalentes de
NaOH son neutralizados por el HCl y el pH apenas varía. Cuando se han gastado igual
número de equivalentes de NaOH que de HCl que había en la disolución, el pH cambia
bruscamente pasando a la zona básica al menor exceso de NaOH. El punto de equiva-
lencia de una reacción ácido fuerte-base fuerte, es 7. Veamos qué indicadores podrían
servirnos con el caso concreto de:
10 cm3 de HCl 0'1 M con NaOH 0'1 M
veamos el pH en algunos puntos:
inicialmente pH = −log 0'1 = −log 10−1 = 1
cuando se ha añadido 9 cm3 de NaOH:
volumen neutralizado 9 cm3
volumen sin neutralizar 1 cm3
volumen total: 9+9+1= 19 cm3
[ ] 33
3
3 10.263'510.19
10.11'0
OH −−
−
+ =
×
= luego 28'210.263'5log 3 =−= −pH
Puede verse, según este cálculo y en la curva de valoración, que el pH al principio
varía muy lentamente, hasta acercarse al punto de equivalencia mientras que en las cer-
canías de éste, el pH varía muy rápidamente.
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Cuando quede sólo una décima de
cm3 de HCl sin neutralizar, el pH es aún
muy ácido (pH=3'3), una vez alcanzado el
punto de equivalencia (pH=7) un exceso
de una décima de cm3 de NaOH provoca
que la disolución se haga muy básica
(pH=10'3). Es decir, el pH varía en 7 uni-
dades (3'3 a 10'3) al añadir sólo 0'2 cm3 de
NaOH. Después de este salto brusco, el pH
varía de nuevo lentamente al añadir el ex- FIG. 1
ceso de NaOH, de donde se deduce, que cualquier indicador cuyo cambio de color ocu-
rra en el intervalo de 3,3 a 10'3 sería adecuado para la valoración.
9.3. Valoración de base fuerte con ácido fuerte.
Este proceso es muy parecido al ante-
rior. En este caso, el pH es muy alto y en
las cercanías del punto de equivalencia,
desciende bruscamente, como se puede
apreciar en la curva de valoración.
Esta curva corresponde a la variación
del pH en una valoración de 10 cm3 de di-
solución 0’1 M de hidróxido sódico, NaOH,
con ácido clorhídrico en disolución 0’1 M. FIG. 2
9.4. Valoración de ácido débil con base fuerte.
En la valoración de un ácido débil con una base fuerte, el pH varía de distinta ma-
nera a la variación estudiada en los casos anteriores. Cuando se valora una disolución de
ácido acético 0'1 M con NaOH 0'1 M la reacción de neutralización es la siguiente:
CH3COOH + OH− ←→ CH3COO− + H2O
Antes de añadir NaOH, el pH de la disolución será:
CH3COOH + H2O ←→ CH3COO− + H3O+
Inicialmente………….. 0’1 0 0
Equilibrio disolución… 0’1-x x x
[ ][ ]
[ ] x
x
Ka −
==
+−
1'0COOHCH
OH.COOCH 2
3
33
Siendo Ka=l'8.10−5 5
2
10.8'1
1'0
−=
− x
x
 → [ ] 0013'0OH3 == +x luego: pH=2'87
Al añadir NaOH tendrá lugar la reacción de neutralización indicada anteriormente
y antes de llegar al punto de equivalencia, en la disolución coexistirán moléculas sin
disociar de ácido acético e iones acetato, esto es, la disolución se comportará como una
disolución amortiguadora y su pH se calculará como hemos visto para este caso (pH=
pKa+log [sal]/[ácido]).
En el punto de. equivalencia, la disolución tendrá solo acetato sódico, sal cuyo
anión es una base más fuerte que el agua y que por consiguiente dará lugar a una reac-
ción de hidrólisis:
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CH3COO− + H2O ←→ CH3COOH + OH−
luego en el punto de equivalencia, la disolución será básica y su pH se calculará como
se verá en la hidrólisis.
En este caso, al producirse el punto de
equivalencia en un pH básico (pH=9) no
pueden utilizarse indicadores que cambien
de color a pH bajo. Hay que elegir un indi-
cador que cambie de color a pH alto, como
la fenolftaleína, entre otros.
La curva correspondiente a la valora-
ción de 10 cm3 de AcH 0'l M con NaOH 0'1
M es la fig.3. Si se utiliza Rojo de metilo,
viraría antes del punto de equivalencia. 
FIG. 3
Las diferencias más sobresalientes de la valoración de un ácido débil con una base
fuerte respecto a la de un ácido fuerte son:
- El pH inicial es mayor en unas cuantas unidades al que correspondería a un
ácido fuerte de la misma molaridad.
- El pH aumenta más rápidamente en las primeras etapas de la valoración.
- El pH del punto de equivalencia es mayor que 7.
- El salto de pHes mucho menor.
- Está más limitado el número de indicadores.
Todas estas diferencias se acrecientan cuanto menor sea la constante K de ioniza-
ción del ácido débil.
9.5. Valoración de base débil con ácido fuerte.
El proceso de valoración de una disolución de una base débil (por ejemplo, amo-
níaco) con un ácido fuerte (HCl) es análogo al caso anterior, si bien ahora el punto de
equivalencia tendrá lugar en la zona de pH ácido, esto es, el salto se producirá de pH≅7
a 3 luego se tendrán que utilizar indicadores que viren a pH bajo (rojo de metilo).
10. HIDRÓLISIS
Hemos visto anteriormente cómo se modifica el carácter neutro del agua al añadir
un ácido o una base. Cabría esperar que al disolverse una sal neutra (NaCl, K2CO3, que
no aportan H+ ni OH−) ésta mantuviera su carácter neutro, sin embargo, esto no siempre
es así, sino que muchas disoluciones de sales neutras presentan acidez o alcalinidad en
algunos casos, muy notable.
10.1. Mecanismo de la Hidrólisis.
La Hidrólisis consiste en que al disolver una sal en agua, se disocia en iones que
de acuerdo con Brönsted-Lowry, pueden tener carácter ácido o básico y reaccionan con
el agua dando lugar a la formación de H3O+ y OH−. Estos procesos, en los que el agua
actúa como uno de los reaccionantes se denomina hidrólisis.
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La extensión en que se lleva a cabo el proceso de hidrólisis depende de la fuerza
del ácido y la base que han dado lugar a la sal, por tanto veremos los casos separada-
mente.
10.2. Sal de ácido fuerte y base fuerte.
Por ejemplo, el NaCl. En este caso, el anión de la sal (Cl−) es una base débil (base
conjugada del ácido clorhídrico HCl), lo mismo que el catión (Na+) que es un ácido dé-
bil (ácido conjugado de la sosa NaOH).
La reacción de estos iones con el agua es totalmente despreciable y la disolución
resulta neutra:
Cl− + H2O ←→ HCl + OH−
Na+(H2O)n+ H2O ←→ Na+(H2O)n-1OH− + H3O+
10.3. Sal de ácido débil y base fuerte.
Ocurre en los casos de Na2CO3, CH3COONa, KCN:
CO3= + H2O ←→ HCO3− + OH−
CH3COO− + H2O ←→ CH3COOH + OH−
CN− + H2O ←→ HCN + OH−
reacción típica de Brönsted-Lowry, el agua se comporta como ácido de forma general:
A− + H2O ←→ HA + OH−
siendo A− la base conjugada (fuerte) del ácido HA (débil). La reacción de hidrólisis au-
menta la concentración de OH−, lo que da lugar a una disolución básica.
Aplicando la ley la ley del equilibrio, la constante de este equilibrio, llamada
constante de hidrólisis, será:
[ ][ ]
[ ]−
−
=
A
OHHA
hK multiplicando numerador y denominador por [H3O
+]
[ ][ ]
[ ]
[ ]
[ ]
[ ][ ]
[ ][ ]
[ ]
a
w
h K
K
K ==×= +−
−+
+
+
−
−
HA
OH.A
OH.OH
OH
OH
A
OH.HA
3
3
3
3
Si definimos el grado de hidrólisis, αh, como la fracción de moléculas de sal hi-
drolizadas, las concentraciones de las distintas especies serán:
[A−]= c(1−αh) [AH]=c.αh [OH−]=cαh
)1(
22
h
h
h c
c
K
α
α
−
=
despreciando αh frente a 1, puesto que αh es muy pequeño, resultará:
2
hh cK α≅
despejando el grado de hidrólisis de esta expresión:
cK
K
c
K
a
wh
h ==α
Podemos calcular el pH a partir de esta ecuación, teniendo en cuenta que:
[ ]
ch
−
=
OHα
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resultando: 
[ ]
c
−OH
=
cK
K
a
w → [ ]
a
w
K
cK
=−OH
y finalmente: ( )cpKpKpOH aw log2
1
+−=
10.4. Sal de ácido fuerte y base débil.
Como es el caso del NH4Cl, o el caso de Al2(SO4)3:
NH4+ + H2O ←→ NH3 + H3O+
y la disolución poseerá carácter ácido.
De forma general, el proceso será:
BH+ + H2O ←→ B + H3O+
y la constante de hidrólisis será:
[ ][ ]
[ ]
[ ]
[ ]
[ ][ ]
[ ][ ]
[ ]
b
w
h K
K
K ==×= −+
−+
−
−
+
+
B
OH.BH
OH.OH
OH
OH
BH
OH.B 33
Realizando la aproximación anterior y teniendo en cuenta el grado de hidrólisis αh
resultará:
2
hh cK α≅ → cK
K
b
w
h =α → ( )cpKpKpH bw log2
1
+−=
10.5. Sal de ácido débil y base débil.
Como son los casos de NH4Ac, (NH4)2CO3,... en los cuales ambos iones sufren
procesos de hidrólisis. La disolución será ácida, básica o neutra dependiendo de la fuer-
za selectiva del ácido y de la base.
A− + H2O ←→ HA + OH−
BH+ + H2O ←→ B + H3O+
Si el catión BH+ es más fuerte como ácido que el anión A− como base (base B más
débil que el ácido AH), la disolución será ácida y será básica en el caso contrario.
La reacción global de hidrólisis será:
A− + BH+ +H2O ←→ AH + B
[ ][ ]
[ ][ ]
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
[ ][ ]
[ ][ ] =××== −+
−+
+−+− OH.OH
OH.OH
BH
B
A
AH
BH.A
B.AH
3
3
hK
[ ][ ]
[ ][ ]
[ ]
[ ][ ]
[ ]
=
×
−++−
−+
B
OH.BH
AH
OH.A
OH.OH
3
3
ba
w
KK
K
Según el grado de hidrólisis, las concentraciones serán:
[A−]=[BH−]=c(1−αh) y [AH]=[B]=cαh
( ) ( )2
2
22
22
11 h
h
h
h
h c
c
K
α
α
α
α
−
=
−
= (##)
El pH lo podemos calcular a partir de la expresión de la Ka:
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[ ][ ]
[ ]HA
OH.A 3
+−
=aK → [ ] [ ][ ] h
h
aa KK α
α
−
== −
+
1A
.AH
OH3 =
Del valor de Kh, expresión (##), se deduce: h
h
h K=
−α
α
1
y sustituyendo en la expresión de [H3O+]: [ ] ha KK=+OH3
y sustituyendo el valor de Kh de la expresión anterior:
[ ]
b
aw
ba
w
a K
KK
KK
K
K ==+OH3
y finalmente: ( )baw pKpKpKpH −+= 2
1
por tanto la disolución será: Neutra si Ka=Kb → wpKpH 2
1
=
 Acida si Ka>Kb y Básica si Ka<Kb
11. DISOLUCIONES REGULADORAS, AMORTIGUADORAS O TAMPÓN.
Estas disoluciones son aquellas cuyo pH apenas varía al añadirle, en pequeñas
cantidades, otros electrolitos que formen iones H3O+(ácido) o iones OH−(bases).
Estas disoluciones contienen dos especies químicas, una capaz de reaccionar con
los H3O+ y otra con los OH−. Están formadas normalmente por una concentración ele-
vada de un ácido débil (ácido acético) y una de sus sales (acetato de sodio) o bien, por
una concentración de base débil (NH3) y de una de sus sales (sal amónica, NH4+) de
ácido fuerte. En la teoría de Brönsted-Lowry, una disolución de ácido y su base conju-
gada en cantidades iguales.
Consideremos el caso de una disolución reguladora formada por ácido acético y
acetato sódico. Si a esta disolución se le añade una cierta cantidad de:
- ácido: H3O+ + CH3COO− ←→ CH3COOH + H2O
se amortigua el efecto ácido originado por la adición del ácido, y
- base: OH− + CH3COOH ←→ CH3COO− + H2O
se amortigua el afecto alcalino originado por la adición de la base.
Para el estudio de las soluciones amortiguadoras, las dividiremos en dos grupos:
a) ácido débil mas sal de ácido débil y base fuerte.
b) base débil mas sal de ácido fuerte y esa base débil.
Veamos como se calcula el pH de una solución tampón del grupo (a). Partimos
para ello de la expresión de la constante de ácido débil, Ka:
[ ][ ]
[ ]HA
OH.A 3
+−
=aK
Para poder calcular [H3O+] es preciso conocer la concentración [AH] sin disociar
y de ácido disociado presente [A−]. La concentración [A−] será prácticamente igual a la
de sal. En efecto, escribiremos todos los equilibrios presentes:
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Sal: AB ←→ A− + B+ (totalmente disociada) (a)
Acido: HA + H2O ←→ A− + H3O+ (b)
Hidrólisis: A− + H2O ←→ HA + OH− (c)
La concentración de A− será igual a [A−] procedente de la sal más la [A−] proce-
dente del ácido (b) (pequeña por ser ácido débil) menos la [A−] que sufre hidrólisis (c),
por tanto al quedar compensada la (b) con la (c) en una buena aproximación, cuando se
alcanzan los anteriores equilibrios, puede considerarse que [A−] es igual a la concentra-
ción dela sal disuelta (que estará totalmente disociada) (a).
La concentración de HA será igual a la [HA] inicial menos la que desaparece en la
disociación del ácido, (b), más la [HA] que aparece en la hidrólisis (c), e igual que en el
caso anterior, podemos considerar que una vez establecidos los equilibrios la [HA] será
igual a la inicial del ácido ya que quedarían compensadas las cantidades procedentes de
(b) y (c). Por tanto:
[A−] = [Sal] y [HA] = [Acido inicial]
[ ] [ ][ ]
[ ]
[ ]sal
inicial ácido
A
HA
OH3 aa KK == −
+
tomando logaritmos: [ ] [ ] [ ]salloginicial ácidologlogOHlog 3 −+=+ aK
 [ ] [ ] [ ]salloginicial ácidologlogOHlog 3 +−−=− + aK
 
[ ]
[ ]inicial ácido
sal
log+= apKpH (d)
Con un tratamiento similar, tendríamos el caso de una disolución reguladora for-
mada por una base débil y una de sus sales.
El pH de la disolución reguladora apenas varía al añadir una cantidad moderada
de ácido o de base pero si la concentración del ácido acético y acetato no son considera-
blemente mayores que la del ácido o base agregados, esta disolución deja de actuar co-
mo reguladora.
Por otra parte, según la anterior expresión (d), cuanto más próximo a la unidad sea
el cociente [sal]/[ácido] mayor será el poder regulador de la disolución (si dicho co-
ciente es menor que 0'1 o mayor que 10, la disolución pierde su efectividad reguladora).
Es decir, el pH que mejor se amortigua es el del orden del pKa regulador. Por ello cuan-
do se intentan regular varios procesos químicos de diferente pH deben utilizarse distin-
tos reguladores apropiados, cada uno de ellos al pH a regular, en vez de utilizar un mis-
mo regulador y variar la relación de concentraciones [sal]/[ácido].
12. LLUVIA ACIDA Y CONTAMINACIÓN
La atmósfera es un inmenso matraz de reacción de multitud de sustancias, muchas
de ellas, como oxígeno, CO2, compuesto de nitrógeno y azufre son productos de la acti-
vidad de los seres vivos. A menudo, siguiendo el ciclo del agua, pasan por la atmósfera
para absorberse de nuevo en el suelo, en el agua superficial o en la materia orgánica.
Con su tecnología, el hombre ha contribuido enormemente a la carga atmosférica de
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algunas de estas sustancias, que arrastran consecuencias de largo alcance para la vida y
el medio ambiente. Como ejemplo muy claro de este proceso tenemos la lluvia ácida:
precipitación de partículas que se han acidificado por efecto de la contaminación.
La atención de la lluvia ácida se centra en los efectos, declarados o sospechados,
en ríos y lagos, con sus poblaciones de vida acuática, en los bosques, en las aguas subte-
rráneas, en la corrosión de estructuras artificiales y en el deterioro de las aguas litorales.
Actualmente son muchos los indicios disponibles suficientes para dejar claro que
la lluvia ácida, o, con mayor precisión, los contaminantes que la provocan, suponen una
interferencia a gran escala en los ciclos biogeoquímicos a través de los cuales los seres
vivos interaccionan con su medio ambiente. Los principales contaminantes que contri-
buyen al desarrollo de la lluvia ácida son el SO2, procedente de centrales eléctricas de
carbón y petróleo y los óxidos de nitrógeno procedentes de los motores de vehículos y
centrales eléctricas.
12.1. Mecanismos de la lluvia ácida.
La lluvia ácida constituye una consecuencia directa de los mecanismos de auto-
limpieza de la propia atmósfera. Las minúsculas gotas de agua de las nubes capturan
continuamente partículas en suspensión y gases solubles. Cuando se origina la lluvia,
arrastra consigo las impurezas de la atmósfera. No todos los gases son eliminados por
precipitación, pero el SO2 y los óxidos de nitrógeno (NOx) emitidos a la atmósfera, se
convierten químicamente en ácidos (sulfúrico y nítrico) que se incorporan con facilidad
a las gotitas de las nubes.
Los procesos que convierten los gases en ácidos y los arrastran fuera de la atmós-
fera comenzaron a operar mucho antes de que el ser humano empezara a quemar gran-
des cantidades de combustibles fósiles. Procesos naturales como el vulcanismo y la ac-
tividad bacteriana del suelo emiten, asimismo, compuestos de nitrógeno y de azufre,
pero la actividad humana ha incrementado considerablemente estas emisiones.
El ciclo de reacciones se desarrolla en la Troposfera (los 10 o 12 km inferiores de
la atmósfera). Empieza cuando un fotón de luz solar choca con una molécula de ozono
O3, que puede haber descendido de la capa de ozono estratosférico o haberse formado
en la propia troposfera por acción de contaminantes que contienen carbono y nitrógeno.
El resultado es una molécula de oxígeno O2 y un solitario átomo muy reactivo (oxígeno
atómico) que se combina con una molécula de agua para formar dos radicales hidroxilo
OH. Esta especie química infrecuente y activa transforma el dióxido de nitrógeno NO2
en ácido nítrico HNO3 e inicia las reacciones que transforman el dióxido de azufre SO2
en ácido sulfúrico H2SO4 (ver fig.4).
La concentración del radical hidroxilo en la atmósfera no llega a una parte por bi-
llón, pero resulta inagotable: varios de los procesos de oxidación que desencadenan
acaban por regenerarlo. Así, un subproducto de la oxidación inicial del SO2 es el radical
hidroperoxilo (HO2) que reacciona con el óxido nítrico NO para producir dióxido de
nitrógeno NO2 y un nuevo radical hidroxilo OH. En realidad cada radical hidroxilo pue-
de oxidar miles de moléculas sulfurosas, por consiguiente, lo único que determina
cuánto ácido se producirá será la cantidad contaminante presente en el aire.
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Los ácidos sulfúrico y nítrico formados a partir de contaminantes gaseosos pueden
abrirse paso fácilmente en las nubes. El ácido nítrico se disuelve enseguida en las goti-
tas de la nube. El ácido sulfúrico originado mediante reacciones en fase gaseosa, se
condensa para formar gotas microscópicas de unos 0'1 a 2 µm de diámetro que son
componentes de las neblinas estivales. También se forma algo de ácido sulfúrico direc-
tamente en las gotitas de la nube a partir del dióxido de azufre y el peróxido de hidróge-
no. Una fracción de estas partículas de SO4= se deposita en el suelo en un proceso que se
conoce como deposición seca, no obstante la mayor parte se incorpora en las nubes. La
humedad se condensa fácilmente en cualquier superficie existente (núcleos de conden-
sación) y las partículas de SO4= son núcleos de condensación idóneos, convirtiéndose en
gotitas nubosas que contienen ácido sulfúrico diluido y le confieren un pH muy bajo a la
lluvia. Se han recogido muestras con pH que oscilan entre 3'6 a 2'6. En el área de algu-
nas grandes ciudades, el pH de la niebla ha alcanzado valores de 2, que es la acidez del
limón aproximadamente.
Estos valores de altísima acidez se dan sólo en la base de las nubes; las zonas su-
periores están bastante más limpias. El suelo y la vegetación envueltos en nubes acidifi-
cadas, como les ocurre a los bosques de elevada altitud, quedan en contacto directo con
la base de la nube extraordinariamente ácida. Pero las partículas de precipitación reco-
gen agua de la parte alta de la nube y la consiguiente dilución reduce la concentración
de compuestos de azufre y nitrógeno en la precipitación.
La lluvia ácida puede caer a centenares de kilómetros del foco de contaminación.
Allí donde se deposita, experimenta un nuevo episodio de alteraciones físicas y quími-
cas, que pueden rebajar la acidez y modificar las características químicas del agua, que
finalmente llega a los ríos, lagos y mares.
12.2. Consecuencias destructivas de la lluvia ácida.
Los suelos alcalinos, por ejemplo, los ricos en caliza, pueden neutralizar el ácido
directamente. En los suelos algo ácidos, típicos de los grandes bosque de coníferas de
Europa y América, los efectos de esta deposiciónácida pueden ser de dos clases: el áci-
do queda inmovilizado a medida que el suelo y la vegetación retienen iones sulfato y
nitrato; u, otra posibilidad, el ácido se neutraliza merced a un proceso de intercambio de
cationes. En este intercambio catiónico, los iones de Ca+2, Mg+2 y otros metales presen-
tes en muchos suelos, ocupan el lugar de los iones de hidrógeno H+.
La fuente de iones metálicos es la meteorización de la roca madre, es decir, la di-
solución de los minerales por la precipitación y el agua subterránea, cargados de CO2,
que libera iones metálicos positivos junto con aniones de HCO3−. Así cuando se añade
ácido sulfúrico al suelo, el sulfato SO4= del ácido puede desplazar los iones de calcio y
magnesio. A medida que la disolución de sulfato arrastra los cationes metálicos del
suelo, los iones de hidrógeno responsables de la acidez, se van quedando atrás con lo
que la liberación del ácido en el lago o en el río, puede experimentar cierto retraso, co-
mo mínimo hasta el agotamiento de la capacidad de retención o de neutralización.
La acidificación de los ríos y de los lagos tiene que ver con la precipitación su-
mamente ácida de la región y de la capacidad más o menos neutralizadora o intercam-
biadora de los suelos, y puede producir un importante efecto, aún en curso de estudio,
sobre el sistema ecológico que alberga. El efecto ambiental más importante atribuido a
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la lluvia ácida es la degradación de los bosques, con drástica pérdida de vitalidad no
vinculada a otras causas como insectos, enfermedades o envenenamiento directo por un
contaminante específico. La degradación adquiere altísimas cotas en los bosques altos
de coníferas donde han muerto en los últimos 25 años más del 50% de las especies.
La participación de la lluvia ácida y de otras formas de contaminación atmosférica
es objeto de intensa investigación, sin embargo, a pesar de las dimensiones del deterioro
forestal, no se ha podido establecer todavía un vínculo claro. Nos haremos una idea de
las dificultades, si comparamos la reciente degradación forestal con los casos de enve-
nenamiento del bosque por contaminantes del aire. Las fundiciones e industrias quími-
cas que emiten SO2, NOx o compuestos de flúor suelen hallarse rodeadas de árboles
muertos. En estos casos sí existe una correlación evidente entre el deterioro de los ár-
boles, un foco de contaminación específico y una concentración mínima de contami-
nante. En cambio, los bosques que ahora mueren quedan muy lejos de cualquier foco de
contaminación y están expuestos a concentraciones de contaminantes muy por debajo
de la concentración umbral que dañaba a los árboles. Los contaminantes ácidos y de
otro género podrían sumarse al cúmulo de tensiones abióticas (suelos exiguos, bajas
temperaturas, vientos desecantes) concurrentes en un bosque de gran altitud, que contri-
buyen a su degradación.
FIG. 4
La química atmosférica genera ácidos sulfúrico y nítrico a partir de SO2 y óxidos
de nitrógeno emitidos por la industria y los vehículos a motor. El actor principal es el
radical hidroxilo, que se forma cuando una molécula de O3 se descompone y deja libre
un átomo de oxígeno que puede reaccionar con el agua. Este radical convierte el NO2 en
HNO3 e inicia la conversión del SO2 gaseoso en H2SO4. Otra secuencia de reacciones
produce H2SO4 a partir del SO2 y del H2O2 disueltos en las nubes. El OH se regenera
mediante reacciones en las que interviene el NO. Los ácidos llegan al suelo con la pre-
cipitación.
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BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA
Joseph A.BABOR y José IBARZ AZNAREZ. Química General Moderna. Edito-
rial Marín. 1968. BARCELONA.
Paul ANDER y Anthony J.SONNESSA. Principios de Química. Introducción a
los Conceptos Teóricos. Editorial Limusa. 1989. MÉJICO.
Kenneth W.WHITTEN y Kenneth D.GAILEY. Química General. Nueva Editorial
Interamericana, S.A. 1986. MEJICO.
Soledad ESTEBAN SANTOS y Raquel NAVARRO DELGADO. Química Gene-
ral. Tomo 1. U.N.E.D. 1983. MADRID.
Volker A.MOHNEN. El Desafío de la Lluvia Ácida. INVESTIGACIÓN Y
CIENCIA. Núm.145. Octubre 1988. Prensa científica. BARCELONA.
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Tratamiento Didáctico
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OBJETIVOS
Introducir el concepto de ácido-base, para estudiar de manera sistemática, el grupo
de sustancias químicas que presentan estas propiedades.
Estudiar cualitativa y cuantitativamente los comportamientos ácido-base, la medición
del pH, las propiedades y aplicaciones como indicadores, hidrólisis, soluciones amorti-
guadoras, valoraciones ácido-base, y las múltiples aplicaciones que estos fenómenos
tienen en el laboratorio y en la industria.
Exponer las distintas teorías aparecidas para explicar el comportamiento ácido-base,
que abarquen todos casos posibles.
Iniciar al alumno en el actual problema de la lluvia ácida y la contaminación que la
provoca, desde un punto de vista científico explicando los mecanismos químicos que la
originan.
UBICACIÓN
El tema se ubicará en el segundo curso de Física y Química del Bachillerato, dentro
del núcleo temático titulado "Reacciones de transferencias de protones".
TEMPORALIZACION
El tema requiere en 2°de Bachillerato, una exhaustiva aplicación práctica, tanto en
problemas numéricos como en realización de prácticas de laboratorio. El 80% del tiem-
po debe dedicarse a estas aplicaciones prácticas, por ello hemos de dedicar 8 horas de
clase teórica y 4 horas de clase para el desarrollo práctico.
METODOLOGIA
La metodología a seguir debe apoyarse en las siguientes consideraciones didácticas:
Explicación clara y exhaustiva de los conceptos de ácidos y bases, sus comporta-
mientos y propiedades, las teorías en curso que los explican, el concepto de pH, y de-
más conceptos básicos.
Realización de experimentos de laboratorio que apoyen e ilustren la explicación teó-
rica. Realización de prácticas por los alumnos, fundamentalmente de preparación de
valoraciones de ácidos y base, con indicadores adecuados.
Resolución de problemas numéricos de reacciones y neutralizaciones ácido base, cál-
culos de pH, hidrólisis, etc. que sirvan de complemento a la explicación ya las prácticas.
CONTENIDOS MINIMOS
Se consideran como contenidos más importantes los siguientes conceptos:
Propiedades generales de los ácidos y bases.
Definición de Arrhenius. Limitaciones.
Definición de Brönsted-Lowry. Sustancias anfitrópicas.
Fuerza de los ácidos y bases.
Definición electrónica de Lewis.
Constantes de ionización de ácido y base.
Ionización del agua. Concepto de pH. Cálculos de pH.
Concepto de indicador ácido-base y su funcionamiento.
Experimentos de valoración ácido-base en laboratorio.
Hidrólisis. Mecanismo de la hidrólisis.
Concepto de disolución tampón.
Idea sobre la lluvia ácida.
MATERIALES Y RECURSOS DIDACTICOS
Las explicaciones teóricas de clase, los problemas y las prácticas, generan en el
alumno, los apuntes, problemas resueltos y cuadernos de clase que serán el material
básico para el estudio posterior.
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Otros materiales necesarios para el desarrollo del tema serán:
Material general de laboratorio para prácticas: material vidrio, balanzas, productos
químicos, buretas, indicadores,… y en general un laboratorio equipado adecuadamente.
Colección de problemas de valoraciones ácido-base de adecuado nivel.
Transparencias de los aspectos gráficos del tema: curvas de valoraciones, tablas
de indicadores con intervalos de pH, tablas de constantes de ácidos y de bases, etc.
EVALUACION
Se evaluará el tema mediante ejerciciosescritos que comprendan preguntas sobre cues-
tiones básicas, de las que destacaremos:
Cuestiones teóricas sobre los conceptos básicos antes expuestos.
Problemas sobre reacciones de neutralización ácido-base.
Cuestiones sobre las prácticas de laboratorio realizadas. Interpretación de los resulta-
dos de las prácticas de laboratorio realizadas sobre el tema.
Pruebas escritas de respuesta múltiple, relativas a las cuestiones anteriores tendentes
a evaluar la capacidad de razonamiento teórico y conceptual.