QUIMICA ORGANICA ACIDOS Y BASES

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ACIDOS Y
BASES 
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EQUILIBRIO IONICO 
• El equilibrio que se establece entre las especies que 
intervienen en una ionización. 
• Cuando una sustancia iónica se disuelve en agua se desco
po e dando lugar a los iones que la forman 
(anión y catión). 
• En esta parte del curso, veremos el equilibrio iónico de 
ácidos y bases 
 
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Ácidos y bases corrientes 
NOMBRE FÓRMULA PRESENTE EN 
Ácidos 
Ácido acético HC2H3O2 Vinagre 
Ácido acetilsalicílico HC9H7O4 Aspirina 
Ácido ascórbico H2C6H6O6 Vitamina C 
Ácido cítrico H3C6H5O7 Jugo de limón y de otros cítricos 
Ácido clorhídrico HCI Jugos gástricos 
(líquidos digestivos del estómago) 
Ácido sulfúrico H2SO4 Pilas 
Bases 
Amoníaco NH3 Limpiadores domésticos (solución
acuosa) 
Hidróxido de calcio Ca(OH)2 Cal apagada 
(utilizada en construcción) 
Hidróxido de magnesio Mg(OH)2 Lechada de magnesio (antiácido
y laxante) 
Hidróxido de potasio (también 
llamado potasa cáustica) 
KOH Jabón suave 
Hidróxido de sodio NaOH Limpiadores de tuberías y hornos 3 
ACIDOS 
• Sabor agrio (vinagre, limón) 
• Cambian el color del papel de tornasol de color 
azul a rojo (indicador) 
• Reaccionan con metales como el Zn, Mg, Fe
para producir gas hidrógeno (H2) 
• Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos para
producir dióxido de carbono (CO2) 
• Las soluciones acuosas de los ácidos conducen la
electricidad (son electrolitos) 
•
Cuando reaccionan con las bases pierden sus 
propiedades ácidas y se obtienen otras 
sustancias denominadas sales 
El ácido 
tartarico, 
H2C4H4O6 se 
encuentra en 
muchas frutas 
4
[Escriba aquí]
BASES 
• Sabor amargo (leche de magnesia Mg(OH)2) 
• Resbaladizas al tacto (jabones alcalinos) 
• Cambian el color del papel de tornasol de color 
rojo al azul 
• Reaccionan con sales de magnesio dando
precipitados 
• En soluciones acuosa , las bases conducen la
electricidad (son electrolitos) 
• Reaccionan con los ácidos perdiendo sus propiedades y dando lugar a la
formación de 
sales leche magnesia 
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TEORIA DE ARRHENIUS 
ACIDO 
– Cualquier sustancia neutra que en disolución acuosa es capaz 
de liberar iones H+ (protones). – Ejemplos: 
 HCl + H2O ⇄ H+ + Cl-1 
 HNO3 + H2O ⇄ H+ + NO3-1 
BASE 
– Cualquier sustancia que en disolución acuosa libera iones OH- 
(oxhidrilos). 
– Ejemplos: 
6
[Escriba aquí]
 NaOH + H2O ⇄ Na+ + OH- 
 KOH + H2O ⇄ K+ + OH- 
 
7
Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos 
químicamente opuestos 
RESTRICCIONES DE LA TEORIA DE ARRHENIUS 
• Restringida a soluciones acuosas 
• El amoniaco (NH3) y el carbonato de sodio (Na2CO3) no presentan OH - y
sin embargo tienen propiedades básicas 
• No puede explicar por que las disoluciones de algunas sales, ej. el 
cloruro de amonio (NH4Cl) no son neutras 
• No explica reacciones de neutralización entre gases como: 
 HCl (g) + NH3 (g) ⇄ NH4Cl (g) 
• El ión H+ o protón, no existe libre en disolución 
• El ión H+ se hidrata : 
 H+ + H2O ⇄ H3O+ 
BRONSTED Y LOWRY 
ACIDO 
• Sustancia (átomo ión ó molécula) capaz de
donar un protón (H+) 
HCl(ac) + H2O → H3O+(ac) + Cl-(ac) 
 H2SO4 , CH3COOH , NH4
+, H2PO4
- 
 
BASE 
• Sustancia capaz de aceptar protones 
 NH3 (ac) + H2O → NH4 + OH-(ac) 
Otros ejemplos 
9
 , NaOH, CO3
2-, Al(H2O)5(OH)
2+ 
8 
• Ácido es toda especie capaz de ceder un protón. El concepto incluye iones como el 
HCOe (formado al disolver NaHCO3 3 en agua), ya que son capaces de ceder un 
protón a una molécula de agua: 
HCO3aqH2OaqCO23aqH3Oaq
 
• Base es toda especie capaz de aceptar un protón. Además de las bases 
típicas (hidróxidos), hay que incluir el amoníaco, ya que, al disolverse, acepta un
protón del agua, formando el ion amonio: 
 NH3aqH2Ol NH4aqOHaq
La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases incluye a la de
Arrhenius y la amplía 
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PARES ACIDO-BASE CONJUGADOS 
• Base conjugada : es la especie que resulta cuando el ácido 
pierde un protón. 
 HCl(ac) + H2O(l) ⇄ Cl-1(ac) + H3O+(ac) 
 Ácido 
 
Cl-1(ac) 
Base 
conjugada 
 
• Acido conjugado : es la especie que resulta cuando la base 
acepta un protón. 
 NH3(ac) + H2O(l) ⇄ NH4+(ac) + OH-1(ac) NH4+(ac) base Ácido 
conjugado 
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Par Ácido/base conjugado 
• Siempre que una sustancia se comporta como 
ácido (cede H+) hay otra que se comporta como
base (captura dichos H+). 
• Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su 
base conjugada y cuando una base captura H+ 
se co vie te e su ácido conjugado. 
– H+ 
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–) 
+ H+ 
+ H+ 
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BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+) 
– H+ 
Ejemplo de par Ácido/base conjugado 
Disociación de un ácido: 
• HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac) • En 
este caso el H2O actúa como base y el HCl al 
perder el H+ se transforma en Cl– (base 
conjugada) 
Disociación de una base: 
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• NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH– • En este 
caso el H2O actúa como ácido pues cede H
+ 
al NH3 que se transforma en NH4
+ 
(ácido conjugado) 
Ejemplos 
• HBr + H2O ⇄ Br –1 + H3 
 
• ac.fenilacetico 
 HC8H7O2 + H2O ⇄ C8H7O2- + H3 
 
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• NaOH + H2O ⇄ Na+1 + OH-1 + H2O 
 
 
• dimetilamina 
 (CH3)2NH + H2O ⇄ (CH3)2NH2+ + OH- 
Teoría de Lewis 
ÁCIDOS: 
• “usta cia ue co tie e al e os u áto o capaz de 
aceptar un par de electrones y fo a u e lace 
covale te coo di ado . 
BASES: 
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• “usta cia ue co tie e al e os u áto o capaz de 
aportar un par de electrones para fo a u e lace 
covale te coo di ado . 
 
Teoría de Lewis (Ejemplos) 
• HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac) 
En este caso el HCl es un ácido porque contiene un 
átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va 
a aceptar un par de electrones del H+). 2O formando 
un enlace covalente coordinado (H3O
 
• NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH– 
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En este caso el NH3 es una base porque contiene un 
átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones 
en la formación del enlace covalente coordinado 
(NH4
+). 
Teoría de Lewis 
• De esta manera, sustancias que no tienen 
átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden 
actuar como ácidos: 
• AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3 • Cl H 
Cl H 
 
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 | | | | 
 Cl–Al + : N–H  Cl–AlN–H 
 | | | | 
 Cl H Cl H 
FUERZA DE LOS ÁCIDOS. 
 Se denominan ácidos fuertes a los ácidos que se encuentran totalmente 
disociados en disolución acuosa: 
HClaqH2OlClaqH3Oaq
Esta reacción está tan desplazada hacia la derecha que es irreversible 
 Se denominan ácidos débiles a los ácidos que se disocian 
sólo parcialmente en agua: HCN (aq) + H2O (aq) CN
- 
(aq) + H3O+(aq) 
Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda 
La constante de equilibrio, Ka se denomina constante de acidez o de 
ionización. 
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Para un ácido cualquiera: AH (aq) + H2O (l) A
- (aq) + H3O+ 
(aq) 
[A-][H3O+] Ka
= 
[AH] eq 
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 Sustancias fuertes: () Están 
totalmente disociados 
– Ejemplos: HCl (ac)  Cl– + H+ 
– NaOH (ac)  Na+ + OH– 
 
• Sustancias débiles: (↔) 
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•
Cuanto más fuerte es el ácido mayor será Ka, y mayor tendencia tiene a 
formarse A- 
El valor de la constante, Ka, es una medida de la fuerza de un ácido 
Como todas las constantes de equilibrio, Ka depende de la temperatura 
 Están disociados parcialmente 
– Ejemplos: CH3–COOH (ac) ↔ CH3–
COO– + H+ 
– NH3 (ac)+ H2O ↔ NH4+ + OH– 
 
FUERZA DE LAS BASES. 
 Se denominan bases fuertes, a las bases que se encuentran totalmente 
disociadas en disolución acuosa, y el ion OH
-
 muestra gran avidez por capturarun
protón: NaOH (s) + H2O (l) Na+ (aq) + OH- (aq) 
 Se denominan bases débiles, a las bases que se disocian sólo parcialmente en 
agua, tras aceptar un protón de ésta: NH3aqH3O NH4aqH3Oaq
Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda 
La constante de equilibrio, Kb, se denomina constante de basicidad o de ionización; 
para una base cualquiera: B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH
- (aq) 
[BH+][OH-] 
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Kb = 
[B] eq 
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CONCEPTO DE PH. 
El pH de una disolución es el logaritmo en base 10, con el signo cambiado, de 
la concentración de iones H3O+ expresada en mol L-1. Por tanto, 
 [H3O+ ] = 10-pH (mol L-1 ) 
 
Para una temperatura dada, el producto iónico del agua permanece constante 
A 25ºC, Kw = [H3O+][OH-] = 10 -14
en el agua pura, [H3O+] = [OH-] = 10
Por tanto, para el agua pura:
pH = - log 10-7 = - (-7) = 7 
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Cuanto más fuerte es la base, mayor es Kb y el equilibrio se desplaza 
más a la derecha. 
• El valor de la constante, Kb, es una medida de la fuerza de una base. 
• Como todas las constantes de equilibrio, Kb depende de la temperatura. 
Disolución ácida Disolución neutra 
[H3O+] > [OH-] [H3O+] = [OH-] 
[H3O+] > 10-7 mol L-1 [H3O+ ]= 10-7 mol L-1 pH < 7 pH
= 7 
Disolución básica 
[H3O+] < [OH-] 
[H3O+] < 10-7 mol L-1 
pH > 7 20 
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El valor del pH permite asignar el carácter ácido o básico de las disoluciones 
Gráfica de pH en sustancias 
comunes 
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ÁCIDO BÁSICO 
14 2 3 4 6 8 9 1 10 11 12 13 75
Zumo de 
limón Cerveza 
Leche 
Sangre 
Agua mar 
Amoniaco 
Agua destilada 
CONCEPTO DE pOH. 
• A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: pOHlog 
[OH ]
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• Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 
• Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: 
pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC. 
Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la 
temperatura de 25ºC? 
23 
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• pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M =
2,5 · 10–13 M 
• Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 
• entonces: 
• K 10–14 M2 
OH– = ———W = —————— = 0,04 M
H3O+ 2,5 · 10–13 M 
•
 
pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,4 
• Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14 
	ACIDOS
	BASES
	ACIDO
	BASE
	RESTRICCIONES DE LA TEORIA DE ARRHENIUS
	BASE
	, NaOH, CO32-, Al(H2O)5(OH)2+
	PARES ACIDO-BASE CONJUGADOS
	Par Ácido/base conjugado
	(ácido conjugado)
	Teoría de Lewis (Ejemplos)
	Cl H Cl H
	[H3O+ ] = 10-pH (mol L-1 )
	Gráfica de pH en sustancias comunes