Quimica_Analitica_Clase_3_-_Equilibrio_Acido-Base_1 (1)

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Equilibrio Ácido-Base 
Conceptos generales 
Equilibrio Ácido-Base 
Son equilibrios que ocurren entre sustancias ácidas y 
básicas. 
Este equilibrio es muy importante ya que permite 
estudiar otros equilibrios tales como precipitaciones y 
complejamientos. 
Permite comprender las titulaciones ácido-base. 
Son de suma importancia en las soluciones 
amortiguadoras. 
 
Teorías Ácido-Base 
Permiten explicar o clasificar las propiedades ácidas o 
básicas de las sustancias. Hay tres teorías: 
• Teoría de Arrhenius (teoría de disociación electrolítica) 
H+ y OH- 
• Teoría de Brönsted-Lowry 
Donación y aceptación de H+ 
Pares conjugados ácido-base 
• Teoría de Lewis 
Donación y aceptación de pares de electrones 
Nucleófilo y electrófilo 
 
Autoionización del agua 
(producto iónico del agua) 
H2O + H2O ⇄ H3O
++ OH- kw = [H3O
+] [OH-] 
o 
H2O ⇄ H
++ OH- kw = [H
+] [OH-] 
kw depende de la Temperatura 
kw = 1,0.10
-14 a 25°C 
kw = 1,1.10
-15 a 50°C 
kw = 5,5.10
-14 a 50°C 
Autoionización del agua 
BC 
[H3O
+] = [OH-] 
En kw 
 kw = [H
+] [OH-] = [H+] [H+] = [H+]2 
 
[H+] = kw = 1,0.10
-7 
 
Definición: 
pH = - Log [H+] = 7 (neutro a 25°C) 
 
 
• Definiciones importantes: 
pH = - Log [H+] [H+] = 10-pH 
pOH = - Log [OH-] 
pK = - Log [K] 
 
• Aplicando propiedades logarítmicas se 
deduce: 
pKw = pH + pOH 
Escala de acidez 
Ácidos fuertes 
¿Cuál será el pH de una solución acuosa que es 3,0.10-2 
M en ácido nítrico? 
Bases fuertes 
¿Cuál será el pH de una solución acuosa que es 1,0.10-3 
M en hidróxido de sodio? 
Ácidos y bases fuertes diluidos 
Calcular el pH de una solución acuosa 1,00.10-8 M en 
ácido clorhídrico 
To be continued…