3 acidobase1

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EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE
Teoría de Arrhenius
Según la teoría de Arrhenius un ácido es toda sustancia que posee por lo menos un átomo de 
hidrógeno en su molécula y que en solución acuosa se ioniza formando protones (H+) y una 
base es toda sustancia que posee por lo menos un ion hidróxido (OH−) en su fórmula empírica 
y que en solución acuosa se disocia, de manera que los iones hidróxido quedan en solución.
ÁCIDO BASE + H+
Teoría de Bronsted – Lowry
Según la teoría de Brønsted y Lowry un ácido es toda especie (molécula o ion) capaz de 
ceder un protón y una base es toda especie capaz de aceptar un protón (no solo que posee 
oxhidrilo)
 A + H2O H3O+ + A-
 BOH + H2O B+ + OH-
 
Teoría de Lewis: ácido: toda especie capaz de aceptar electrones
AlCl3 + :OR2 Cl3Al:OR2
H2O: + H
+ H2O:H
+
 
ÁCIDOS MONOPRÓTICOS
ÁCIDO FUERTE
HA + H2O A
- + H3O
+
H2O + H2O OH
- + H3O
+ 
Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O
+]
Balance de masa: CHA = [A
-]
Balance de cargas: [H3O
+] = [A-] + [OH-]
Expresión cuadrática:
[H3O
+]2 - (CHAx [H3O
+]) - Kw = 0
Expresión simplificada:
2
4
][
2
3
KwCC
OH
HAHA 
 pH = - log [H3O
+]
Si [OH-] < 10% de [A-] 
Balance de cargas: [H3O
+] = [A-] + [OH-]
[H3O
+] = CHA pH = - log [H3O
+]
Ejemplo: Calcular el pH de una solución de HCl 1.00 mM
HCl + H2O Cl
- + H3O
+
H2O + H2O OH
- + H3O
+ 
Balance de masa: CHCl = [Cl
-]
Balance de cargas: [H3O
+] = [Cl-] + [OH-]
[H3O
+] = 1.00 x 10-3 M
Verificación de desprecio:
M
OH
Kw
OH 11
3
1000.1
][
][ 

  < < 10% de [Cl-] : 1.00x10-4 M

pH = - log [H3O
+] = 3.00
ÁCIDOS MONOPRÓTICOS
ÁCIDO DÉBIL
HA + H2O A
- + H3O
+
H2O + H2O OH
- + H3O
+
 
 
][
][][ 3
HA
OHA
Ka
 

Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O
+]
Ka
AOH
HA
][][
][ 3
 

KaOH
KaC
A





][
][
3
a
[H3O
+] = [A-] + [OH-] =
][][ 33
a




OH
Kw
KaOH
KaC
Expresión cúbica:
[H3O
+]3 + [H3O
+]2 x Ka - [H3O
+] x (Ca x Ka + Kw) – Kw x Ka = 0
a- Sin desprecios:
Balance de masa: Ca = [A
-] + [HA]
Balance de cargas: [H3O
+] = [A-] + [OH-]
Expresión cuadrática:
[H3O
+]2 + ([H3O
+] x Ka) – (Ka x Ca) = 0
][
][
][ 3
3
a 

 


 OH
KaOH
CKa
A
b- Despreciando el aporte de H3O
+ del agua en el balance de cargas:
2
4
][ a
2
3
CKaKaKa
OH


c- Despreciando la fracción disociada en el balance de masa:
Balance de masa: Ca = [A
-] + [HA]
Balance de cargas: [H3O
+] = [A-] + [OH-]
[H3O
+] = [A-] + [OH-] =
][][ 33
a



OH
Kw
OH
KaC
KwKaCOH  )(][ a3
d- Despreciando el aporte de H3O
+ del agua en el balance 
de cargas y la fracción disociada en el balance de masa:
Balance de masa: Ca = [A
-] + [HA]
Balance de cargas: [H3O
+] = [A-] + [OH-]
][
][
][ 3
3
a 

 

 OH
OH
KaC
A
KaCOH  a3 ][
Ejemplo: Calcular el pH de una solución de HCO2H 0.0100 M
Ka : 1.8 x 10-4
HCO2H + H2O HCO2
- + H3O
+
H2O + H2O OH
- + H3O
+
 
Balance de masa: Ca = [HCO2
-] + [HCO2H]
Balance de cargas: [H3O
+] = [HCO2
-] + [OH-]
 
4
2
32 108.1
][
][][ 




HHCO
OHHCO
Ka
Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O
+]
Balance de masa: Ca = [HCO2
-] + [HCO2H]
Balance de cargas: [H3O
+] = [HCO2
-] + [OH-]
M
CKaKaKa
OH 3
2
3 1025.1
2
a4
][  


Expresión cuadrática:
[H3O
+]2 + ([H3O
+] x Ka) – (Ka x Ca) = 0
pH = 2.90
Verificación de desprecio:
M
OH
Kw
OH 12
3
1000.8
][
][ 

  << 10% de [HCO2
-]: 1.25x10-4 M

[HCO2
-] = 1.25 x 10-3 M 
[HCO2H] = 8.75 x 10
-3 M
[HCO2
-] = 1.25 x 10-3 M > 10% de [HCO2H] = 8.75 x 10-4 M 
No se debe despreciar la fracción disociada frente a la 
fracción no disociada en el balance de masa para este nivel 
de concentración analítica de HCO2H.
Grado de disociación (1)
KaOH
Ka
C
A




][
][
3a
1
Grado de formación (0)
KaOH
OH
C
HA




][
][][
3
3
a
0
Grado de disociación (1) y de formación (0) del 
ácido fórmico en función de pH
pH = pKa
0 = 1 = 0.5
BASES MONOFUNCIONALES
BASE FUERTE
NaOH OH- + Na+
H2O + H2O OH
- + H3O
+ 
Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O
+]
Balance de masa: CNaOH = [Na
+]
Balance de cargas: [OH-] = [H3O
+] + [Na+] 
Expresión cuadrática:
[OH-]2 - ([OH-] x CNaOH) - Kw = 0
2
4
][
2 KwCC
OH
NaOHNaOH 
 pOH = - log [OH-]
Expresión simplificada:
Si [H3O
+] < 10% de [Na+] 
Balance de cargas: [OH-] = [H3O
+] + [Na+] 
[OH-] = CNaOH pOH = - log [OH
-] 
pH = 14 - pOH
pH = 14 - pOH
Ejemplo: Calcular el pH de una solución de NaOH 1.00 mM
Verificación de desprecio: 
pOH = - log [OH-] = 3.00
Balance de masa: CNaOH = [Na
+]
Balance de cargas: [OH-] = [H3O
+] + [Na+] 
[OH-] = 1.00 x 10-3 M
pH = 14 – pOH = 11.00
MOH 113 1000.1][
  < < 10% de [Na+] : 1.00x10-4 M
BASES MONOFUNCIONALES
BASE DÉBIL
B + H2O BH
+ + OH-
H2O + H2O OH
- + H3O
+
 
Balance de masa: Cb = [B] + [BH
+]
Balance de cargas: [OH-] = [BH+] + [H3O
+] 
 
][
][][
B
BHOH
Kb
 

Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O
+]
Kb
BHOH
B
][][
][
 

KbOH
KbC
BH b





][
][
Expresión cúbica:
[OH-]3 + [OH-]2 x Kb - [OH-] x (Cb x Kb + Kw) – Kw x Kb = 0
a- Sin desprecios:
[OH-] = [BH+] + [H3O
+] =
][][ 



OH
Kw
KbOH
KbCb
Expresión cuadrática:
[OH-]2 + ([OH-] x Kb) – (Kb x Cb) = 0
][
][
][ b 

 


 OH
KbOH
CKb
BH
2
4
][ b
2 CKbKbKb
OH


b- Despreciando el aporte de OH- del agua en el balance de cargas:
Balance de masa: Cb = [B] + [BH
+]
Balance de cargas: [OH-] = [BH+] + [H3O
+] 
][][
b



OH
Kw
OH
KbC
KwKbCOH b 
 )(][
c- Despreciando la fracción ionizada en el balance de masa:
Balance de masa: Cb = [B] + [BH
+]
Balance de cargas: [OH-] = [BH+] + [H3O
+] 
[OH-] = [BH+] + [H3O
+] =
d- Despreciando el aporte de OH- del agua en el balance de 
cargas y la fracción ionizada en el balance de masa:
KbCOH  b][
Balance de masa: Cb = [B] + [BH
+]
Balance de cargas: [OH-] = [BH+] + [H3O
+] 
][
][
][ b 

 

 OH
OH
CKb
BH
Ejemplo: Calcular el pH de una solución de NH3 0.100 M
Kb : 1.8 x 10-5
NH3 + H2O NH4
+ + OH-
H2O + H2O OH
- + H3O
+ 
 
][
][][
3
4
NH
NHOH
Kb
 

Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O
+]
Balance de masa: Cb = [NH3] + [NH4
+]
Balance de cargas: [OH-] = [NH4
+] + [H3O
+] 
MKbCOH 35b 1034.1108.1100.0][
 
pOH = 2.87 pH = 11.13
Verificación de desprecios:
MOH 123 1046.7][
  << 10% de [NH4
+]: 1.34 x 10-4 M

MNH 34 1034.1][
  < 10% de [NH3]: 1.00 x 10
-2 M
Grado de ionización o fracción asociada (1)
][
][
][
][
3
3
1 







OHKa
OH
KbOH
Kb
C
BH
b

Grado de formación (0)
][][
][][
3
0 





OHKa
Ka
KbOH
OH
C
B
b

Grado de ionización (1) y de formación (0) del 
amoníaco en función de pH
pKa = 9.26
pKb = 4.74
pH = pKa
0 = 1 = 0.5
SALES DE ELECTROLITOS DÉBILES
SAL DE ÁCIDO DÉBIL
NaA Na+ + A-
A- + H2O HA + OH
-
H2O + H2O H3O
+ + OH-
 
 
][
][][

 

A
HAOH
Kb
Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O
+]
Balance de masa: Cs = [A
-] + [HA]
Balance protónico: [OH-] = [HA] + [H3O
+] 
Expresión cúbica:
[OH-]3 + [OH-]2 x Kb - [OH-] x (Cs x Kb + Kw) – Kw x Kb = 0
a- Sin desprecios:
2
4
][ s
2 CKbKbKb
OH


Expresión cuadrática:
KwKbCOH s 
 )(][
d- Despreciando el aporte de H3O
+ del agua en el balance 
de protónico y la fracción asociada en el balance de masa:
KbCOH  s][
b- Despreciando el aporte de H3O
+ del agua en el balance protónico:
c- Despreciando la fracción asociada en el balance de masa:
Ejemplo: Calcular el pH de una solución de formiato de sodio 
0.0100 M. Ka: 1.8 x 10-4 Kb: 5.6 x 10-11
HCO2
- + H2O HCO2H + HO
-
H2O + H2O OH
- + H3O
+
 
Balance de masa: Cs = [HCO2
-] + [HCO2H]
Balance protónico: [OH-] = [HCO2H] + [H3O
+]
11
2
2 106.5
][
][][ 





HCO
HOHHCO
Kb
Kw = 1.0 x 10-14= [OH-] x [H3O
+]
HCO2Na HCO2
- + Na+
 
pOH = 6.13 pH = 7.87
Verificación de desprecios: 
MOH 83 1034.1][
  < 10% de [HCO2H]: 7.48 x 10
-8 M
MKbCOH 7s 1048.7][
 
[HCO2H] = 7.48 x 10
-7 M << 10% de [HCO2
-]: 1.00 x 10-3 M
SAL DE BASE DÉBIL
BHCl Cl- + BH+
BH+ + H2O B + H3O
+
H2O + H2O OH
- + H3O
+
 
Balance de masa: Cs = [B] + [BH
+]
Balance protónico: [H3O
+] = [B] + [OH-]
 
][
][][ 3



BH
OHB
Ka
Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O
+]
a- Sin desprecios:
Expresión cúbica:
[H3O
+]3 + [H3O
+]2 x Ka - [H3O
+] x (Cs x Ka + Kw) – Kw x Ka = 0
b- Despreciando el aporte de H3O
+ del agua en el balance protónico:
Expresión cuadrática:
2
4
][ s
2
3
CKaKaKa
OH


c- Despreciando la fracción disociada en el balance de masa:
KwKaCOH  )(][ s3
d- Despreciando el aporte de H3O
+ del agua en el balance 
protónico y la fracción disociada en el balance de masa:
KaCOH  s3 ][
Ejemplo: Calcular el pH de una solución de NH4Cl 0.100 M
Kb : 1.8 x 10-5 Ka : 5.6 x 10-10
NH4Cl Cl
- + NH4
+
NH4
+ + H2O NH3 + H3O
+
H2O + H2O OH
- + H3O
+
 
Balance de masa: Cs = [NH3] + [NH4
+]
Balance protónico: [H3O
+] = [NH3] + [OH
-]
 
][
][][
4
33



NH
OHNH
Ka
Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O
+]
MKaCOH 6s3 1048.7][
 
pH = 5.13
Verificación de desprecios: 
MOH 91034.1][   < 10% de [NH3]: 7.48 x 10
-7 M
[NH3] = 7.48 x 10
-6 M << 10% de [NH4
+]: 1.00 x 10-2 M