PRESENTACION DE ACIDOS Y BASES

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Ácidos y Bases
Teoría de Brönsted-Lowry
Un ácido: es cualquier especie capaz de ceder protones (H+)
(El isotopo más común del hidrógeno no tiene neutrones, solo protones en el núcleo)
En contrapartida:
Una Base: es cualquier especie capaz de aceptar protones
Teoría de Brönsted-Lowry
Todo ácido tiene una base conjugada, con la cual esta en equilibrio
Ácido base conjugada + H+
La base conjugada es aquello en que se convierte el ácido luego de perder el protón
Teoría de Brönsted-Lowry
 Ejemplo con el ácido acético CH3COOH
CH3COOH CH3COO- + H+
 ácido acético acetato
 (ácido) (base conjugada)
Teoría de Brönsted-Lowry
 Toda base tiene su ácido conjugado con el que esta en equilibrio
Base conjugada + H+ ácido
Teoría de Brönsted-Lowry
 Ejempo NH3
NH3 + H+ NH4+
 amoníaco amonio
 (base) (ácido conjugado)
Teoría de Brönsted-Lowry
El H+ No Puede existir libre 
en solución
Teoría de Brönsted-Lowry
¿Qué debería haber 
para que un ácido 
pueda transformarse en 
su base conjugada?
Teoría de Brönsted-Lowry
Tiene que haber 
simultáneamente una 
base de otro sistema 
ácido-base, que acepte 
el protón del ácido 
Teoría de Brönsted-Lowry
¿…y cuál es esa base?
Teoría de Brönsted-Lowry
Teoría de Brönsted-Lowry
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
 ácido 1 base 2 base 1 ácido 2
NH3 + H2O NH4+ + OH-
 base 1 ácido 2 ácido 1 base 2
Teoría de Brönsted-Lowry
 Entonces…. Al poner un ácido o 
una base en solución se produce 
una reacción ácido-base con el 
solvente (agua) que puede 
llegar al equilibrio…
 Podemos plantear…
Ka: constante de disociación de un ácido
 La Ka para cualquier ácido:
HA + H2O A- + H3O+
Ka = [A-] [H3O+]
 [HA]
 Si la Ka es grande… los valores de las concentraciones de los productos son grandes y la 
concentración del ácido es pequeña… el ácido es FUERTE (se disocia casi totalmente).
Kb: constante de disociación de una base
 La Kb para una base cualquiera es:
B + H2O BH+ + OH-
Kb = [BH+] [OH-]
 [B]
 Si la Kb es grande… la base es FUERTE.
Conclusión
 La fuerza de una especie como ácido o como base (que algo sea 
ácido o básico) depende de su reacción ácido-base con el agua
 Cuanto más desplazada esta la reacción hacia los productos, cuanto 
más se disocia, mayor será la fuerza del ácido o de la base.
 Si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil, o sea, tiene poca 
tendencia a captar H+; mientras que si un ácido es débil, su base 
conjugada es fuerte. 
Grado de Disociación
Grado de disociación = cantidad de moles disociados
 (ácido o base) cantidad de moles disueltos
 No tiene unidades
 Su valor oscila entre 0-1 
 Mayor el GD, mayor es la fuerza del ácido (o de la base)
Ejemplos
 HNO3, el HCLO4 y los hidrácidos (menos HF), son ácidos fuertes. Pero, todos los ácidos 
orgánicos (-COOH) son ácidos débiles.
 Los hidróxidos del grupo I y II son bases fuertes. En cambio los hidróxidos de los metales 
de transición, el amoníaco (y derivados orgánicos, o sea amina) son bases débiles.
¿Qué es 
el agua?
¿Ácido? ¿Base?
Dijimos que….
El agua puede comportarse como ácido o 
como base (cediendo o aceptando 
protones) dependiendo del carácter ácido 
o básico del soluto
Pero además….
El agua puede reaccionar consigo misma, en un proceso llamado…
 
AUTOPRÓTOLISIS
AUTO consigo 
misma
PROTO porque 
se protona
LISIS significa 
romper
Entonces…
H2O + H2O OH- + H3O+
 ácido 1 base 2 base 1 ácido 2
 Esta reacción expresa el equilibrio de autoprotólisis del agua.
 Entonces…. Podemos plantear…
constante de disociación Kw
 Kw = [H+] [OH-], tiene un valor de 1 x 10-14 a 25 °C y aumenta levemente con la 
temperatura.
 Kw = 1 x 10-14 es un valor muy pequeño, por lo que el agua se comporta como un ácido o 
una base muy débil cuando esta pura.
 En estado puro…
 [H+] = [OH-] = ѵ1x 10-14
 [H+] = [OH-] = 1 x 10-7 mol/ litro 
Posibilidades…
 Si el agua contiene disuelta una sustancia ácida:
 [H+] > [OH-] la solución será ácida.
 Si el agua contiene disuelta una sustancia básica:
 [H+] < [OH-] la solución será básica.
 Si tiene la misma concentración de [H+] y de [OH-] la solución es neutra.
Para saber si algo es ácido 
o básico….
Debo comparar las 
concentraciones de H+ y 
OH- con 1 x 10-7
Problema
Las soluciones están 
diluidas, las 
concentraciones están 
representadas por 
valores muy pequeños
Logaritmo
Convierte algo pequeño en algo grande 
y algo grande en chiquito… hay dos 
tipos el natural ln o en base 10 (en la 
calcu usamos siempre log)
La concentración de [H+] se puede 
expresar en forma logarítmica mediante el 
pH 
pH
pH = - log [H+]
Teniendo el valor de pH podemos obtener la [H+] mediante el antilog:
[H+] = 10-10
Igualmente, definimos el pOH como:
pOH = - log [OH-]
Teniendo el valor de pOH, por el antilog:
[OH-] = 10-pOH
En la expresión de Kw también 
aplicamos logaritmos
Kw = [H+] [OH-]
Log Kw = log [H+] + log[OH-]
Log 10-14 = -14
Multiplicamos todo por -1 (para obtener un valor positivo)
-log Kw = -log [H+] –log [OH-] = 14
pKw = pH + pOH = 14
De esta 
manera
Obtenemos una 
escala de pH (y 
pOH) que va del 
1 al 14
Números mas 
familiares y más 
fáciles para trabajar
Soluciones Buffer
 También se llaman soluciones reguladoras, 
amortiguadoras o tampón
 Admiten la adición de cierta cantidad de ácidos y 
bases, sin modificar apreciablemente el valor de su 
pH.
Buffer
Pares conjugados ácido-
base que amortiguan y 
evitan los cambios 
bruscos de pH
en el medio donde ellos 
se encuentran
Buffer
Ácido débil y su base 
conjugada
Base débil y su ácido 
conjugado
1
• Un ácido débil se disocia poco, para tener concentraciones 
similares debemos agregarle la base conjugada
2
• La base conjugada es un anión o catión, no las encuentro libres
3
• Las agrego en forma de sal, ya que las sales, siempre se disocian 
totalmente
 Por un lado tenemos el ácido débil:
HA + H2O A- + H3O+
A- es casi cero, porque HA se disocia poco
 Por el otro tenemos la sal de la base conjugada:
XA A- + X+
Donde la [A-] es igual a [XA] porque se disocia totalmente
Mezclamos todo en la 
misma solución
¿Cómo hace 
esta solución 
para regular el 
pH?
Agregamos 
un ácido 
fuerte
La solución 
se llena de 
H+
Baja mucho 
el pH
Tenemos una 
reserva básica
Esos protones 
van a reaccionar 
con A-
Forman más 
ácido débil 
HA (disocia 
poco)
¡pH cambia 
poco!
La formula sería….
H3O+ + A- H2O + HA
 Estos son los protones del ácido fuerte agregado
OH- + HA A- + H2O
 
 Estos son los oxhidrilos de la base fuerte agregada
¿Y si le 
agregamos una 
base fuerte?
Conclusión
 Estas reservas ácidas y básicas de la solución buffer, amortiguan el cambio de pH que se 
produciría al agregar un ácido o una base fuerte.
La concentración 
de ácido débil 
como su base 
conjugada mayor 
que 10-3 M
Ecuación de Henderson Hasselbach
Cb concentración de la base, o sea, de la sal
Ca es la concentración inicial del ácido 
pH = pKa + log CbCa
 
Si tengo una Sc de una base débil y su 
ácido conjugado
1
Saco valor de pKa, 
haciendo 14- pKb y 
calculo pH
2
pOH = pKb + log Ca
 Cb
Si a una Sc buffer se le agrega un 
ácido (por ejemplo, Cx)
[A-] = Cb - Cx [HA] = Ca + Cx
pH = pKa + log Cb – Cx
 Ca + Cx
Si a una Sc buffer se le agrega una 
base (por ejemplo, Cy)
[A-] = Cb + Cy [HA] = Ca - Cy
pH = pKa + log Cb + Cy
 Ca - Cy
Conclusión
 Una Sc buffer tendrá mayor capacidad amortiguadora cuanto mayores sean las 
concentraciones de ácido y base que contengan para neutralizar los ácidos o bases que se 
agreguen.
 Se considera que una sc buffer tiene buena capacidad reguladora cuando la relación entre la 
[Cb] y la [Ca] está entre 0,1 y 10. 0,1 < Cb/Ca < 10. De esta manera que esta Sc 
regulara el pH en un rango de pKa +- 1
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	Teoría de Brönsted-Lowry
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	Ka: constante de disociación de un ácido
	Kb: constante de disociación de una base
	Conclusión
	Grado de Disociación
	Ejemplos
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	Dijimos que….
	Pero además….
	Entonces…
	constante de disociación Kw
	Posibilidades…
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	pH
	En la expresión de Kw también aplicamos logaritmos
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	Soluciones Buffer
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	La formula sería….
	Conclusión
	Ecuación de Henderson Hasselbach
	Si tengo una Sc de una base débil y su ácido conjugado
	Si a una Sc buffer se le agrega un ácido (por ejemplo, Cx)
	Si a una Sc buffer se le agrega una base (por ejemplo, Cy)
	Conclusión
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