GUIA PARTE 2

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GUÍA TEÓRICO – PRÁCTICA 
2ª PARTE 
 
QUÍMICA GENERAL APLICADA 
TECNICATURAS EN 
JARDINERÍA, FLORICULTURA Y 
PRODUCCIÓN VEGETAL ORGÁNICA 
 
QUÍMICA GENERAL 
CARRERA DE PLANIFICACIÓN Y 
DISEÑO DEL PAISAJE 
 
CÁTEDRA DE QUÍMICA ANALÍTICA 
DOCENTES 
 
Alicia Elena Rendina 
(Responsable Carreras Técnicas) 
 
Alicia Fabrizio de Iorio 
(Responsable Diseño del Paisaje) 
 
Alejandra de los Ríos 
 
María Josefina Barros 
2016 
 
Guía Teórico-Práctica. Química General Aplicada y Química General. 2ª Parte – Cátedra de Química Analítica–2016 
 
2 
 
CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
Es la parte de la química que estudia la velocidad de las reacciones químicas, los factores 
que la modifican y los mecanismos por los cuales dichas reacciones ocurren. 
 
Velocidad de reacción 
Hay reacciones muy lentas y otras que son prácticamente instantáneas (ejemplo: la 
oxidación de un clavo de hierro se produce más lentamente que la combustión de la 
madera) 
 
Supongamos que tenemos la siguiente reacción: 
A + B C + D (1) 
Cuando ponemos en contacto una especie A con otra B, visualmente podemos saber si A 
reacciona con B, por aparición de color, por desaparición de coloración (si los productos C 
y D son incoloros), por el desprendimiento gaseoso si C o D es un gas, aparición de un 
precipitado (por formación de compuestos poco solubles) etc. En otros casos no se 
observan cambios aunque se produzca la reacción. Si las reacciones son muy lentas los 
cambios se observarán después de cierto tiempo. 
 
Observación: se entiende por especie a todo átomo, ión o molécula. 
 
Para que A reaccione con B es necesario que ambas especies estén en contacto, pues A y B 
deben colisionar. Considerando esto si aumentamos la concentración de A o B la 
probabilidad de choques entre las moléculas de A y B aumenta y por lo tanto aumenta la 
velocidad de reacción. 
La teoría de las colisiones es una teoría que explica cualitativamente cómo ocurren las 
reacciones químicas y porqué las velocidades de reacción difieren entre las reacciones. Para 
que una reacción química ocurra, las partículas reaccionantes deben colisionar. Solo una 
cierta fracción de las colisiones totales causan un cambio químico; estas son denominadas 
colisiones efectivas. Las colisiones efectivas tienen energía suficiente (llamada energía de 
activación)en el momento del choque para romper los enlaces existentes y formar nuevos 
enlaces, conduciendo como resultado a la formación de los productos de la reacción. El 
incremento de la concentración de los reactivos y el aumento de la temperatura lleva a más 
colisiones y por tanto a más colisiones efectivas, aumentando la velocidad de la reacción. 
 
De acuerdo con la Ley de acción de masas, la velocidad de reacción en un determinado 
momento (t) es proporcional a la concentración de las sustancias reaccionantes. Para la 
reacción (1) la expresión es: 
 
V1=k1 [A][B] 
 
donde k1 es la constante de velocidad y [A] y[B] son las concentraciones de los reactivos en 
mol/L (molaridad). 
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Para la siguiente reacción: 
 
A + A M V=k [A][A] = k [A]
2 
 
Esta reacción la podemos escribir como: 
 
2A M V=k [A]
2
 
 
En forma general para la reacción: 
 
aA + bB cC + dD (2) V = k [A]
a
[B]
b
 
 
 
La constante k se denomina constante de velocidad o velocidad específica, ya que 
corresponde a la velocidad de reacción cuando todos los reactivos se encuentran en 
concentración 1 molar. La k depende de la temperatura, lo cual se explica por la teoría de 
las colisiones mencionada anteriormente. 
 
A medida que transcurre el tiempo (medido desde el momento en que pusimos en contacto 
A y B), las concentraciones de los reactivos (A y B) disminuyen pues se transforman en los 
productos C y D (figura 1). 
 
 
 
 
 
v 
 
 
 
 
 
 tiempo (t) 
 
Figura 1 
 
 
A medida que se produce la reacción las concentraciones de los productos C y D aumentan, 
podemos esperar entonces que aumente la probabilidad de choques entre los productos, 
estas colisiones entre los átomos o moléculas de C y D posibilitan que se produzca la 
reacción inversa ( ) para volver a dar A y B. 
La velocidad de la reacción inversa (v2) dependerá de las concentraciones de C y D y tendrá 
la siguiente expresión: 
 
V2 = k2 [C]
c
[D]
d
 
 
V1 
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 v1 
A + B C + D 
 v2 
 
 
 
 
 v 
 v1 
 Estado de equilibrio 
 v1= v2 
 
 v2 
 
 t tiempo (t) 
 
 Figura 2 
 
Entonces, durante la reacción a medida que pasa el tiempo la velocidad de la reacción 
directa disminuye y la velocidad de la reacción inversa aumenta (Figura 2). Llega un 
momento en que ambas velocidades se igualan. Se dice que la reacción llegó a un Estado 
de Equilibrio, o sea a un estado en el cual las concentraciones de los reactivos (A y B) y de 
los productos no varían. 
Sin embargo es importante entender que aunque no hay cambio observable en las 
concentraciones de los reactivos y productos, el estado de equilibrio desde un punto de 
vista cinético representa un sistema dinámico en el cual cada sustancia se forma a la 
misma velocidad que es consumida. Por otro lado desde un punto de vista energético, el 
estado de equilibrio representa el estado de máxima estabilidad hacia el que procede un 
sistema químico y en el cual no hay cambios apreciables de concentraciones. 
 
 
 
Características del equilibrio químico 
 
Composición invariante: Mientras no se modifique la temperatura, presión o se agregue o 
elimine ninguna de las sustancias que están presentes. 
 
Combinación incompleta: en el estado de equilibrio coexisten productos y reactivos. El 
hecho que las reacciones son incompletas se debe a que son reversibles. 
 
Alcanzable en ambos sentidos: O sea que si se pone en contacto C y D estos reaccionarán 
en cierta extensión para dar A y B. En el equilibrio la composición del sistema será idéntica 
a la obtenida si se hubiese partido mezclando A y B. 
 
 
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Constante de equilibrio 
 
La constante de equilibrio en concentraciones (Kc) de una reacción química es el cociente 
entre las concentraciones de los productos y reactivos. El valor numérico de la constante de 
equilibrio nos da información sobre la extensión de una dada reacción. Vamos a deducir la 
expresión de la Kc para la reacción entre H2 (g) y I2 (g): 
 
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g) (3) 
 
Escribamos la expresión de la velocidad de la reacción directa (v1) y la velocidad de la 
reacción inversa (v2) 
 
V1= k1 [H2] [I2] 
 
 V2= k2 [HI]
2
 
 
En el equilibrio v1 = v2 por lo tanto: 
 
k1 [H2] [I2] = k2 [HI]
2
 
 
k1 = [HI]
2
 
k2 [H2] [I2] 
 
el cociente de k1/k2 lo llamaremos Kc (Constante de equilibrio de la reacción) 
 
Kc = [HI]
2
 
 [H2] [I2] 
 
Para una reacción genérica: 
 
aA + bB cC + dD 
 
la constante de equilibrio tiene la siguiente expresión: 
 
Kc = [C]
c
 [D]
d
 
 [A]
a
 [B]
b
 
 
La constante de equilibrio Kc es el producto de las concentraciones de equilibrio (en molespor litro, molaridad) de los productos, elevada cada una de ellas a una potencia igual a sus 
coeficientes en la ecuación ajustada, dividida entre el producto de las concentraciones de 
los reactivos elevadas cada una de ellas a su coeficiente estequiométrico. 
 
La Kc (cuyo valor no tiene unidades) depende de la temperatura y de la naturaleza de los 
reactivos y productos. 
Para una dada reacción el valor de Kc solo depende de la temperatura y representa la 
relación de concentraciones entre reactivos y productos. 
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Para una reacción prácticamente completa, o sea una reacción en la cual la reacción es casi 
completa (total) las concentraciones de A y B serán muy pequeñas comparadas con las de C 
y D, por lo tanto la Kc será muy elevada. En el caso extremo donde A y B tienden a ser 
cero, la Kc tenderá a infinito (reacciones irreversibles). 
En el caso contrario de reacciones muy incompletas, o sea reacciones en las cuales se 
formen pequeñas concentraciones de productos, la Kc será muy pequeña pues en la 
expresión de Kc el valor del numerador será muy chico comparado con el denominador. 
 
 
Factores que modifican el estado de equilibrio 
 
Variación de la concentración 
Variación de la presión y volumen 
Variación de la temperatura 
 
Principio de Le Chatelier 
 
“Cuando en un sistema en equilibrio se produce una modificación de temperatura, presión o 
modificación de la concentración de alguna de las especies (reactivo o producto), el sistema 
desplaza alcanzando un nuevo equilibrio que contrarresta parcialmente el efecto de la 
modificación”. 
 
Veamos unos ejemplos para interpretar el principio de Le Chatelier cuando en un sistema 
en equilibrio se modifica la temperatura, presión o concentración. 
 
Efecto de la modificación de la concentración 
Veamos que ocurre sobre la reacción en el siguiente equilibrio: 
 
N2 + 3H2 2NH3 
 
 
Cambios posibles 
 
Desplazamiento del equilibrio 
Aumento de la concentración de producto 
 
El equilibrio se desplaza de forma tal 
de consumir NH3 ( ) 
Disminución de la concentración de producto 
 
El equilibrio se desplaza de forma de 
producir mas NH3 ( ) 
Aumento de la concentración de reactivos 
 
El equilibrio se desplaza de forma de 
disminuir la concentración de 
reactivos ( ) 
Disminución de la concentración de reactivos 
 
El equilibrio se desplaza de forma de 
aumentar la concentración de reactivos 
( ) 
 
 
 
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Efecto de la modificación de la presión 
 
 
Cambios posibles 
 
Desplazamiento del equilibrio 
Aumento de la presión 
 
El equilibrio se desplaza en el sentido de 
disminuir el número de moles ( ) 
Disminución de la presión 
 
El equilibrio se desplaza hacia donde hay 
mayor número de moles ( ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cuando aumenta la presión en la mezcla de gases en equilibrio el sistema se desplazará 
hacia el sentido de la reacción en que hay menor número de moles gaseosos. 
En el ejemplo dado la reacción se desplazará hacia los productos (formación de amoníaco) 
pues de esa manera se disminuye el número de moles. En cambio si se disminuye la presión 
el sistema se desplazará hacia los reactivos (descomposición de amoníaco para producir 
nitrógeno e hidrógeno gaseosos) pues aumenta el número de moles. 
 
 
Efecto de la modificación del volumen 
 
Para ver el efecto del cambio de volumen lo relacionaremos con la presión. Cuando 
aumentamos la presión, el volumen disminuye. Al disminuir el volumen de una mezcla de 
gases en equilibrio el cambio neto será en el sentido que se produzca menor número de 
moles. 
 
 
Efecto de la modificación de la temperatura 
 
El cambio en la temperatura modifica la Kc, pues modifica las constantes de velocidad (k) 
de la reacción directa e inversa. Para analizar el efecto de la temperatura sobre la posición 
de equilibrio se debe saber en primer lugar si se trata de una reacción endotérmica o de 
una reacción exotérmica. 
Una reacción química que desprende calor se denomina reacción exotérmica, y si absorbe 
calor se denomina reacción endotérmica. 
 
 
N2 + 3H2 2NH3 N2 + 3H2 2NH3 
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Cambios posibles 
 
Reacciones 
exotérmicas 
Reacciones 
endotérmicas 
Aumento de la 
temperatura 
 
El equilibrio se 
desplaza hacia la 
izquierda ( ) 
El equilibrio se 
desplaza hacia la 
derecha ( ) 
Disminución de la 
temperatura 
 
El equilibrio se 
desplaza hacia la 
derecha ( ) 
El equilibrio se 
desplaza hacia la 
izquierda ( ) 
 
 
 
Efecto de los catalizadores 
Un catalizador es una sustancia orgánica o inorgánica (o elemento) capaz de acelerar 
(catalizador positivo) o retardar (catalizador negativo o inhibidor) una reacción química, 
permaneciendo éste mismo inalterado (no se consume durante la reacción). A este proceso 
se le llama catálisis. Los catalizadores permiten que se alcance el equilibrio con mayor o 
menor velocidad. Hay catalizadores biológicos o biocatalizadores, los más importantes son 
las enzimas (proteínas). Las enzimas aceleran las reacciones químicas del metabolismo de 
los seres vivos. De no ser así, las funciones vitales de cualquier célula serían imposibles de 
mantener pues las reacciones que ocurren en ella serían demasiado lentas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EQUILIBRIOS QUÍMICOS 
 
En los componentes de los sistemas naturales de interés agroambiental (agua, suelo, 
planta, animal), coexisten diferentes equilibrios químicos, debido a la presencia de ácidos, 
bases, metales, agentes complejantes y otros iones. Debido a la complejidad de estos 
sistemas, las perturbaciones producidas sobre el medio, por aumento o disminución de la 
concentración de alguna de las especies mencionadas anteriormente (además de cambios en 
la temperatura) producirá, según el principio enunciado por Henry Le Chatelier cambios 
que harán que los sistemas evolucionen hacia otra posición de equilibrio. Estos cambios 
tendrán consecuencias sobre el funcionamiento de los sistemas naturales, su productividad 
y conservación. 
 
 
 
EQUILIBRIO ÁCIDO BASE 
 
Contenidos 
Concepto de ácidos y bases: Teoría de Arrhenius y Brönsted. Comportamiento ácido-base 
del agua e importancia en relación con la nutrición vegetal y disponibilidad de nutrientes en 
el suelo. Comportamiento ácido base del agua. Concepto de pH y pOH. pH de ácidos y 
bases fuertes. Equilibrio de disociación de de ácidos y bases débiles. Ácidos polipróticos de 
importancia en los sistemas naturales. 
Iones presentes en aguas naturales. Parámetros de importancia en el agua de riego. 
Reacciones de neutralización. Sales utilizadas como fertilizantes. Hidrólisis de sales. 
Contenido de carbonatos y bicarbonatos en las aguas: alcalinidad. Concepto de soluciones 
reguladoras de pH. 
 
 
Teorías sobre ácidos y bases 
 
Antes de comenzar a estudiar los equilibrios ácido-base, veamos qué son los ácidos y las 
bases según las teorías más utilizadas. 
 
Teoría de Arrhenius 
En 1884 el químico Svante Arrhenius propuso que ciertas sustancias al ponerse en 
contacto con el agua forman iones positivos y negativos que son capaces de conducir la 
corriente eléctrica. 
La teoría de disociación iónica propuesta por Arrhenius permitió explicar por qué 
los ácidos tenían fuerzasdiferentes, y atribuyó la actividad química y la conductividad 
eléctrica de las soluciones acuosas de ácidos a la disociación reversible en sus iones, siendo 
uno de ellos el H
+
 (ion hidrógeno o protón). 
Esta teoría propone la primera definición de ácidos y bases (álcalis), basándose en la 
naturaleza constitutiva del compuesto: 
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Ácido: Es toda sustancia que en su molécula tiene uno o más átomos de hidrógeno y en 
solución acuosa se disocia dando iones hidrógeno (H
+
) o protones. 
 
 
HA (aq) H
+
 (aq) + A
-
 (aq) 
 
 
Base: Es toda sustancia que en su molécula tiene uno o más iones hidroxilo y en solución 
acuosa se disocia dando iones hidroxilo (OH
-
) 
 
BOH (aq) B
+
 (aq) + OH
-
 (aq) 
 
Según esta teoría el protón tiene propiedades ácidas, y el ion hidroxilo tiene propiedades 
básicas. 
 
Limitaciones de la teoría de Arrhenius: Una de las limitaciones de la teoría es que el H
+
 
no tiene existencia en solución acuosa, esto se debe al comportamiento del agua. Los iones 
en solución acusa son atraídos hacia las moléculas de agua, así cada ion en solución acuosa 
se encuentra hidratado, es decir, unido a moléculas de agua. Ya que el ion H
+
 (protón) tiene 
menor radio iónico, tiene una elevada densidad de carga y tendrá una gran facilidad para 
hidratarse. Por lo tanto es erróneo postular la presencia de protones libres en una solución 
acuosa, Los iones hidrógeno se encuentran unidos a la molécula de agua formando el ion 
hidronio H3O
+
. 
Otra limitación de la teoría de Arrhenius es que no explica el comportamiento ácido de 
sustancias que no poseen átomos de hidrógeno en su molécula y sustancias básicas como el 
amoníaco NH3 que no poseen iones hidroxilo en su molécula. 
 
Teoría de Brønsted-Lowry 
 
Las limitaciones en la teoría anterior impulsaron a Johannes Brønsted y Thomas Lowry en 
1923 a formular una nueva teoría. 
Teniendo en cuenta la existencia del ion hidronio, la reacción de disociación para un ácido 
HA (HA H
+
 + A
-
 ) debería escribirse como: 
 
HA + H2O H3O
+
 (aq) + A
-
 (aq) 
 
Este equilibrio considera la disociación de un ácido como la transferencia de un ion 
hidrógeno a una molécula de agua. 
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Ácido: Es toda especie (molécula o ión) que en solución acuosa cede un ion hidrógeno 
según el siguiente equilibrio: 
 
HA + H2O H3O
+
 (aq) + A
-
 (aq) 
 
Esta reacción se puede considerar como suma de dos hemireacciones: 
 
HA A
-
 + H
+
 
H2O + H
+
 H3O
+
 
HA + H2O A
-
 + H3O
+
 
 
Estas reacciones son reversibles, por lo tanto el ion A
-
 puede aceptar un protón y 
formar nuevamente el ácido HA, y el ion H3O
+ 
puede perder el ion hidrógeno y 
transformarse en H2O. El ion A
-
 en ese caso actúa como base (base conjugada del ácido 
HA) que al tomar nuevamente un ion hidrógeno se convierte en el ácido HA en la reacción 
inversa. Por esto, al HA (dador del ion hidrógeno) y A
-
 (aceptor del ion hidrógeno) se les 
llama par ácido-base conjugado, ya que ambas especies sólo difieren en un ion hidrógeno; 
lo mismo sucede con el par H3O
+
 y H2O. 
 
Base: Toda especie (molécula o ión) capaz de aceptar un ion hidrógeno según el siguiente 
equilibrio: 
 
B (aq) + H2O BH
+
 (aq) + OH
-
 (aq) 
 
que es la suma de las dos hemireacciones: 
 
H2O H
+
 + OH
-
 
B + H
+
 BH
+
 
B + H2O BH
+
 + OH
-
 
 
Observación: hay que tener presente que la teoría de Bronsted no hace mención del solvente, y se 
puede aplicar a solventes no acuosos. En este curso trataremos solamente las reacciones ácido-
base en soluciones acuosas. 
 
 
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Teoría de Lewis 
Plantea un nuevo concepto ácido-base, el cual implica la transferencia de electrones, sin 
cambiar el estado de oxidación de las especies que intervienen: 
 
Acido: Es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones para formar una unión 
covalente. 
 
Base: Toda sustancia capaz de donar un par de electrones para formar una unión covalente. 
 H 
 .. .. .. + .. - 
H : N : H + H : N : H + : O : H 
 .. .. .. .. 
 H H 
 
 Base ácido ácido base 
 
 
La definición de Lewis (1923) es la más general porque incluye las demás definiciones. Sin 
embargo, esta teoría tiene mayor utilidad en los sistemas donde no intervienen sustancias 
protónicas (sustancias que no tienen hidrógeno acídico). 
 
 
La teoría de Lowry-Brønsted es la más conveniente para explicar las reacciones ácido-base 
en soluciones acuosas diluidas. 
 
 
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES 
 
El siguiente equilibrio corresponde al equilibrio de disociación del ácido HA: 
HA + H2O H3O
+ (aq) + A- (aq) 
 
Los ácidos varían en la fuerza con que transfieren el protón al agua. Una medida 
cuantitativa de la tendencia del ácido a ceder el protón (o sea de la fuerza del ácido) está 
dada por el valor de la Constante de equilibrio llamada constante de disociación o 
constante de acidez (Ka) del ácido HA. 
H : O : H 
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La expresión de la constante de disociación para el ácido HA es: 
Ka HA = [A
-
] [H3O
+
] 
 [HA] 
 
Observación: Como la concentración de agua en soluciones acuosas diluidas es considerada 
constante (aproximadamente 55,5M; debido a que 1 litro de agua presenta una masa de 1000g), 
podemos multiplicar ambos términos de la ecuación por [H2O], para evitar concentraciones 
constantes en la expresión de la constante de equilibrio, resultando: 
Kc. [H2O] = [H3O
+
] [A
-
] Kc. [H2O] = Ka 
 [HA] 
 
 
Cuanto mayor es la Ka más desplazada estará la reacción hacia la derecha, en otras palabras 
mayores serán las concentraciones de los productos con respecto a la de reactivos. 
 
HA + H2O H3O
+ (aq) + A- (aq) 
 
 
 > Ka > tendencia del ácido a transferir un H+ > fuerza del ácido 
 
Los ácidos que tienen gran tendencia a transferir un H
+
 se llaman ácidos fuertes. 
 
Los ácidos fuertes en solución acuosa se encuentran casi totalmente disociados, o sea que 
en dichas soluciones el equilibrio de la reacción de disociación se encuentra muy 
desplazado hacia la derecha lo cual determina que la concentración del ácido sin disociar 
HA sea muy pequeña, comparada con la concentración de A
-
 y H3O
+
. Así el valor de la Ka 
tiene un valor muy elevado. 
 
A los fines prácticos la reacción de disociación de un ácido HA fuerte se escribe de la 
siguiente manera: 
HA + H2O H3O
+ (aq) + A- (aq) 
 
y no se plantea la Ka. 
 
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En cambio si la disociación del ácido es parcial, existirá un equilibrio entre el ácido sin 
disociar, el ion hidronio H3O
+
 y A
-
 (base conjugada del ácido HA). 
 
HA + H2O H3O
+ (aq) + A- (aq) 
Estos ácidos se llaman ácidos débiles. 
 
Notación simplificada: 
 Las reacciones de disociación de ácidos fuertes y débiles pueden escribirse de forma simplificada, 
omitiendo la molécula de agua: 
 Ácidos fuertes HA H
+
 + A
-
 Ka ∞ 
 Ácidos débiles HA H
+ 
 + A
- 
 Ka = [A
-
] [H
+
][HA] 
En el caso de las bases vamos a distinguir las bases que tienen 1 o más oxidrilos (iones 
hidroxilo) en su molécula: 
Ejemplos: KOH, Ca(OH)2, Fe(OH)3, Fe(OH)2 
 
Los hidróxidos del grupo I y II de la tabla periódica (alcalinos y alcalinotérreos 
respectivamente) se disocian totalmente en solución acuosa, de acuerdo a la teoria de 
Arrhenius, según la siguiente reacción: 
BOH (aq) OH
-
 (aq) + B
+
 (aq) 
 
En el caso del KOH la reacción de disociación es la siguiente: 
KOH (aq) OH
-
 (aq) + K
+
 (aq) 
Las bases que se disocian totalmente se denominan bases fuertes. 
 
Hay otras bases que no poseen iones OH
-
 en su estructura: 
Ejemplos: NH3, bases conjugadas de ácidos débiles (ion acetato, ion carbonato, ion 
fluoruro) 
 
Veamos la disociación del amoníaco NH3: 
Recordemos que el amoníaco es una base de Bronsted, en solución acuosa acepta un H
+ 
del 
agua y se transforma en ion amonio NH4
+
 . La disociación es parcial por lo tanto debemos 
plantear el siguiente equilibrio: 
NH3 + H2O NH4
+
 + OH
-
 
 
 H--- OH El amoníaco es una base débil. 
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De forma similar a los ácidos, se puede plantear la constante de equilibrio llamada 
contante de disociación de la base (Kb): 
Kb NH3 = [NH4
+
] [OH
-
] 
 [NH3] 
 
Concepto de par conjugado ácido-base 
Volvamos a plantear el equilibrio que representa la disociación de un ácido débil: 
 
HA + H2O H3O
+
 + A
- 
 
La reacción inversa, o sea la reacción de A- con H
+
 para dar HA implica que el ion A
-
 se 
comporta como una base de Bronsted pues toma un protón para dar HA. Se dice entonces 
que el ácido débil y el ion desprotonado forman un par ácido-base conjugado. 
 
Ejemplo de par ácido-base conjugado: HF/F
-
 
HF ácido fluorhídrico: ácido 
F
-
 ion fluoruro: base conjugada del ácido fluorhídrico 
 
 HF + H2O H3O
+
 + F
- 
 
 Ácido base conjugada 
 HF/F- 
 Par ácido base conjugado 
 
 
Observación: El comportamiento básico de las bases conjugadas de los ácidos débiles se utilizará 
mas adelante para explicar las reacciones ácido-base de las sales. 
Si se disuelve en agua la sal NaF, se tendrán iones F
-
 los que por sus características básicas 
aceptarán un H
+
 del agua y se transformarán en ácido fluorhídrico HF: 
F 
-
 + H2O HF + OH
 -
 
 
 
 
 
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 Cuadro comparativo de fuerza de ácidos 
 ACIDOS REACCIÓN FUERZA 
RELATIVA 
Ka 
HClO4 (perclórico) HClO4 + H2O → H3O
+
 + ClO4
-
 Muy fuerte Muy grande 
HCl (clorhídrico) HCl + H2O → H3O
+
 + Cl
-
 
 Muy grande 
(≈ 10
7
) 
H2SO4 (sulfúrico) H2SO4 + H2O → H3O
+
 + HSO4
-
 
Muy Grande 
(≈ 10
3
) 
HNO3 (nítrico) HNO3 + H2O → H3O
+
 + NO3
-
 Grande 
HSO4
-
 (sulfuro ácido) HSO4
-
 + H2O → H3O
+
 + SO4
2-
 Grande 
H3PO4 (ortofosfórico) H3PO4 + H2O ↔ H3O
+
 + H2PO4
-
 Débil 7,5 x 10
-3
 
HF (fluorhídrico) HF + H2O ↔ H3O
+
 + F
-
 6,8 x 10
-4
 
HAc (acético) HAc + H2O ↔ H3O
+
 + Ac
-
 1,85 x 10
-5
 
H2CO3 (carbónico) H2CO3 + H2O ↔ H3O
+
 + HCO3
-
 4,3 x 10
-7
 
H2S (sulfídrico) H2S + H2O ↔ H3O
+
 + HS
-
 9,5 x 10
-8
 
H2PO4
-
 (fosfato diácido) H2PO4
-
 + H2O ↔ H3O
+
 + HPO4
2-
 6,2 x 10
-8
 
NH4
+
 (amonio) NH4
+
 + H2O ↔ H3O
+
 + NH3 5,55 x 10
-10
 
HCO3
- 
(carbonato ácido) HCO3
-
 + H2O ↔ H3O
+
 + CO3
2-
 5,61 x 10
-11
 
HPO4
2-
(fosfato monoácido) HPO4
2-
 + H2O ↔ H3O
+
 + PO4
3-
 2,2 x 10
-13
 
HS
-
 (sulfuro ácido) HS
-
 + H2O ↔ H3O
+
 + S
2-
 Muy Débil 1,3 x 10
-14
 
 
Cuadro: bases débiles y equilibrios de disociación 
BASE Reacción 
H2PO4
-
 H2PO4
-
 + H2O ↔ OH
-
 + H3PO4 
F
-
 HF + H2O ↔ H3O
+
 + F
-
 
Ac
-
 HAc + H2O ↔ H3O
+
 + Ac
-
 
HCO3
-
 H2CO3 + H2O ↔ H3O
+
 + HCO3
-
 
HPO4
2-
 H2PO4
-
 + H2O ↔ H3O
+
 + HPO4
2-
 
NH3 NH4
+
 + H2O ↔ H3O
+
 + NH3 
CO3
-
 HCO3
-
 + H2O ↔ H3O
+
 + CO3
2-
 
PO4
3-
 HPO4
2-
 + H2O ↔ H3O
+
 + PO4
3-
 
S
2-
 HS
-
 + H2O ↔ H3O
+
 + S
2-
 
 
Guía Teórico-Práctica. Química General Aplicada y Química General. 2ª Parte – Cátedra de Química Analítica–2016 
 
17 
 
Autoionización del agua 
 
En agua pura se produce la siguiente reacción: 
 
 H2O + H2O OH
-
 + H3O
+
 
ácido 1 + base 2 base 1 + ácido 2 
 
Observación: en esta reacción el agua reacciona como ácido y como base, identifiquen los dos 
pares conjugados y las hemireacciones de cada par. 
 
La reacción planteada se produce en agua pura pero el grado de avance de la reacción es 
muy bajo aunque se puede medir. Para este equilibrio la expresión de la constante de 
equilibrio resulta: 
 
Kc = 
[H3O
+
][OH
-
] 
 
[H2O][H2O] 
 
siguiendo la convención de no escribir explícitamente las concentraciones constantes (en 
este caso la [H2O]) obtenemos: 
 
Kc . [H2O]
2
 = [H3O
+
][OH
-
] = Kw 
donde Kw es la constante denominada producto iónico del agua, y que por ser una 
constante de equilibrio depende de la temperatura del sistema. 
A 25°C el valor de Kw es 1 x 10
-14
. 
 
Kw = [H3O
+
][OH
-
] = 1 x 10
-14
 
 
Relación entre la [H3O
+] y la [OH-] en soluciones. Concepto de pH. Escala 
de pH 
 
A partir de la reacción de equilibrio que representa la autoionización del agua se observa 
que en el agua pura las concentraciones de H3O
+
 y de OH
-
 son iguales (por cada mol de 
agua se obtiene un mol de iones hidronio y un mol de OH-). 
Por lo tanto: [H3O
+
] = [OH
-
] y 
Kw = [H3O
+
][OH
-
] 
Guía Teórico-Práctica. Química General Aplicada y Química General. 2ª Parte – Cátedra de Química Analítica–2016 
 
18 
 
De donde: 
[H3O
+
] = [OH
-
] = √Kw 
 
Reemplazando el valor de Kw a 25°C: 
[H3O
+
]
 
= [OH
-
] = √1 x 10
-14
 = 1 x 10
-7
 M 
 
Por lo tanto el agua pura tiene una concentración de 10
-7
M de iones hidronio 10
-7
M de 
oxidrilos. 
Si tenemos una solución de un ácido la concentración de iones H3O
+
 será mayor que 
10
-7
M. 
Observación. Si agregamos un ácido al agua pura tendremos iones H3O
+
 que provienen de la 
disociación del ácido y además tendremos iones H3O
+
 que provienen de la autoprotólisis del 
agua. O sea que hay dos equilibrios presentes: 
HA + H2O H3O
+
 + A
-
 Ka 
2 H2O H3O
+
 + OH
-
 Kw 
Si el ácido no es muy diluído y no es muy débil, entonces la concentración de iones hidronio que 
produce la disociación del ácido será sustancialmente mayor que la que aporta la autoprotólisis 
del agua. Además es importante notar que el aumento de la concentración de iones hidronio 
producirá un desplazamiento del equilibrio del agua hacia la izquierda (principio de Le Chatelier), 
por lo tanto la concentración de iones hidronio que aporta el agua en una solución acuosa de un 
ácido, será menor que 10
-7
M. Esta discusión es importante para calcular la concentración de 
hidronio de una solución acuosa de un ácido, ya que a efectos prácticos la concentración de 
hidronio de la solución puede considerarse que es aportada mayoritariamente por la disociación 
del ácido. 
 
Veamos cómo son las concentraciones de H3O
+
 y OH
-
 en las distintas soluciones: 
 
 A cualquier 
temperatura 
a 25°C 
En una solución neutra [H3O
+
] =[OH
-
] [H3O
+
] =[OH
-
] = 1 x 10
-7
 M 
En una solución ácida [H3O
+
] >[OH
-
] 
[H3O
+
] > 1 x 10
-7
 M 
[OH
-
] < 1 x 10
-7
 M 
En una solución básica [H3O
+
] < [OH
-
] 
[H3O
+
] < 1 x 10
-7
 M 
[OH
-
] > 1 x 10
-7
 MGuía Teórico-Práctica. Química General Aplicada y Química General. 2ª Parte – Cátedra de Química Analítica–2016 
 
19 
 
Del cuadro anterior podemos observar que las concentraciones molares de protones 
y oxidrilos son muy pequeñas. Para evitar utilizar números tan pequeños conviene aplicar el 
operador p. Consiste en aplicar el –log al número x: 
px = log ( 
1 
) = - log x 
x 
 px = - log x 
 
Si lo aplicamos a Kw obtenemos: 
 
pKw = -log Kw = - log 10
-14
 = 14 log 10 = 14 .1 =14 pKw = 14 
 
Si lo aplicamos a [H3O
+
] tendremos: pH = -log [H3O
+
] 
 
Si lo aplicamos a [OH-] tendremos: pOH = -log [OH
-
] 
 
Apliquemos ahora el operador p a la expresión de Kw: 
 Kw = [H3O
+
] [OH
-
] 
 
-log Kw = (-log [H3O
+
]) + (-log [OH
-
]) = -log (1 x 10
-14
) 
 
Por lo tanto: pKw = pH + pOH = 14 
 
 
 
a 25°C 
En una solución neutra pH = pOH = 7 
En una solución ácida pH < pOH 
 pH < 7 < pOH 
En una solución básica pH > pOH 
 pH > 7 > pOH 
 
 
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20 
 
La escala de pH y algunos ejemplos. 
 
Variación de la 
acidez 
[H3O
+
] pH Ejemplos 
Aumento de la 
acidez 
1 x 10
-1
 1 Jugos gástricos 
 1 x 10
-2
 2 Jugo de limón 
 1 x 10
-3
 3 Vinagre, lluvia ácida 
 1 x 10
-4
 4 Turba, lluvia ácida, cerveza 
 3,2 x 10
-5
 4,5 Tomate 
 1 x 10
-5
 5 Pan, café 
 3,2 x 10
-6
 5,5 Queso 
 1 x 10
-6
 6 Leche 
 Neutralidad 1 x 10
-7
 7 Agua pura 
 4 x 10
-8
 7,4 Sangre 
 1 x 10
-8
 8 Agua de mar, jabón, clara de huevo 
 1 x 10
-9
 9 Suelos de la cuenca del río Salado 
 1 x 10
-10
 10 Solución jabonosa 
 1 x 10
-11
 11 Amoníaco 
Disminución de la 
acidez 
1 x 10
-14
 14 Hidróxido de sodio 
 
 
Observación: el pH de un suelo es una medidad de la acidez o alcalinidad del suelo. Según la 
escala de pH, podemos tener suelos ácidos (pH<7), suelos neutros (pH=7) y suelos básicos 
(pH>7). Las áreas con muy pocas lluvias predominan los suelos básicos, mientras que las áreas 
con altas precipitaciones hay suelos ácidos. 
 
Los suelos con pH>7,5 generalmente tienen un elevada concentración de calcio (en forma de 
CaCO3). Para la mayoría de las plantas ornamentales y de cobertura toleran pH hasta 7,5-7,8 
(excepción son blueberries, azaleas, que requieren suelos ácidos entre otras). 
 
 
 
 
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21 
 
Productos que contienen ácidos y bases 
 
 Producto 
Ácido clorhídrico limpieza ácido 
Ácido sulfúrico Baterías automóviles 
ácido 
Ácido cítrico cítricos 
ácido 
Ácido ascórbico (vitamina C) cítricos 
ácido 
amoníaco limpiadores 
base 
Ácido acetil salicílico aspirina 
ácido 
Hidróxido de sodio Destape de cañerías, 
limpiahornos 
base 
Óxido de calcio Encalado de suelos, 
cemento 
base 
Ácido acético vinagre 
ácido 
 
 
Medición de pH 
 
El valor del pH de una solución puede obtenerse aproximadamente mediante el uso de 
indicadores ácido base. Estos indicadores son sustancias que varían de color según el pH 
de la solución, aunque no son muy exactos tienen la ventaja de proveer una medida rápida 
del pH. Los indicadores ácido base son ácidos o bases débiles que se caracterizan porque 
su molécula neutra tiene un color diferente al de la forma iónica. 
La fenolftaleína, por ejemplo, se comporta como un ácido débil que se disocia de la 
siguiente forma: 
 
 Escala de pH 
 
Incoloro 
Rojo 
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22 
 
En medio ácido, el equilibrio está desplazado hacia la izquierda, el indicador acepta los 
H3O
+ 
en exceso, con lo cual predomina la forma incolora. En medio alcalino, los OH
-
 
libres se combinan con los H3O
+ 
(para formar H2O) y el equilibrio se desplaza hacia la 
derecha con lo cual aparecerá la forma coloreada del indicador. 
En general se puede plantear el equilibrio de un indicador ácido-base HIn: 
 
HIn + H2O In
-
 + H3O
+ 
 donde el color HIn ≠ In
-
 
 
Según el pH del medio predominará la forma HIn o I
- 
. 
El pH de viraje del indicador depende de la KHIn (K de disociación de HIn) 
KHIn = [In
-
] [H3O
+ 
] 
 [HIn] 
 
Se puede demostrar que el intervalo de pH para un dado indicador es: 
 
pH = pKHIn ± 1 
 
 
En el siguiente cuadro se lista varios indicadores ácido-base, el color de ambas formas y el 
pH de viraje. 
 
 
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23 
 
Por otro lado, si se requieren medidas más exactas de pH o si las soluciones son coloreadas, 
muy calientes o muy básicas se utilizan los peachímetros. 
 
El pHchímetro es un equipo que tiene un electrodo selectivo a los iones hidronio dando una 
señal digital en unidades de pH. 
 
Cálculos de pH 
 
Cuando se conoce la composición de la solución, es posible calcular el pH de soluciones de 
ácidos, bases o sales aplicando los conceptos de los equilibrios ácido-base ya vistos. 
 
Cálculo de pH de ácidos fuertes 
Ejercicio 1) Calcular el pH de una solución de ácido clorhídrico 0,1 M 
Procedimiento: primero se escribe la reacción de disociación, recordar que es un ácido 
fuerte por lo tanto luego de la disociación finalmente la solución contendrá solo productos: 
 Reacción HCl + H2O H3O
+
 + Cl
-
 
Concentraciones iniciales 0,1M --- ---- 
Concentraciones finales ---- 0,1M 0,1 M 
 
Por lo tanto la [H3O
+
] de la solución es 0,1M 
pH = -log [H3O
+
] 
reemplazando: 
pH = -log 0,1 
pH = 1 
 
Observación: debe verificarse que el valor del pH sea consistente con la reacción que se plantea, 
en este caso la disociación libera protones al medio por lo tanto el pH debe resultar menor que 7. 
 
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24 
 
CÁLCULO DE pH DE BASES FUERTES 
 
Ejercicio 1) Calcular el pH de una solución 0,1 M de KOH. 
Procedimiento: primero se escribe la reacción de disociación, recordar que es una base 
fuerte por lo tanto luego de la disociación finalmente la solución contendrá solo productos: 
Reacción KOH OH
- 
 + K
+ 
Concentraciones iniciales 0,1M --- ---- 
Concentraciones finales ---- 0,1M 0,1 M 
 
Por lo tanto la [OH
-
] de la solución es 0,1M 
A partir de la concentración de OH
-
 se calcula el pOH 
pOH = -log [OH
-
] 
pOH = -log 0,1 = 1 
pH + pOH = 14 
 
de aquí despejamos el pH 
pH = 14 – pOH = 14 – 1 
 
pH = 13 
 
Observación: la disociación del hidróxido de potasio libera iones hidroxilo al medio por lo tanto el 
pH resulta ser mayor que 7. 
 
Ejercicio 2) Calcular el pH de una solución 0,1 M de Ca(OH)2. 
Procedimiento: primero se escribe la reacción de disociación, recordar que es una base 
fuerte por lo tanto luego de la disociación finalmente la solución contendrá solo productos: 
Reacción Ca(OH)2 2 OH
- 
 + Ca
2+ 
Concentraciones iniciales 0,1M --- ---- 
Concentraciones finales ---- 2 x 0,1M 0,1 M 
 
 0,2 M 
 
Por lo tanto la [OH
-
] de la solución es 0,2M 
A partir de la concentración de OH
-
 se calcula el pOHGuía Teórico-Práctica. Química General Aplicada y Química General. 2ª Parte – Cátedra de Química Analítica–2016 
 
25 
 
pOH = -log [OH
-
] 
pOH = -log 0,2 = 0,70 
pH + pOH = 14 
 
de aquí se despeja el pH 
pH = 14 – pH = 14 – 0,7 
pH = 13,3 
 
 
CÁLCULO DE pH DE ÁCIDOS DÉBILES 
 
Ejercicio 1) Calcular el pH de una solución de ácido acético 0,1 M. 
Dato: Ka CH3COOH=1,8.10
-5
 
 
Procedimiento: 
Primero se debe identificar que se trata de un ácido débil por lo cual la disociación será 
parcial. Luego se escribe el equilibrio de disociación del ácido acético y la expresión de la 
Ka y se plantean las concentraciones iniciales y en el equilibrio: 
 
 
 Equilibrio CH3COOH + H2O CH3COO
-
 + H3O
+
 Ka= [CH3COO
-
][ H3O
+
] 
 [CH3COOH] 
Concentraciones iniciales 0,1 M ------ ------ 
Concentraciones en el Eq. (0,1-X) X X 
 
Donde X son los mol/L de ácido acético que se disocia. 
En el equilibrio tendremos una concentración X moles/L de CH3COO
-
 y X moles/L de 
H3O
+
, mientras que quedarán (0,1-X) mol/L de CH3COOH. 
Para calcular el pH se tiene que calcular la [H3O
+] 
Como en el equilibrio [H3O
+
]=X se reemplaza en la expresión de Ka las concentraciones 
en términos de X: 
1,8.10
-5
 = X . X 
 (0,1-X) 
De aquí se despeja X 
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26 
 
1,8.10
-5
 (0,1-X) = X
2
 
 
1,8.10
-5
 .0,1-1,8.10
-5
.X) = X
2
 
 
0= X
2
 + 1,8.10
-5
.X -1,8.10
-6
 (ecuación de segundo grado) 
 
Para hallar el valor de x hay que resolver la ecuación de segundo grado. Pero dependiendo 
del grado de disociación (es decir, cuán desplazada está la reacción hacia la derecha) X 
puede ser despreciable frente a la concentración inicial del ácido (en el caso del problema 
C = 0,1M) lo que transforma la ecuación en: 
 
1,8.10
-5
 = X . X = X
2
 
 0,1 
 
Esto es válido si se disocian como máximo el 5% (5 moles de cada 100 iniciales) Una 
forma de estimar si esto se cumple es calcular la taza de ionización I, descripto por 
Burness (1990): 
 
 
Si I ≤ 2. 10
-3
 la 
aproximación es válida, y podemos hacer el cálculo considerando que C – X ≈ C. 
 
Veamos si es posible realizar esta simplificación para la solución de ácido acético 0,1M: 
Ka = 1,8.10
-5
 = 1,8.10
-4
 < 2.10
-3
 0,1 – X ≈ 0,1 
 C 0,1 
 
Entonces X = Ka.C = 1,8.10
-5
.0,1 
X = 1,34.10
-3
 
X = [H3O
+
] = 1,34.10
-3 
pH = -log [H3O
+] = - log 1,34.10
-3 
 
 
pH = 2,87 
 
Observación: el ácido acético o ácido etanoico se encuentra en el vinagre, En disolución acuosa, el 
ácido acético puede perder el protón del grupo carboxilo para dar el ion acetato (base conjugada). 
I = 
Ka 
 
c 
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27 
 
CÁLCULO DE pH DE BASES DÉBILES 
Ejercicio 1) Calcular el pH de una solución de amoníaco 0,01 M. Kb NH3 = 1,8.10
-5
 
 
Procedimiento: primero se debe identificar que se trata de una base débil por lo cual la 
disociación será parcial. Luego se escribe el equilibrio de disociación del amoníaco y la 
expresión de la Kb y se plantean las concentraciones iniciales y en el equilibrio: 
 
Equilibrio NH3 + H2O NH4
+
 + OH
-
 Kb NH3 = [NH4
+
][ OH
-
] 
 [NH3] 
Concentraciones iniciales 0,01 M ----- ----- 
Concentraciones en el Eq. (0,01-X) X X 
 
 
Donde X son los mol/L de amoníaco que se disocian. 
En el equilibrio tendremos una concentración X moles/L de NH4
+
 y X moles/L de OH
-
 , 
mientras que quedarán (0,01-X) mol/L de NH3 sin disociar. 
Para calcular el pH se tiene que calcular la [H3O
+
], en el caso de las bases como el 
equilibrio de disociación da como producto OH
- 
 , se calcula primero la concentración de 
OH
-
 , el pOH y luego el pH. 
Como en el equilibrio [OH
-
]=X se reemplaza en la expresión de Kb las concentraciones en 
términos de X: 
1,8.10
-5
 = X . X 
 (0,01-X) 
 
Se verifica (como hemos visto anteriormente) si X es despreciable frente a C: 
 
KbNH3 = 1,8.10
-5
 = 1,8. 10 
-3
 < 2.10
-3
 se desprecia X frente a C 
 
X = 1,8.10
-5
. 0,01 = 4,24. 10
-4
 
 
 
X = [OH-] = 4,24. 10
-4 
 
pOH = -log [OH
-
] 
 
 
pOH = - log 4,24. 10
-4
 = 3,37 
 
pH = 14 – pOH 
 
pH = 14 – 3,37 pH = 10,6 
 
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28 
 
 
GRADO DE DISOCIACION 
 
Se define el grado de disociación de un ácido o una base como la fracción molar de 
electrolito que se transforma en sus iones en disolución. 
 
α = No de moles disociados 
 N
o
 de moles totales 
 
Para los ácidos y bases fuertes, que se disocian completamente, el grado de disociación es 
muy cercano a 1. 
Los ácidos y bases débiles tienen un grado de disociación menor que 1, y tanto menor 
cuanto más débil sea el ácido o la base. 
El grado de disociación de un ácido o una base depende de su concentración. 
 
 
ÁCIDOS POLIPRÓTICOS 
 
Los ácidos polipróticos son aquellos ácidos que en solución acuosa se disocian dando más 
de un mol de H3O
+
 por cada mol de ácido. La disociación se plantea por etapas, 
correspondiéndole a cada una de ellas una constante de disociación. 
Ejemplo 1: H2CO3 
El ácido carbónico se forma cuando el CO2 atmosférico se disuelve en agua: 
Disolución del gas CO2 (g) CO2(aq) 
Formación de ácido carbónico CO2(aq) + H2O H2CO3(aq) 
 
 
H2CO3 + H2O HCO3
-
 + H3O
+
 Ka1 = [HCO3
-
][ H3O
+
] = 4,3 .10
-7
 
 [H2CO3] 
HCO3
-
 + H2O CO3
2- 
 + H3O
+
 Ka2 = [CO3
2- 
][ H3O
+
] = 5,6 .10
-11
 
 [HCO3
-
] 
 
Como se observa en los dos equilibrios anteriores el ácido carbónico formado se disocia 
parcialmente cediendo protones al medio, por lo que el pH de la solución será ácido 
(pH<7). 
 
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29 
 
Observación: el pH del agua destilada o agua de lluvia, debería ser cercano a 7, sin embargo 
puede dar valores sustancialmente más bajos. Esto se debe a la disolución del CO2 atmosférico. 
Lluvia ácida: El agua de lluvia, en zonas industrializadas puede tener un pH cercano a 4, muy 
inferior al agua pura. Esto se debe a la formación de óxidos de S y N en la atmósfera. Estos óxidos 
se forman por la combustión hidrocarburos y el carbón usados como fuente de energía en 
vehículos, industrias y viviendas y producen dióxido de azufre (SO2), y parte del mismo se 
convierte en trióxido de azufre por oxidación con el ozono (O3) o la luz solar. Estos óxidos 
reaccionan con el agua en la atmósfera dando como productos los oxoácidos correspondientes: 
SO2 + H2O H2 SO3 ácido sulfuroso 
SO3 + H2O H2SO4 ácido sulfúrico 
En menor proporción también se forman óxidos de nitrógeno(generando HNO3). 
La acidificación de las aguas superficiales (lagos, ríos y mares) afecta negativamente la vida 
acuática, provocando mortalidad de peces. También afecta la vegetación produciendo daños en 
las zonas forestales. 
Los compuestos ácidos en la lluvia, niebla o nieve llegan al suelo disminuyendo el pH lo cual 
produce pérdida de nutrientes y el suelos contaminados el lixiviado de ciertos contaminantes (Ej: 
Pb, Cd) que pueden contaminar los acuíferos.. 
La lluvia ácida corroe las construcciones. Puede disolver, por ejemplo, el carbonato de calcio, 
CaCO3, y afectar los monumentos y edificaciones construidas con mármol o caliza. 
CaCO3 + H
+
 HCO3
-
 + Ca
2+
 
HCO3
-
 + H+ H2CO3 
H2CO3 CO2 (g) + H2O 
El enriquecimiento en nutrientes en cuerpos de agua dulce se llama eutrofización. Los nitratos y 
sulfatos, además de los cationes lixiviados de los suelos, contribuyen a la eutrofización de las 
aguas superficiales (ríos, lagos). 
 
La primera constante de disociación es la que tiene mayor valor, y el valor de la constante 
de disociación para las siguientes etapas va disminuyendo a medida que se van disociando 
cada uno de los protones que contiene la especie (es más fácil transferir un H
+
 del ácido 
(H2CO3) que de las especies cargadas negativamente (HCO3
-
). Se deduce que siempre la 
primera disociación es la más importante. 
Para el cálculo del pH de las soluciones de ácidos polipróticos si Ka1 >>Ka2 (cuando Ka1 es 
2 órdenes mayor que Ka2) entonces la concentración de H3O
+
 proveniente de la segunda 
disociación del ácido se puede considerar despreciable frente a la concentración de H3O
+
 
que aporta la primera disociación. Por lo tanto el pH se calcula aproximadamente teniendo 
en cuenta la concentración de H3O
+
 de la primera disociación. El planteo entonces es 
similar que para el cálculo de pH de ácidos monopróticos débiles. 
 
 
 
 
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido
http://es.wikipedia.org/wiki/Carbonato_de_calcio
http://es.wikipedia.org/wiki/M%C3%A1rmol
http://es.wikipedia.org/wiki/Caliza
http://es.wikipedia.org/wiki/Nitrato
http://es.wikipedia.org/wiki/Sulfato
http://es.wikipedia.org/wiki/Lixiviaci%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Eutrofizaci%C3%B3n
Guía Teórico-Práctica. Química General Aplicada y Química General. 2ª Parte – Cátedra de Química Analítica–2016 
 
30 
 
Ejemplo 2: H3PO4 
El ácido ortofosfórico (triprótico) se disocia parcialmente en agua según los siguientes 
equilibrios: 
 
H3PO4 + H2O H2PO4
-
 +H3O
+ 
 Ka1 = 7,5 .10
-3
 
H2PO4
-
 + H2O HPO4
2-
 + H3O
+
 Ka2 = 6,2 . 10
-8
 
HPO4
2-
 + H2O PO4
3- 
+ H3O
+ 
Ka3 = 2,2 .10
-13
 
 
Observaciones: El ácido fosfórico, H3PO4, se utiliza para la obtención de compuestos de 
importancia industrial llamados fosfatos (sales del ácido ortofosfórico). Gran parte del ácido 
fosfórico se utiliza para la fabricación de fertilizantes. El fósforo, nitrógeno y el potasio son 
elementos esenciales para las plantas. El primer fertilizante comercial con alto contenido en 
fósforo fue el superfosfato triple, que se obtiene por reacción de la apatita con ácido fosfórico: 
3Ca3(PO4)2·CaF2(s) + 14H3PO4 + 10H2O→ 10Ca(H2PO4)2·H2O(s) + 2 HF 
Además, entre otras aplicaciones, el ácido fosfórico se emplea para la elaboración de bebidas no 
alcohólicas. 
 
El fósforo es un elemento esencial para las plantas. La mayor parte del fósforo del suelo no se 
encuentra disponible para ser absorbido por las plantas. Las plantas absorben únicamente el 
fósforo que está en la solución del suelo en forma de HPO4
2-
 (ión fosfato monoácido) y H2PO4
-
 
(ión fosfato diácido). En el caso de estos aniones, el pH influye enormemente en la proporción con 
la que son absorbidos por la planta pues determina la predominancia de las formas (fosfato, fosfato 
mono ácido y fosfato diácido). Según los equilibrios de disociación del ácido fosfórico, a pH muy 
básicos predomina el ión fosfato y a pH muy ácidos predomina el ácido fosfórico. Sin embargo 
estos pH normalmente no se presentan en suelos (entre 4-8,5). 
 
La máxima disponibilidad de P se da a pH entre 5,5-7, donde predominan los iones fosfato mono y 
diácido. A pH más básicos el P puede formar compuestos insolubles (precipitar) con iones Ca
2+
 y 
Mg
2+
. En cambio a pH menores que 6, el P puede formar fosfatos insolubles de Al
3+
 y Mn
2+
. 
 
 
Reacciones de neutralización 
Según la teoría de Arrhenius las reacciones de neutralización son reacciones entre un ácido 
que aporta iones hidrógeno H
+
 y una base que aporta iones hidróxido OH
-
 
Ejemplo: reacción entre HCl y NaOH 
HCl + NaOH NaCl + H2O 
H3O
+ 
+ OH
- 
 2 H2O 
El H
+
 del ácido se combina con el OH
-
 de la base para formar H2O 
Observación: según la teoría de Bronsted toda reacción ácido-base es una reacción de 
neutralización en el sentido que es espontánea: 
Acido1 + base1 base conjugada1 + ácido conjugado 2 
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31 
 
SALES 
Las sales se forman por la neutralización de un ácido con una base: 
ácido base Reacción de neutralización Sal formada 
Ácido Clorhídrico Hidróxido de sodio HCL + NaOH NaCL + H2O Cloruro de sodio 
Ácido nítrico Hidróxido de potasio HNO3 + KOH KNO3 + H2O Nitrato de potasio 
Ácido Clorhídrico Amoníaco HCL + NH3 NH4CL Cloruro de amonio 
Ácido sulfúrico Hidróxido de sodio H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O Sulfato de sodio 
Ácido fosfórico Hidróxido de potasio H3PO4 + 3KOH K3PO4 + H2O Fosfato de potasio 
 
Las sales ácidas se forman por neutralización parcial de un ácido poliprótico con una base: 
ácido base Reacción de neutralización Sal formada 
Ácido Carbónico Hidróxido de sodio H2CO3 + NaOH NaHCO3 + H2O Carbonato ácido 
de sodio 
Ácido fosfórico Hidróxido de 
potasio 
H3PO4 + KOH KH2PO4 + H2O Fosfato diácido de 
potasio 
Ácido fosfórico Hidróxido de 
potasio 
H3PO4 + KOH K2HPO4 + H2O Fosfato monoácido 
de potasio 
Ácido sulfúrico Hidróxido de sodio H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O Sulfato de sodio 
Ácido fosfórico Amoníaco H3PO4 + NH3 NH4H2PO4 Fosfato diácido 
de amonio o 
fosfato 
monoamónico 
Ácido fosfórico Amoníaco H3PO4 + 2NH3 (NH4)2HPO4 Fosfato diácido de 
amonio o fosfato 
monoamónico 
 
Observación: los fertilizantes con fósforo más importantes son: mezclas de fosfato monoamónico 
(MAP), NH4H2PO4 (o fosfato diácido de amonio) y fosfato diamónico (DAP), (NH4)2HPO4 (o 
fosfato monoácido de amonio). Estos compuestos tienen la ventaja de aportar dos nutrientes para 
las plantas: N y P. Se obtienen por neutralización parcial del ácido H3PO4 con la base NH3. 
Los fosfatos se usan abundantemente como fertilizantes porque el fósforo es un nutriente esencial 
para el crecimiento de las plantas. El uso excesivo y manejo inadecuado de los fertilizantes pueden 
conducir a la contaminación por fosfatos de ríos, lagos, estanques y arroyos, provocando el 
crecimiento desmedido de algas. Las algas consumen el oxígeno del agua, la disminución del O2 en 
el agua provoca la muerte de peces (eutrofización). 
 
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32 
 
HIDRÓLISIS DE SALES 
 
La hidrólisis es una reacción ácido-base que se produce cuando se disuelven algunas sales 
en agua. 
 
Cuando una sal se disuelve en agua, se disocian el anión y el catión que forman la sal, los 
iones se hidratan. La disociación puede considerarse una reacción total. 
 
Veamos que ocurre cuando se disuelve NaF (fluoruro de sodio) en agua: 
 
NaF Na
+
(aq) + F
-
(aq) 
 
Si medimos el pH de esta solución, veremos que es mayor que 7 (soluciónbásica). 
Este hecho experimental no se justifica si sólo ocurre la disolución de la sal, ya que esta no 
aporta OH
-
 ni H
+
 al medio. Si fuera así el pH debería ser neutro ya que los OH
-
 y H
+ 
provendrían únicamente de la autoprotólisis del agua. 
 
Debemos observar entonces el carácter ácido o básico de los iones de la sal (Na
+
 y F
-
) 
Recordemos el concepto de pares conjugados. El ion F- es la base conjugada del ácido 
fluorhídrico (HF). El HF es un ácido débil por lo tanto su base conjugada será bastante 
fuerte, o sea que tenderá a aceptar un H
+
 del agua: 
 
 
F
- 
+ H2O HF + OH
-
 
 
El equilibrio anterior representa la hidrólisis del ion F
-
 por lo tanto la K del equilibrio se 
denomina Constante de hidrólisis del ion F
-
 y se nota KhF- 
 
Por otro lado el ion Na
+
 proviene de una base fuerte (NaOH) por lo tanto no se hidroliza. 
 
 
Podemos entonces saber si habrá hidrólisis o no de los iones que forman la sal analizando la 
fuerza que tienen como ácidos o bases conjugadas: 
 
Ácido Base Conjugada Hidrólisis Reacción de hidrólisis 
HCL (muy fuerte) CL
-
 (muy débil) No 
HNO3 (muy fuerte) NO3
-
 (muy débil) No 
CH3COOH (débil) CH3COO
-
 (débil) Si CH3COO
-
 + H2O CH3COOH + OH
-
 
HF (débil) F
-
 (débil) Si F
- 
 + H2O HF + OH
-
 
NH4
+
 (débil) NH3 (débil) Si NH4
+
 + H2O NH3 + H3O
+
 
 
 
Base Ácido Conjugado Hidrólisis Reacción de hidrólisis 
NaOH (muy fuerte) Na
+ 
(muy débil) No 
Ca(OH)2 (muy 
fuerte) 
Ca
2+
 (muy débil) No 
NH3 (débil) NH4
+
 (débil) Si NH3 + H2O NH4
+
 + OH
- 
 
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33 
 
Entonces podemos identificar cuatro casos de hidrólisis: 
 
Sales provenientes de ácidos fuertes y bases fuertes No hay hidrólisis 
Sales provenientes de ácidos débiles y bases fuertes Hay hidrólisis del anión 
Sales provenientes de ácidos fuertes y bases débiles Hay hidrólisis del catión 
Sales provenientes de ácidos débiles y bases débiles Hay hidrólisis del catión y anión 
 
 
Primer caso: Sales provenientes de ácidos fuertes y bases fuertes 
 
Ejemplos: NaCl, KCl, NaNO3, CaNO3, KClO4 
 
Veamos si las soluciones acuosas de estas sales son ácidas, básicas o neutras: 
 
Analicemos el caso del NaCl: la sal en agua está totalmente disociada (NaCl en agua no 
existe). 
NaCl Na
+
 + Cl
-
 
 
No hay hidrólisis del Cl
-
 ni del Na
+
 
Por lo tanto los protones y oxidrilos solo serán aportados por la autoprotólisis del agua: 
 
2 H2O H3O
+ 
 + OH
-
 
 
Por lo tanto la solución será neutra ya que [OH
-
] = [H3O
+
] 
 
pH = 7 (a 25 
o
C) 
 
 
 
 
Segundo caso: Sales provenientes de ácidos débiles y bases fuertes 
 
Ejemplos: NaAc (acetato de sodio), NaF, KCN, Na2CO3, Na3PO4 
Analicemos el caso del Na2CO3: la sal en agua está totalmente disociada: 
 
Na2CO3 2 Na
+
 + CO3
2-
 
 
No hay hidrólisis del ion Na
+
 
Sí hay hidrólisis del anión carbonato CO3
2-
 (base conjugada del HCO3
-
) 
 
CO3
2-
 + H2O HCO3
- 
 + OH
- 
 
El ion carbonato (base) acepta un protón del agua para dar el ion carbonato ácido y libera 
OH
-
 al medio, por lo tanto la solución será básica. pH >7 
 
 
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34 
 
Tercer caso: Sales provenientes de ácidos fuertes y bases débiles 
 
Ejemplos: NH4Cl, NH4NO3 
 
Analicemos el caso del NH4NO3: la sal en agua está totalmente disociada: 
 
NH4NO3 NH4
+
 + NO3
-
 
 
No hay hidrólisis del ion NO3
-
 (base conjugada del ácido nítrico) 
Sí hay hidrólisis del catión amonio NH4
+
 (ácido conjugado de la base NH3) 
 
NH4
+
 + H2O NH3 + H3O
+ 
 
El ion amonio NH4
+
 (ácido) cede un protón al agua para dar amoníaco y libera H3O
+ 
al medio, por lo tanto la solución será ácida. pH<7 
 
 
 
Cuarto caso: Sales provenientes de ácidos débiles y bases débiles 
 
Ejemplos: NH4Ac, NH4F 
 
Analicemos el caso del acetato de amonio NH4Ac, la sal en agua está totalmente disociada: 
 
NH4Ac NH4
+
 + Ac
-
 
 
Hay hidrólisis del ion NH4
+
 y del ion Ac
-
 , por lo tanto hay que plantear los dos equilibrios 
de hidrólisis: 
 
NH4
+
 + H2O NH3 + H3O
+
 Kh NH4+ = 1,8.10
-5
 
 
Ac
- 
 + H2O HAc + OH
-
 Kh Ac- = 1,8. 10
-5
 
 
Ambos equilibrios tienen lugar. El ion amonio NH4
+
 (ácido) cede un protón al agua para 
dar amoníaco y libera H3O
+
 y el ion acetato Ac
- 
 (base) acepta un protón del agua y libera 
al medio OH
-
 
Si la fuerza del ácido amonio es igual a la fuerza de la base acetato entonces la cantidad de 
protones que se liberan del primer equilibrio será igual a la cantidad de oxidrilos que se 
liberan del segundo equilibrio, por lo tanto la solución será neutra [H3O
+
] = [OH
-
] pH=7 
(a 25 
o
C). 
 
Si las Kh son diferentes las soluciones no serán neutras. Pueden ser ácidas o básicas. Para el 
cálculo del pH deben utilizarse ambos equilibrios. 
 
 
 
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35 
 
 
Hidrólisis de sales ácidas 
 
Ejemplos: NaHCO3, KH2PO4, K2HPO4 
 
Los aniones de estas sales (HCO3
-
, H2PO4
-
, HPO4
2-
) son anfolitos lo cual quiere decir que 
se comportan como ácidos y como bases. 
Analicemos las posibles reacciones cuando el carbonato ácido de sodio (o bicarbonato de 
sodio) se disuelve en agua: 
 
NaHCO3 Na
+
 + HCO3
-
 
 
El HCO3
-
 puede tomar un H
+
 del agua (se comporta como base) y dar H2CO3 
 
HCO3
- 
+ H2O
 
H2CO3 + OH
-
 Kh = Kw/Ka1= 1.10
-14
/4,3.10
-7
 = 2,3.10
-8
 
 
Además puede comportarse como ácido y disociarse cediendo un H
+
 
 
HCO3
- 
+ H2O
 
CO3
2-
 + H
+
 Ka2 = 5,6.10
-11
 
 
Se puede demostrar que pH = ½ (pKa1 + pKa2) 
 
pH = ½(6,37 + 10,25) = 8,31 
 
Veamos los equilibrios para una solución acuosa de KH2PO4 
 
KH2PO4 K
+ 
 + H2PO4
- 
disociación de la sal 
 
H2PO4
-
 + H2O H3PO4 + OH
-
 Hidrólisis del H2PO4
-
 (se comporta como base) 
 Kh3=Kw/Ka1= 1.10
-14
/ 7,5.10
-3
= 1,33. 10
-12
 
 
H2PO4
-
 + H2O HPO4
2-
 + H
+ 
 Disociación del H2PO4
-
 (se comporta como ácido) Ka2= 6,2.10
-8 
 
Se puede demostrar que pH = ½ (pKa1 + pKa2) 
 
pH = ½(2,12 + 7,2) = 4,66 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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36 
 
 
SOLUCIONES REGULADORAS DE pH 
 
Las soluciones reguladoras de pH, también llamadas buffers o soluciones tampón tienen 
la propiedad de resistirse a los cambios de pH cuando los iones hidronio o hidróxidos son 
agregados o removidos. 
Un solución reguladora de pH está formada por un ácido débil y su base conjugada (o sea 
de una sal de su base conjugada). Para que el sistema regule las concentraciones del ácido y 
base conjugada deben ser lo suficientemente concentradas (>1.10
-3
M) y de concentraciones 
similares. Habrá regulación siempre que las concentraciones de ácido y base conjugada 
sean sustancialmente mayores que las de los iones H3O
+
 u OH
-
 agregados o removidos. 
Veamos un ejemplo para comprender el mecanismo de regulación del pH: 
Sea el sistema regulador: HAc (ácido acético) 1M /NaAc (acetato de sodio) 1M 
Supongamos que tenemos una solución de ácido acético, tendremos un equilibrio 
correspondiente a la disociación parcial del ácidodébil: 
 
 equilibrio HAc + H2O Ac
-
 + H3O
+ 
 KaHAc 
conc. iniciales 1M --- ---- 
conc. en el equilibrio 1-X X X 
 
Si agregamos ahora NaAc 1M: 
equilibrio HAc + H2O
 
 Ac- + H3O
+ 
 KaHAc 
conc. iniciales 1 1 ---- 
conc. en el equilibrio 1 – X´ 1 + X´ X´ 
 
 
Como el ácido acético es débil (Ka=1,8.10
-5
) y la concentración (1M) elevada, los moles 
disociados (X) serán despreciables frente a la concentración inicial (ver cálculo de pH de 
ácidos débiles). Al agregar Ac- (base conjugada), podemos deducir que la disociación del 
ácido se ve inhibida (principio de Le Chatelier), por lo tanto los moles disociados X´ serán 
menos que X (moles del HAc disociados en una solución acuosa de HAc), por lo tanto 
podemos decir que si X es despreciable frente a C (1M), entonces X´será con seguridad 
también despreciable frente a la concentración inicial de HAc. 
Guía Teórico-Práctica. Química General Aplicada y Química General. 2ª Parte – Cátedra de Química Analítica–2016 
 
37 
 
Este análisis nos lleva a concluir que en una solución formada por un ácido débil y una sal 
de su base conjugada (en concentraciones elevadas), tanto la disociación del ácido como la 
reacción inversa (asociación del Ac- con los H
+
) se ven inhibidas, por lo tanto en las 
soluciones reguladoras se cumple que: 
[HAc] ≈ CHAc 
[Ac
-
] ≈ CAc- 
Reemplazando en la expresión de la Ka: 
Ka = [H3O
+
] [Ac-] = [H3O
+
] CAc- 
 [HAc] CHAc 
Despejando [H3O
+
] se tendrá que: 
[H3O
+
] = Ka . CHAc 
 CAc- 
Si aplicamos el operador p (-log) a ambos miembros: 
-log [H3O
+
] = -log (Ka . CHAc / CAc-) = -log Ka –log (CHAc/ CAc-) 
 
 pH = pKa + log CAc-/ CHAc 
 
Esta ecuación se conoce como Ecuación de Henderson y permite calcular el pH de 
soluciones reguladoras de pH formadas por un ácido débil y una base fuerte. 
Ejemplo: Calcular el pH de una solución 0,1M en HF y 0,2M en KF. KaHF= 6,8.10
-4 
pH = pKaHF + log ([F
-
]/[HF]) 
pH = 3,17 + log (0,2/0,1) 
pH = 3,17 – 0,69 = 2,47 
Se puede demostrar que para soluciones reguladoras formadas por una base débil y una sal 
de su ácido conjugado la Ecuación de Henderson tiene la siguiente expresión: 
 
 pH = pKa (ácido conjugado) + log (Cbase/Cácido conjugado) 
 
 
Guía Teórico-Práctica. Química General Aplicada y Química General. 2ª Parte – Cátedra de Química Analítica–2016 
 
38 
 
Ejemplo: Calcular el pH para una solución formada por NH3 0,1M y NH4Cl 0,3M. 
pH = pKa NH4+ + log (CNH3/CNH4+ ) 
pH = 9,26 + log (0,1/0,3) 
pH = 9,74 
 
 
Mecanismo regulador 
Los buffers funcionan como reguladores siempre que las concentraciones del ácido y la 
base conjugada (o la base y el ácido conjugado) sean elevadas comparadas con los H
+
 u 
OH
-
 agregados o removidos. 
Sea un sistema regulador HX/X
-
 representado por el equilibrio: 
 
 HX + H2O X
-
 + H
+
 KaHX 
 CHX CX- 
 
Si se le agrega desde una fuente externa iones H
+ 
(por ejemplo por agregado de HCL), 
parte del componente básico del sistema (X
-
) se combina con los H+ agregados 
(produciendo HX y consumiendo parte de los H
+
 agregados). El equilibrio entonces se 
desplaza hacia la izquierda (Principio de Le Chatelier), hasta una nueva posición de 
equilibrio. 
En cambio se agrega a la solución iones OH
-
 (por ejemplo por agregado de NaOH), los 
OH- se combinarán con los H+ del sistema (provenientes de la disociación del ácido), así el 
sistema responde desplazándose hacia la derecha (Principio de Le Chatelier). 
En la siguiente figura se pueden visualizar las modificaciones en la posición de equilibrio y 
los cambios aparejados en las concentraciones de ácido y base conjugada del sistema 
regulador después del agregado de H
+
 u OH
-
. 
 
Guía Teórico-Práctica. Química General Aplicada y Química General. 2ª Parte – Cátedra de Química Analítica–2016 
 
39 
 
Adición de base o ácido a un buffer
HXHXHX X - X - X -
H +OH -
X- + H + HXHX + OH -X- + H2O
Buffer después del
agregado de OH -
Buffer con igual 
concentración de ácido 
débil y base conjugada
Buffer después del 
agregado de H +
 
Observación: Un cambio brusco del pH puede afectar la actividad catalítica de las enzimas 
modificando las velocidades de las reacciones, lo cual produce daños a las células. La regulación 
del pH en la sangre es indispensable para el metabolismo y funcionamiento celular. 
 
Casi toda la química de los seres vivos tiene lugar a pH entre 6 y 8. Como excepciones notables 
podemos mencionar los procesos químicos en el estómago de los humanos y otros animales que 
tienen lugar a pH aproximadamente 2. La sangre humana, por ejemplo, mantiene un pH casi 
constante de 7,4, a pesar del hecho de que es el vehículo de gran numero y variedad de nutrientes, 
así como la eliminación de desechos, muchos de ellos ácidos y bases. 
 
Los organismos mantienen este estrecho intervalo de pH por medio de los buffers. El principal 
sistema buffer en el torrente sanguíneo de los humanos es el par acido – base H2CO3 / HCO3
- 
 
 
 
H2CO3 H
+
 + HCO3
- 
 
Dador de H
+
 Aceptor de H
+
 
 
El control de pH de La sangre se vuelve aun más riguroso por el hecho de que el H2CO3 está en 
equilibrio con el CO2 disuelto en ella. 
 
H2O + CO2 H2CO3 
 
El equilibrio favorece la formación de CO2 (100 a 1). El CO2 disuelto en la sangre, a su vez, esta en 
equilibrio con el CO2 de los pulmones. Al cambiar su ritmo respiratorio, un individuo puede 
cambiar la concentración de HCO3
- 
 en la sangre y, así, ajustar el pH de sus fluidos internos. 
 
 
 
 
 
 
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40 
 
Problemas y Cuestionario de Equilibrio ácido –base 
 
1) Defina qué es un ácido y una base según las diferentes teorías. 
2) Qué diferencia existe entre ácidos fuertes y débiles. Justifique. 
3) Qué diferencia existe entre bases fuertes y débiles. Justifique. 
 
4) Indique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones. Justifique su respuesta. 
 
a) El pH de una solución de un ácido fuerte será es menor que 7. 
b) El pH de una solución de un ácido débil es menor que 7. 
c) El pOH de una solución de un ácido es menor que 7. 
d) El pOH de una solución de una base es menor que 7. 
 
5) Calcular el pH y el pOH de las siguientes soluciones: 
 
a) ácido clorhídrico 0,01M 
b) ácido nítrico 0,02M 
c) ácido sulfúrico 0,2M 
 
6) Dadas las siguientes soluciones de las cuales se conoce la concentración molar de 
iones hidronio, calcule el pH y pOH de cada una de ellas: 
a) [H3O
+
] = 2.10
-5
 
b) [H3O
+
] = 2.10
-10
 
c) [H3O
+
] = 1.10
-7
 
 
Indique si las soluciones anteriores son ácidas, básicas o neutras. 
 
7) Calcule el pH y pOH de las siguientes soluciones: 
a) Hidróxido de potasio 1M 
b) Hidróxido de magnesio 0,2M 
c) Ácido sulfúrico 0,01M 
d) Ácido nítrico 0,05M 
 
8) Dados los siguientes valores de pH calcular la [H3O
+
 ] y la [OH
-
] 
a) pH = 4 
b) pH = 7 
c) pH = 9,5 
 
9) Dados los siguientes valores de pOH calcular la [H3O
+
 ] y la [OH
-
] 
a) pOH = 3 
b) pOH = 7 
c) pOH = 10 
 
10) Calcular el pH de una solución que contiene 1 g de NaOH en 2000cm3 de solución a 
25ºC 
Dato: Mr NaOH =40 
 
Guía Teórico-Práctica. Química General Aplicada y Química General. 2ª Parte – Cátedra de Química Analítica–201641 
 
11) Calcular el pOH de una solución que contiene 0,5g de HCL en 100 mL de solución. 
Dato Mr HCL =36,5 
 
12) Defina grado de disociación α. ¿Qué valores puede tomar? 
 
13) Se tiene una solución 1M de HF KaHF= 7,2.10
-4
 
a) Calcular la [H3O
+
] y [OH
-
] 
b) Calcular el grado de disociación α 
 
14) Calcular el pH de una solución que contiene 1,4g de NH3 en 100 cm
3
 de solución. 
Datos Mr NH3: 17 KbNH3= 1,810
-5
 
 
15) Calcular las concentraciones de H3O
+
, HCN y OH
-
 en una solución que se preparó 
disolviendo 0,166 moles de NaCN en agua para obtener 450mL de solución. 
Dato KaHCN= 4,8.10
-10
 
 
 
16) Dado el siguiente equilibrio: 
 
NH3 + H2O NH4
+
 + HO
-
 
 
a) nombre todas las especies presentes en una solución acuosa de amoníaco. 
b) indique cuál es la base y cuál el ácido conjugado según la teoría de Brönsted. 
 
17) Dados los siguientes ácidos y sus correspondientes Ka, ordénelos según fuerza 
creciente: 
 
 Ácido Ka 
HCOOH (ácido metanoico o fórmico) 1,8.10
-4
 
CH3COOH (ácido etanol o acético) 1,8.10
-5
 
HCN (ácido cianhídrico) 4,8.10
-10
 
HF (ácido fluorhídrico) 6,8.10
-4 
HCO3
- 
 (ion carbonato ácido o bicarbonato) 5,6.10
-11
 
NH4
+ 
 (ion amonio) 5,6.10
-10
 
 
 
18) Plantee Los equilibrios de disociación del ácido ortofosfórico y escriba la expresión de 
las constantes de disociación. 
 
19) El ácido acetilsalicílico, comúnmente conocido por aspirina, es un ácido débil cuya 
fórmula se puede representar por Hasp. Una solución acuosa fue preparada 
disolviendo 0,1 moles de Hasp en un litro de solución. La concentración de iones 
hidronio es 0,0057 mol/L. Calcule el Ka y pKa del ácido. 
 
 
 
 
Guía Teórico-Práctica. Química General Aplicada y Química General. 2ª Parte – Cátedra de Química Analítica–2016 
 
42 
 
20) Plantee las siguientes reacciones de neutralización y nombre los compuestos 
formados: 
 
a) Ácido acético + hidróxido de sodio 
b) Ácido clorhídrico + amoníaco 
c) Ácido carbónico + hidróxido de calcio 
 
21) Dadas las siguientes sales, indique si sus soluciones acuosas son ácidas, básicas o 
neutras. Justifique planteando las reacciones correspondientes. 
a) KCL 
b) CaCO3 
c) Mg(NO3)2 
d) (NH4)2SO4 
 
22) El arándano es una especie frutal que requiere suelos ácidos (pH 4,5-5,2) con alto 
contenido de materia orgánica (20-50%) para un óptimo desarrollo. Además de los 
requerimientos de suelos y de clima, el arándano requiere para un buen desarrollo 
aguas de riego con pH < 7 y con contenidos de bicarbonato (HCO3
-
) < 1,5 mmol L
-1. 
 
Para minimizar los problemas de las aguas de riego se ha procedido a regar con agua 
acidificada con ácido sulfúrico. 
Qué concentración ácido sulfúrico deberá tener la solución de riego si el 
pH requerido es 5 
 ¿Por qué la concentración de carbonato ácido del agua de riego disminuye al agregar 
ácido sulfúrico? 
 
23) El encalado del suelo es una medida correctiva para disminuir la acidez. Para esto se 
adicionan ciertas enmiendas, entre las cuales se encuentra el carbonato de calcio. 
Aplicando los conceptos vistos explique por qué el agregado de carbonato de calcio 
puede aumentar el pH del suelo. 
 
24) Explique el concepto de solución reguladora de pH, Buffer o tampón y explique su 
mecanismo, de ejemplos. 
 
25) ¿Cuál es el pH de 1 L de solución que contiene 0,2 moles de HF y 0,4 moles de NaF. 
Datos: pKa= 2,68 
 
26) ¿Cuál es el pH de 200mL de solución que contienen 0,34 g de NH3 y 1,07g NH4Cl? 
 
Datos: Kb=1,8.10
-5
; Kw= 1.10
-14
, Mr NH3=17 Mr NH4Cl= 53,5 
 
 
27) ¿Cuál es el pH resultante de mezclar 200mL de NH3 2M con 800 mL de HCl 0,1M. 
Dato KbNH3=1,8 .10
-5
 
 
 
 
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43 
 
Respuestas 
 
5) a) pH=2; pOH=12 
 b) pH=1,7; pOH=12,3 
 c) pH=0.39; pOH=13.61 
 
6) a) pH=4,7 ; pOH=9,3 
 b) pH=9,7 ; pOH=4,3 
 c) pH=7 ; pOH=7 
 
7) a) pOH=0 ; pH=14 
 b) pH=0,40; pOH=13,6 
 c) pH=1,7 ; pOH=12,3 
 d) pH=1,3 ; pOH=12,7 
 
8) a) [H3O
+ 
]=1.10
-4
M [OH
-
]=1.10
-10
M 
 b) [H3O
+
]=1.10
-7
M [OH
-
]=1.10
-7
M 
 c) [H3O
+
]=3,16.10
-10
M [OH
-
]=3,16.10
-5
M 
 
9) a) [H3O
+
]=1.10
-11
M [OH
-
]=1.10
-3
M 
 b) [H3O
+
]=1.10
-7
M [OH
-
]=1.10
-7
M 
 c) [H3O
+
]=1.10
-10
M [OH
-
]=1.10
-4
M 
 
10) 12,1 
11) 13,1 
13) a) [H3O
+
]=0,027M ; [OH
-
]=3,7.10
-13
M b) α=0,026 
14) 11,6 
15) [H3O
+
]=1,33.10
-5
 ; [OH
-
]=7,6.10
-10
 ; [HCN]≈0,37 ; [CN
-
]=1,33.10
-5
 
19) Ka = 3,2.10
-4
 pKa = 3,49 
21) a) neutra b) básica c) neutra d) ácida 
22) 5.10
-6
M 
25) 2,98 
26) 9,26 
27) 4,92 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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44 
 
EQUILIBRIO ÁCIDO BASE 
 
Trabajo práctico: pH 
 
Procedimiento: 
 
1- a) Colocar en la gradilla 3 tubos de ensayo 2 cm
3
 (1 cm
3
 = 1ml = 20 gotas) 
aproximadamente de NaOH 0,1M y 1 gota de Indicador Universal, Heliantina y 
Fenolftaleína por separado, en cada uno de los tubos, de la siguiente manera: 
Tubo Nº 1: 2 cm
3
 NaOH + 1 gota de Indicador Universal 
Tubo Nº 2: 2 cm
3
 NaOH + 1 gota de Heliantina 
Tubo Nº 3: 2 cm
3
 NaOH + 1 gota de Fenolftaleína 
b) Observar. 
c) Registrar el color y el pH aproximado. 
d) Completar el cuadro. 
 
2- Repetir la experiencia utilizando tubos de ensayo limpios, con HCl 0,1M; agua destilada 
y agua de la canilla. 
 
 HELIANTINA FENOLFTALEÍNA IND. UNIVERSAL 
NaOH 0,1M 
 
 
 
HCl 0,1M 
 
 
 
Agua destilada 
 
 
 
Agua de la canilla 
 
 
 
 
 
3- Colocar aproximadamente 1 gramo de turba, de un sustrato comercial, de un suelo de 
pradera y un suelo de Virasoro (Corrientes) en 4 cristales reloj respectivamente. Añadir 2 ó 
3 ml de agua destilada y 2 gotas de indicador universal. Observar. Anotar el color e inferir 
el pH de cada sustrato. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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45 
 
EQUILIBRIO DE ÓXIDO REDUCCIÓN 
 
 
Contenidos 
 
Reacciones de óxido-reducción (redox). Sustancias oxidantes y reductores de importancia 
en los sistemas naturales. Número de Oxidación, reglas para el cálculo del número de 
Oxidación. Potenciales normales de reducción. Espontaneidad de reacciones redox. 
Importancia de las reacciones redox en sistemas naturales. 
 
 
Reacciones de Óxido Reducción 
 
Las reacciones redox son aquellas en las que hay trasferencia de electrones entre las 
especies reaccionantes. Para que una reacción redox se produzca debe existir una especie 
(átomo, ion o molécula) capaz de ceder los electrones y otra especie capaz de aceptarlos. 
 
 
Ejemplo: Si se sumerge una chapa de Zinc metálico (Zn
o
) en una solución acuosa de CuSO4 
(Color azul) se observa la formación de una capa de color rojo ladrillo sobre la superficie 
de la chapa de cinc. Simultáneamente, el color azul de la solución de CuSO4 comienza a ser 
cada vez más tenue, tornándose de color celeste. La sustancia rojiza es cobre metálico 
(Cu°) 
 
Chapa de Cinc 
 
 
 
Solución de 
Sulfato de cobre 
 
 
 
La ecuación correspondiente a la reacción que tiene lugar es la siguiente: 
 
 
(1) Zn
o 
 + Cu
2+
 Zn
2+ 
+ Cu
o
 
 
 
El átomo de Zn cede 2 electrones que son transferidos al ion Cu
2+
 
Solo se representa al catión Cu
2+
 pues el anión sulfato (SO4
2-
) no sufre oxidación ni 
reducción bajo condiciones experimentales normales. 
 
El Zn pierde