4 ACIDO BASE

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Equilibrio acido-base
Teorías ácido-base: De 
Arrhenius, de Brönsted –Lowry, 
Lewis. Comportamiento dual del 
agua. El pH: medición y su 
relación con la constante de 
auto ionización del agua (Kw).
Disociación acuosa de ácidos y 
bases e hidrólisis de los iones de 
las sales. Fuerza relativa como 
ácidos y bases de los pares 
ácido-base conjugados .
Soluciones reguladoras o 
amortiguadoras (Buffers).
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
1.1.- Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, libera H+
HCl(ac)  H+ (ac) + Cl- (ac)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, libera OH-
NaOH(ac)  Na+ (ac) + OH- (ac)
Equilibrio acido-base
Svante August Arrhenius
(1859-1927)
Limitaciones:
* Sustancias con propiedades básicas que no contienen
iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido)
* Se limita a disoluciones acuosas.
Se requiere una perspectiva más general
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
Arrhenius 
Equilibrio acido-base
Thomas Martin Lowry
(1874-1936)
Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)
Brønsted-Lowry
Equilibrio acido-base
1.2.- Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H3O
+
NH3 (ac) + H2O (l)  NH4
+ (ac) + OH- (ac)
CH3COOH (ac) + H2O (l)  H3O
+ (ac) + CH3COO
- (ac)
ácido base baseácido
Transferencia
protónica
Par ácido-base conjugado
Sustancia 
(puede actuar como
ácido o como base)
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
Equilibrio acido-base
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H3O
+
* Ya no se limita a disoluciones acuosas
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
VENTAJAS
Brønsted-Lowry
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
Equilibrio acido-base
Brønsted-Lowry
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
Equilibrio acido-base
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
Fuerza es la facilidad de un ÁCIDO PARA CEDER UN 
PROTÓN y la de una BASE PARA ACEPTARLO.
Constante Ácida 
(Ka)
Fuerza de un 
ácido
Fuerza de un 
base
Constante Básica 
(Kb)
Brønsted-Lowry
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
Equilibrio acido-base
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
Un ácido fuerte está “completamente” desprotonado en solución, Ka≅∞.
Ejemplos : HCl, HBr, HI, HClO3, HClO4, HNO3 , etc.
Un ácido débil está parcialmente desprotonodo en solución, Ka tiene un 
valor finito (de orden inferior a10-2).
Ejemplos : CH3COOH, HCN, HNO2, etc.
Una base fuerte está “completamente” protonada en solución , Kb ≅∞.
Ejemplos : NaOH, Ca (OH)2, , etc.
Una base débil está parcialmente protonoda en solución, Kb tiene un valor 
finito (de orden inferior a10-2).
Ejemplos: NH3, etc.
Par acido/base conjugada 
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
Equilibrio acido-base
Un ácido es un dador de protones y una base es un
aceptor de protones.
La base conjugada de un ácido es la base formada
cuando un ácido ha cedido un protón.
El ácido conjugado de una base es el ácido formado
cuando la base ha aceptado un protón.
Base conjugada es la especie remanente cuando un ácido dona un protón. 
Ácido Base conjugada
Ácido conjugado es la especie que se forma cuando una base acepta un protón. 
Base Ácido conjugado
NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4
+ (ac) + OH- (ac) 
base1 ácido2 ácido1 base2
dona H+
acepta H+
Par acido/base conjugada 
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
Equilibrio acido-base
Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; cuanto
más fuerte es la base, más débil es su ácido conjugado.
“Un ácido de Lewis es un aceptor de 1 par de electrones; una base
de Lewis es un dador de 1 par de electrones. Un protón es un ácido
de Lewis que se une a un par solitario de electrones provisto por
una base de Lewis”.
1.3.- Lewis (1923)
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
Equilibrio acido-base
Gilbert Newton Lewis
(1875-1946)
1.3.- Lewis (1923)
Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones
Base: Especie que puede ceder pares de electrones
Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par
de electrones no compartidos.
H+ + :N H
H
H
N H
H
H
H
+
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
Equilibrio acido-base
El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.
La base puede ceder pares de electrones a otras especies 
DEFINICIÓN MÁS GENERAL
H N:
H
H
+ B F
F
F
H N
H
H
B F
F
F
base ácido
1.3.- Lewis (1923)
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
Equilibrio acido-base
Toda base de Lewis es una base de Brønsted.
Sin embargo, todo ácido de Lewis no es
necesariamente un ácido de Brønsted y un
ácido de Lewis no necesita contener un átomo
de hidrógeno.
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
Equilibrio acido-base
H2O (ℓ) + H2O 
(ℓ)Base1 Ácido2
H3O+ 
(ac)
Ácido1
+ OH- (ac)
Base2
Kc =
H3O+ ∙ 
OH− H2O ∙ 
H2O
Kc=
H3O+ ∙ 
OH−H2O 
2
H3O+ ∙ 
OH−
Kc∙ H2O 2 =
Kw= H3O+ ∙ OH−
Constante de autoionización del 
agua
Equilibrio acido-base
AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
= Kw
A 25°C, Kw= 1∙10-14
El agua puede funcionar tanto como ácido o como base. Se describe al agua como anfiprótica, que
significa que puede actuar como un de dador de protones o aceptor de protones.
El valor de Kw indica que el agua tiene poca tendencia a
ionizarse
En el agua pura
3[OH
-] = [H O+] Kw= H3O+ ∙
OH− Kw= 
H3O+ ∙ H3O+ 
Kw= H3O+ 2 = 1∙𝟏𝟎
−
𝟏𝟒A25°C [OH-] = [H3O+] =1∙10-7
Equilibrio acido-base
AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
Potencial de hidrógeno 
(pH)
Equilibrio acido-base
Es unamedida de la acidez de un sistema, es decir, es
una medida de la concentración molar de iones
oxonios [H3O+]
MATEMÁTICAMENTE:
pH = - log [H3O+]
• “ El pH es igual a menos logaritmo decimal de la 
concentración molar de iones oxonios”
pOH = - log [OH-]
• “ El pOH es igual a menos logaritmo decimal de la 
concentración molar de iones hidróxidos”
  pOHOH -- 10
  pHOH - 103
Según la IUPAc:
“ El pH es igual al menos logaritmo decimal de la actividad del 
protón” Sörensen (1929)
Tomando (–log) en ambos miembros
-log (1∙10-14) = -log ( H3O+
∙ OH−
)
14= -log H3O+ + 
(−log OH− )
14= pH +
pOH
Relación entre pH y pOH
Equilibrio acido-base
A 25°C, Kw= 1∙10-14
Equilibrio acido-base
Escala de pH
Escala de 14 unidades a 25 ºC 
pH disolución 
1,00 M en H3O
+
pH disolución 
1,00 M en OH-
ÁCIDO NEUTRO BÁSICO
7
ÁCIDO [H3O+] > [OH-] pH<7
NEUTRO [H3O+] = [OH-] pH=7
BÁSICO [H3O+] < [OH-] pH>7
Papel de pH Peachimetros
MEDIDA DE pH
Equilibrio acido-base
MEDIDA DE pH
Equilibrio acido-base
MEDIDA DE pH
Equilibrio acido-base
El aumento de la concentración de [H3O
+]
produce un aumento en la acidez de la solución,
pero se evidencia con un descenso del valor del pH.
Esto se debe a que cuando aplicamos –log de un
número mayor obtenemos como resultado un valor
mucho menor.
Equilibrio acido-base
Escala de pH
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES- CONSTANTES DE IONIZACIÓN.
Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir o aceptar un protón.
HA(ac) + H2O (l)  H3O
+ (ac) + A- (ac)
[HA]
]O][H[A
K 3a
-

Constante de acidez
(de disociación, de ionización)
Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa)
Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...) se encuentra
totalmente disociado
(Ka >> 1, Ka  )
Equilibrio acido-base
Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.
Para los ácidos :
B (aq) + H2O (l)  BH
+ (aq) + OH- (aq) [B]
]][OH[BH
Kb
-

Constante de basicidad
Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb)
Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...)
se encuentra totalmente disociada 
(Kb >> 1, Kb  )
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES- CONSTANTES DE IONIZACIÓN.
Equilibrio acido-base
Análogamente con las bases:
Relación entre Ka y Kb de un par ácido-base conjugado
Ka = 
[H3O
+]
[HA]
[A-]
Kb = 
[OH-][HA]
[A-]
HA+ H2O A
– + H3O
+
A- + H2O HA+ OH
–
Ka . Kb = 
[H3O
+ ]
[HA]
[A-]
.
[OH-][HA]
= [H3O
+] [OH- ] = KW
 Cuanto mayor es Ka menor es Kb
 Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y
viceversa
Ka . Kb = KW pKa + pKb = pKW
Equilibrioacido-base
[A-]
TRATAMIENTO EXACTO DE LOS EQUILIBRIOS DE IONIZACIÓN.
¿Cómo podemos calcular las concentraciones de todas las
especies presentes en una disolución en la que se establecen
diversos equilibrios de ionización?
MÉTODO GENERAL
1. Expresiones de las constantes de equilibrio
2. Balance de materia
3. Balance de cargas (condición de 
electroneutralidad)
4. Resolución del sistema de ecuaciones
Equilibrio acido-base
• EJEMPLOS DE CALCULO DE Ph de ácidos y bases fuertes y débiles
Equilibrio acido-base
Equilibrio acido-base
EN RESUMEN…..
Hidrólisis de sales
Algunas sales en disolución acuosa tienen un
comportamiento ácido o básico según Brönsted – Lowry,
ya que los iones producidos en la disociación son capaces
de transferir iones H+ al agua, o también recibirlos de ella.
Equilibrio acido-base
La hidrólisis de una sal se define como la reacción
ácido-base que pueden llevar a cabo los iones de
una sal con el agua.
En consecuencia, se puede producir un
exceso de iones H3O
+, o también de
iones OH-, con los que se podrá formar
una disolución ácida o básica
respectivamente.
HIDRÓLISIS : Es la reacción entre sales y agua 
formando ácidos o bases débiles.
Recordando….
Acido + Base SAL+ Agua 
SAL+ Agua (Reacción de disociación)Iones
Iones + Agua Ácidos o
bases débiles
(Reacción de hidrólisis)
Kh (constante de hidrólisis)
Hidrólisis de sales
Equilibrio acido-base
CLASIFICACIÓN DE SALES
Las sales se clasifican según su procedencia en
cuatro grupos:
1. Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte.
3. Sales de base fuerte y ácido débil.
2. Sales de base débil y ácido fuerte.
4. Sales de ácido débil y base débil.
Equilibrio acido-base
No hay reacción de hidrólisis La disolución es NEUTRA
Ejemplo :
NaCl (ac) Na + (ac) + Cl- (ac)
H2O
(Reacción de disociación)
Na + (ac) + Cl- (ac) + H2O (l) NO hay reacción de hidrólisis
NaCl (ac) + H2O (l)HCl (ac)+ NaOH (ac)
NaCl (cloruro de sodio) 
CLASIFICACIÓN DE SALES
Equilibrio acido-base
1. Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte.
SI hay reacción de hidrólisis
Ejemplo :
NH4Cl (ac) NH4 + (ac) + Cl- (ac)
H2O
(Reacción de disociación)
NH4 + (ac)+ H2O(l)
NH4Cl (ac) + H2O (l)
HCl (ac)+ NH4OH (ac)
NH4Cl (cloruro de amonio)
NH3(ac) + H3O
+(ac) (Reacción de hidrólisis)
La disolución es ÁCIDA
][NH
]O][H[NH
K
4
33
h 


NH3 (ac) + H2O (l) NH4
+ (ac) + OH- (ac) 
CLASIFICACIÓN DE SALES
Equilibrio acido-base
2. Sales de base débil y ácido fuerte.
SI hay reacción de hidrólisis
Ejemplo :
CH3COONa (ac) Na + (ac) + CH3COO- (ac)
H2O
(Reacción de disociación)
CH3COO-(ac) + H2O (l)
CH3COONa(ac) + H2O (l)CH3COOH (ac)+ NaOH (ac)
CH3COONa (acetato de sodio)
CH3COOH(ac) + OH-(ac) (Reacción de hidrólisis)
La disolución es BASICA
]COO[CH
]COOH][OH[CH
K
-
3
3
h
-

CLASIFICACIÓN DE SALES
Equilibrio acido-base
3. Sales de base fuerte y ácido débil.
SI hay reacción de hidrólisis La disolución es ACIDA, 
BASICA O NEUTRA
Ejemplo :
CH3COONH4 (ac) NH4 + (ac) + CH3COO- (ac)
H2O
(Reacción de disociación)
CH3COO-(ac) + H2O (l)
CH3COONH4(ac) + H2O (l)CH3COOH (ac)+ NH4OH (ac)
CH3COONH4(acetato de amonio)
CH3COOH(ac) + OH-(ac)
(Reacción de hidrólisis)
(1)
NH4 + (ac) + H2O(l) NH3(ac) + H3O
+(ac)
La disolución es BASICA
(2)
La disolución es ACIDA
]COO[CH
]COOH][OH[CH
K
-
3
3
h(1)
-

][NH
]O][H[NH
K
4
33
h(2) 


Kh(1) mayor que Kh(2)
Kh(2) mayor que Kh(1)
Si
Kh(2) igual que Kh(1) La disolución es NEUTRA
NH3 (ac) + H2O (l) NH4
+ (ac) + OH- (ac) 
CLASIFICACIÓN DE SALES
Equilibrio acido-base
4. Sales de ácido débil y base débil.
Neutralización
Se denomina neutralización al fenómeno 
por el cuál una solución ácida pasa a ser
neutra por agregado de base y viceversa:
H+ + OH- → H2O
Ácido + base sal + agua
Equilibrio acido-base
INDICADORES ÁCIDO-BASE
El color de algunas sustancias depende del pH.
HIn (ac) + H2O (l)  In
- (ac) + H3O
+ (ac) 
Si el 90% o más de un indicador se encuentra en la forma 
ácida (HIn), la disolución tomará el color del ácido.
Si el 90% o más se encuentra en la forma In-, la disolución
toma el color de la base.
El color intermedio se observa entre estos dos estados.
El cambio completo de color se produce aproximadamente
en un intervalo de 2 unidades de pH.
COLOR DE ALGUNOS INDICADORES Y CAMBIOS DE pH
Rojo de metilo
Azul de bromotimol
¿EN QUE CONSISTE UNA TITULACION? ¿ QUE ES UNA CURVA DE TITULACION?
Punto de equivalencia: es el punto en el que han reaccionado cantidades de ácido y base 
químicamente equivalentes.
n° equivalentes H3O
+ = n° equivalentes OH-
n°equiv H3O
+= m ácido / Mequiv
Mequiv = MM ácido / n° H+
Punto final: punto en el que cambia el color del indicador en una titulación. Se 
determina en función del Ka del indicador.
Idealmente, en una titulación, el punto final y el punto de equivalencia 
deben coincidir.
Curva de titulación ácido-base
DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS
Disoluciones amortiguadoras (también llamadas sistemas
tampón o buffers)
¿Qué son?
1. Sistema Ácido - Sal: Constituido por un ácido débil 
y su base conjugada . 
2. Sistema Base - Sal: Constituido por una base débil y su ácido 
conjugado. 
Ejemplo: CH3COOH / NaCH3COO
(acido acético/acetado de sodio)
AH + H2O A- + H3O
+
cácido csal 
Ecuación de Hendersson-Hasselbach
Ej.: NH3 / NH4Cl.
(amoniaco/cloruro de amonio)
B + H2O BH
+ + OH-
cbase csal
DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS
¿Qué función tienen?
Mantienen constante el pH de una
disolución (a una temperatura constante)
cuando se agrega pequeñas cantidades de
acido o base fuerte
AH + H2O A- + H3O
+
H3O
+
OH-
FIN
Titulación ácido-base
La titulación ácido-base se utiliza para determinar la 
concentración de una solución. El proceso de titulación utiliza 
una solución de una concentración desconocida, que es ácida o 
básica. Una solución de concentración conocida se añade a la 
solución a titular. La solución patrón es opuesta de la solución 
desconocida: si una es una base, la otra es ácida y viceversa. El 
tipo de reacción química que ocurre entre las dos se llama 
"reacción de neutralización": La cantidad requerida 
exactamente para neutralizar la primera solución indica 
cuándo las cantidades de ácido y base presentes son iguales. 
La concentración conocida puede entonces utilizarse 
para calcular la concentración desconocida. Las titulaciones 
ácido-base son el tipo más común de titulación.
La solución de concentración desconocida es llamada el 
"analito". La solución que se añade se llama "solución 
estándar". En la titulación ácido base, se añade suficiente 
solución estándar al analito para neutralizarlo. De modo que 
si el analito es una base, se le añade una solución ácida. Un 
indicador cromático se agrega al analito antes de comenzar 
para indicarle al técnico de laboratorio cuándo se aproxima 
el punto de la neutralización. Ésto es importante porque si 
se añade la solución estándar demasiado rápido, el técnico 
puede pasarse de este punto y no saber exactamente qué 
volumen de solución se necesitaba para alcanzarlo.
Punto de equivalencia
El punto en que la solución estándar neutraliza completamente al 
analito, resultando en agua neutral, es llamado "punto de 
equivalencia". Éste es cuando al analito ha "usado" toda la solución 
estándar. El ácido y la base se han consumido completamente el uno 
al otro. Un ejemplo de esta cancelación mutua se ilustra con la 
siguiente reacción: HCl + NaOH NaCl + H2O 
El pH de esta solución es de 7. 
Material de laboratorio empleado en una titulación