ACIDOS Y BASES

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30
C
A
P
ÍT
U
L
O
 Los ácidos y las bases se encuentran por ejemplo en: alimentos, medicinas, limpiadores 
domésticos, etc.; por ello son importantes en nuestras actividades cotidianas. 
 presente en el vinagre (5% en masa aproximadamente).- ácido acético, CH COOH,3
 presente en la naranja, toronja, etc. Su deficiencia - ácido ascórbico, C H O (o vitamina C),6 8 6
produce escorbuto. 
 presente en manzana, limón, mandarina, - ácido cítrico, C H O ,6 8 7
naranja, tomate, etc.
 presente en ruibarbos, espinacas,- ácido oxálico, H C O , 2 2 4 remolacha. 
 - ácido sulfúrico, presente en la batería de los autos, fertilizantes 
líquidos, etc. 
 forma parte del jugo gástrico el cual permite - ácido clorhídrico,
degradar proteínas y cumple función germicida (mata microbios).
 presente en el yogurt - ácido láctico, 
 , presente en la mordedura de una hormiga, - ácido fórmico, HCOOH
ortiga. 
 que actúa como analgésico (disminuye la - ácido acetilsalicílico (aspirina), 
formación de prostaglandinas, causantes del dolor) y antipirético (disminuir 
la fiebre) 
 presente en la soda cáustica, empleadas como agentes de limpieza y - Hidróxido de sodio,
como materia prima para elaborar jabones.
 forman respectivamente parte de la - Hidróxido de aluminio y el hidróxido de magnesio
mylanta y leche de magnesia.
 - cafeína, presente en las hojas del té y en los granos del café. 
 presentes en el mate de coca y en el tabaco respectivamente, son - cocaína y nicotina,
conocidos también como alcaloides. Estas sustancias tienen la propiedad de ser 
estimulantes del sistema nervioso y su consumo constante puede producir adicción.
 - Carbonato de sodio Na CO y bicarbonato de sodio, NaHCO ,2 3 3 se utilizan por ejemplo 
respectivamente: fabricación del jabón, blanqueador dental
 
 - , ionizandose y poseyendo movimiento de Disueltos en agua conducen la electricidad
traslación, permitiendo así su conductividad. Ejemplo: H SO (batería de autos) 2 4(ac)
Tema ÁCIDOS Y BASES
1
* INTRODUCCIÓN
* Algunos ácidos comunes
* Algunas bases comunes
Hormiga
colorada
 Comer en exceso , comer demasiado rápido , 
comer alimentos picantes o grasosos, el consumo 
de alcohol, tabaco y otros comportamientos 
pueden resultar en exceso de gas y ácido. 
 Dicho exceso causa malestar estomacal, 
indigestión ácida, y la sensación de ardor que se 
conoce como acidez estomacal. 
ACIDOS Y BASES - 2015 QUÍMICA -2.0
* PROPIEDADES GENERALES
* ÁCIDO
2
 - Son de sabor ácido (picante y agrio). Ejemplo: el vinagre ácido acético), limón, naranja 
(ácido cítrico), etc.
 - Cambian de color a los pigmentos orgánicos. 
 - Su acción es neutralizada por las bases. 
 - Cuando reaccionan con metales que son más activos que el hidrógeno como (Li, K, Ba, Ca, 
Al, Ni, Na, Fe, Zn, Mg, Pb, etc.) producen hidrógeno gaseoso y sal.
 En general: METAL ACTIVO + ACIDO ® SAL + H2
 
 Ejemplos: K + H SO K SO + H(s) 2 4(ac) 2 4(ac) 2(g) ��® 
 
 Ca + 2HCl CaCl + H(s) (ac) 2(ac) 2(g)® 
 Nota: Esta es la razón por la cual los ácidos no se 
 almacenan en recipientes que contengan metales activos. 
 No todos los metales reaccionan con los ácidos desprendiendo hidrógeno gaseoso, tal es el 
caso del cobre, plata, oro, platino, etc. a estos metales se les denomina , debido a nobles
su baja reactividad química. Para disolver estos metales se usa agua regia (75%V HCl y 
25%V HNO ). 3
 - Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos metálicos como Na CO , CaCO y NaHCO , 2 3 3 3
para formar CO gaseoso. Esta propiedad de los ácidos se puede aprovechar para eliminar 2
por ejemplo, el sarro de la tetera (esta capa impide la transferencia de calor) 
adicionándoles gotas de limón o vinagre, produciendo un burbujeo lo cual indica que se 
esta liberando el CO .2 
 En forma general:
 Ácido + Carbonatos o ® sal + CO + H O2 2
 bicarbonatos metálicos
 Ejemplos: 
 CaCO + HCl CaCl + CO + H O3(s) (ac) 2(ac) 2(g) 2���® 
 NaHCO + HCl NaCl + CO + H O3(s) (ac ) (ac) 2(g) 2���® 
 - En solución acuosa conducen la electricidad, ya que se ionizan o disocian. 
 - Poseen sabor cáustico (amargo). Ejemplo: Té, café (cafeína), mate de coca (cocaína) 
 - Cambian de color a los pigmentos orgánicos. 
 - . Ejemplo: jabón, lejía, sosa cáustica, etc.Poseen consistencia resbalosas al tacto
 - No reaccionan con los carbonatos o bicarbonatos. 
 - Poseen poder corrosivo. Neutralizan a los ácidos (antiácidos).
* BASE O ÁLCALIS
Química Julio Oria
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Alcali, viene de la palabra árabe al-qali, y se refiere a las cenizas de ciertas plantas 
de las que podían extraerse bases. 
Algunas bases son excelentes
disolventes del cabello, que
con frecuencia son la causa
de la obstrucción de los 
drenajes. El cabello está 
formado por proteínas. 
3
 Son aquellas sustancias que pueden comportarse como ácidos o como bases, dependiendo 
- -
con la sustancia que reaccionen. Ejemplos: H O; C H OH; HClO, HS , H PO , iones complejos 2 2 5 2 4
de los metales pesados: Zn, Sn, Sb, Cr; etc.
 Son aquellas que tratan de explicar , las propiedades de los microscópicamente
ácidos y las bases. Entre las principales tenemos: 
 Se fundamenta en el comportamiento de las
 sustancias (ácidos y bases) que en solución acuosa, se disocian de forma 
 parcial o total.
 
 Sustancia que contiene hidrógeno y en solución acuosa se disocia
+ parcial o totalmente, produciendo iones H . 
 Ejemplos: HI, HBr, HCl, H SO , HCN, HNO , HClO , CH COOH.....2 4 3 4 3
 
- + 
 HCl Cl + H ácido monoprótico (ac) (ac) (ac)® 
-2 + H SO SO + 2H ácido diprótico2 4 (ac) 4 (ac) (ac)® 
- +
 CH COOH « CH COO + H ácido monoprótico3 (ac) 3 (ac) (ac)
- Sustancia que contiene grupos hidroxilo (OH ), y en solución acuosa se
 disocia parcial o totalmente liberandolos. 
 Fórmula: M(OH) n= 1, 2, 3,.n Ejemplos: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) , Sr(OH) , Ba(OH)2 2 2 
 
+ - +2 -
 NaOH Na + OH Ba(OH) Ba + 2OH (ac) (ac) (ac) 2 (ac) (ac) (ac)®� ®�
+2 - Ca(OH) « Ca + 2OH 2 (ac) (ac) (ac)�
.
 OBSERVACIÓN: 
 - Si reaccionan un ácido y una base de Arrhenius da lugar a la formación de una sal y agua. 
 Neutralización: ÁCIDO + BASE ® SAL + H O2
 Ejemplo: HCl + NaOH ® NaCl + H O(ac) (ac) (ac) 2 (l)
 - Restringe el comportamiento ácido-base de los compuestos solo a soluciones acuosas.
- - No puede explicar por qué el amoniaco, disuelto en agua genera ion OH , formando una 
-solución básica a pesar que su estructura molecular no contiene al ion hidróxido (OH ). 
 * Observación: 
+ +
 ¿Por qué a veces se reemplaza H O por H ?; 3
+ 
El ion H es un átomo de hidrógeno que perdió 
-15
su electrón, es decir, es únicamente un protón. El tamaño de un protón es aprox. 10 m, 
-10mientras que el diámetro de un átomo o ion promedio es de 10 m. Con un tamaño tan 
pequeño, está partícula cargada no puede existir como una entidad aislada en una 
disolución acuosa debido a su fuerte atracción por el polo negativo del H O. Por 2
consiguiente, el protón existe en forma hidratada (protón hidratado). 
+ + + + H + H O H O Por comodidad consideramos: H O H 2 3 3 (ac) (ac) ® �@
.
 En 1923 losquímicos: Johannes Brönsted (Dinamarca) y 
Thomas Lowry (Inglés), idearon de manera independiente y 
separada, un concepto más amplio de un ácido y una base.
 * Ácido, es toda especie química (molécula o ion) capaz de 
+donar protones (H ) a otra especie, por lo que se 
transforma en una base conjugada. 
 * Base, es toda especie química (molécula o ion) que acepta
+
 protones (H ) de otra especie, por lo que se transforma en un ácido conjugado. 
* ANFOTERO (ANFIPRÓTICA)
* TEORÍAS
Teoría de Arrhenius (1884) :A
* ÁCIDO
* BASE
* Limitaciones
Svante Arrhenius
 (1859-1927)
* Químico sueco
* Premio Nobel 
 en química en
 1903
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Teoría de Brönsted y LowryB
4
 De esta definición surge el concepto (un ácido y una base siempre par ácido-base
interactúan de forma simultanea en la transferencia de un protón). 
 Ejemplos:
 
 otros: 
+ - - +
 NH + HF « NH + F CH COOH + H O « CH COO + H O3(ac) (ac) 4 (ac) (ac) 3 (ac) 2 (l) 3 (ac) 3 (ac)
 ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 
 CONCLUSIÓN: 
 - Los ácidos y bases débiles se disocian parcialmente por lo tanto son reacciones reversibles. 
 - Si un ácido es fuerte, entonces su base conjugada es débil y viceversa.
 - Ácido conjugado, es el ácido que se forma por la adición de un protón a su base.
+ + Ejemplo: NH + H NH 3 4
+ BASE + H ® ÁCIDO CONJUGADO ®��
 Base ácido conjugado
 - Base conjugada, es la base que se forma cuando el ácido pierde un protón.
 - + 
 Ejemplo: HCl Cl + H+ ÁCIDO ® BASE CONJUGADA + H ®��
 ácido base conjugada
 OBSERVACIÓN:
 - Una reacción ácido-base de B-L puede ocurrir en cualquier medio. Ejemplo: entre gases, 
en soluciones no acuosas, en mezclas heterogéneas, en soluciones acuosas. 
 - Todos los ácidos y bases de Ahrrenius son ácidos y bases de Brönsted y Lowry, porque los 
+
compuestos que se disocian para dar H O son donadores de protones y los compuestos que 3
-
se disocian para dar OH son aceptores de protones. 
 En 1923, el químico estadounidense, Gilbert Newton Lewis, propone una 
teoría más amplia y generalizada que las anteriores, su definición esta basada en la 
formación del enlace covalente. 
 * Ácido: especie química (ión o molécula) capaz de aceptar pares de electrones y así formar 
enlaces covalentes. 
 * Base: especie química (ión o molécula) que puede donar pares de electrones, y así formar 
enlaces covalentes. 
 La reacción acido-base de Lewis implica la formación de un compuesto de coordinación 
 por enlace dativo, llamado aducto. 
 ácido + base ® aducto 
 Ejemplos: 
 BF + NH ® BF -NH3 3 3 3
+ +
 NH + H ® NH3 4
2- 2- SO + O ® SO3 4
 Conclusiones:
 Son ácidos de Lewis:
3+ + 2+ +1 2+ 2+
 - Los cationes (Fe , Ag , Cd , H , Cu , Zn , etc) 
- +HNO + H O « NO + H O2 2 2 3
+H
ÁCIDO BASE BASE
CONJUGADA
 ÁCIDO
CONJUGADO
- -HCO + H O « H CO + OH3 2 2 3
+H
BASE ÁCIDO ÁCIDO
CONJUGADO
 BASE
CONJUGADA
Par Conjugado
Par Conjugado
+
H
+ -
 NH + H O « NH + OH3 2 4
+H
BASE ÁCIDO ÁCIDO
CONJUGADO
 BASE
CONJUGADA
Par Conjugado
Par Conjugado
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+
H
+ -
 HCl + H O « H O + Cl2 3
+H
ÁCIDO BASE ÁCIDO
CONJUGADO
 BASE
CONJUGADA
Par Conjugado
Par Conjugado
Teoría de Lewis:C
5
 - Moléculas que contienen un doble enlace polar (CO , SO , )2 2
 - Moléculas cuyo átomo central tenga octeto incompleto (H BO , BF , AlCl , etc)3 3 3 3
 - Moléculas cuyo átomo central tenga un orbital vacío en la capa de valencia para aceptar el 
par electrónico. 
 Son bases de Lewis:
- -
 - Los aniones (Cl , OH , etc) 
 - Los óxidos metálicos.
 - Moléculas cuyo átomo central posee al menos un par de e- libres (NH , H O, C H OC H , etc) 3 2 2 5 2 5
.
 OBSERVACIÓN:
 - La teoría ácido-base de Lewis, permite explicar la formación de cationes hidratados, 
2+ + 2+ 3+
como: Cu(H O) ; Ag(H O) ; Ni(H O) ; Fe(H O) , etc.2 6 2 2 2 6 2 6
 - La teoría de Lewis, analiza el carácter ácido-base de sustancias que no necesariamente 
contienen “H” y que no pueden ser explicados por las teorías de Arrhenius y de Brönsted-
Lowry.
 El agua es un electrólito muy débil y, por tanto, un mal 
conductor de la electricidad, pero experimenta una ligera autoionización:
.
+ -
 H O + H O « H O + OH2 2 3 Ionización, según Bronsted - Lowry: 
 
 ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 
+ -
 H O « H + OH2 (l) (ac) (ac) Ionización, según Arrhenius: Proceso Endotérmico. 
 En el estudio de las reacciones ácido-base, la 
concentración del ion hidrógeno es muy importante, ya que indica la acidez o basicidad de 
una disolución. La constante de equilibrio para la autoionización del agua es:
+ – + – Kc = [H O ][OH ] = [H ][OH ]3
 * Para indicar que la constante de equilibrio se refiere a la autoionización del agua, se 
reemplaza Kc con Kw.
 Kw = [H O ][OH ] = [H ][OH ] + – + –3 Kw: constante del producto iónico del agua a una
 temperatura en particular.
 * Independientemente de que se trate de agua pura o de una disolución acuosa
 de especies disueltas, la siguiente relación siempre se cumple a 25°C : 
+ – – 1 4
 Kw = [H ][OH ] = 1.0×10
.
 Establecida por Sorensen en 1909. Es una
 cantidad adimensional que indica cuantitativamente el grado de acidez o 
 basicidad que posee una solución principalmente diluida (£1M). 
.
+ + + -pH
 pH = -log [H ] = - log [H O ] Por consiguiente : [H ] = 103
- - -pOH pOH= - Log [OH ] Por consiguiente : [ OH ] = 10 
- + De: Kw = [OH ][H ] Tomando logaritmo negativo a ambos miembros
- + - +
 -logKw = -log[OH ][H ] = -log[OH ] - log[H ] ® pKw = pH + pOH 
 
 Nota:
 
+* Un pH negativo, significa que la concentración de H es mayor que 1M. 
-1 -3 * El intervalo más común para las titulaciones es entre 10 a 10 M. 
 
 Analizando valores de soluciones acuosas a 25ºC:
- + -14
 [OH ]x[H ] = 10 mol/L pH + pOH = 14 1. Se cumplen: 
- + -7 [OH ] = [H ] = 10 mol/L pH = pOH = 72. En solución neutra:
- + + -7
 [OH ] < [H ] ; [H ] > 10 mol/L pH < 73. En solución ácida:
- + + -7
 [OH ] > [H ] ; [H ] < 10 mol/L pH > 74. En solución básica:
* AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA :
* Producto iónico del agua (Kw) :
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­Kw ¯pH 
* Potencial de hidrógeno (pH) :
Soren Sorensen
 (1868-1939)
 Bioquímico 
 danés
6
 Esta referida al grado de ionización que experimenta un ácido o
 una base en agua. 
 Son electrólitos fuertes que, para fines prácticos,
 se supone que seionizan completamente en agua. Poseen altos valores
 de Ka (ka >>> 1).
 Ejemplos: ácidos hidrácidos (HCl, HBr, HI), 
 ácidos oxácidos (HNO , H SO , HClO ) --> #O - #H ³ 2 3 2 4 4
+ –
 HCl + H O ® H O + Cl(ac) 2 (l) 3 (ac) (ac)
 ácido fuerte base conjugada débil
+ - HNO + H O ® H O + NO3(l) 2 (l) 3 (ac) 3 (ac)
+ -
 HClO + H O ® H O + ClO4(ac) 2 (l) 3 (ac) 4 (ac)
 El ácido sulfúrico, es un caso especial. Es un ácido diprótico que se ioniza en dos etapas 
+ - H SO + H O ® H O + HSO (1ra etapa, ionización completa)2 4(ac) 2 (l) 3 (ac) 4 (ac) 
- + -2 
 HSO + H O �« H O + SO (2da etapa, ionización parcial) 4 (ac) 2 (l) 3 (ac) 4 (ac) 
 
 Son electrolitos fuertes, se ionizan completamente en agua. Ejemplo:
 * Hidróxidos alcalinos (Li, Na, K) y algunos hidróxidos alcalinos térreos (Ca, Sr, Ba). 
 * Todos los hidróxidos alcalinos son solubles. En el caso de los hidróxidos alcalinos térreos, el 
Be(OH) y el Mg(OH) son insolubles; Ca(OH) y Sr(OH) son ligeramente solubles, y el Ba(OH) 2 2 2 2 2
es soluble.
+ – 2+ –
 NaOH + H O ® Na + OH Ba(OH) + H O ® Ba + 2OH(s) 2 (ac) (ac) 2(s) 2 (ac) (ac)
.
 En sentido estricto, los hidróxidos de estos metales no son bases de Brönsted porque son 
–incapaces de aceptar un protón. Sin embargo, el ion hidróxido (OH ), que se forma cuando se 
+ –ionizan, es una base de Brönsted porque puede aceptar un protón: H O + OH ® 2H O3 (ac) (ac) 2 (l)
 Entonces, cuando decimos que el NaOH o cualquier otro hidróxido metálico es una base, 
–en realidad hacemos referencia a la especie OH que se deriva del hidróxido.
 Son electrolitos débiles, se ionizan en forma limitada en el agua, es 
decir, forman un equilibrio químico. (Ka << 1)
+
 Ejm: HF, HCN, H S, HNO , H PO , R-COOH, CH COOH, NH , etc. 2 2 3 3 3 4
.
 Son electrólitos débiles, se ionizan en forma limitada en el agua, es decir, 
forman un equilibrio químico. (Kb << 1)
 Ejm: Aminas: CH CH NH , (CH ) NH, (C H ) N, C H N, etc. 3 2 2 3 2 3 7 3 5 5
–
 NH + H O « NH + OH3(ac) 2 (l) 4(ac) (ac)
 
 
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES :*
* ÁCIDOS FUERTES :
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HClO4
HI.
HBr
HCl
H SO2 4
HNO3
F
U
E
R
Z
A
 D
E
 A
C
ID
E
Z
 pH 0 7 14
SOLUCIÓN ÁCIDA SOLUCIÓN NEUTRA SOLUCIÓN BÁSICA
* BASES FUERTES :
* ÁCIDOS DÉBILES :
* BASES DÉBILES :
* Fuerza de Acidez, Es la capacidad que 
tienen los ácidos de reaccionar con el 
agua y aumentar la concentración de los 
iones hidronio, es decir de producir más 
+iones H O . 3
Nota: 
 La fuerza de acidez de los ácidos 
fuertes no se mide con el agua porque 
éste ejerce un “efecto nivelador” ya que 
los ioniza completamente, para ello 
elegimos al ácido acético glacial y según 
esto: 
 
7
 
 La fuerza de acidez depende de algunos 
factores como las propiedades del disolvente, la temperatura y la estructura molecular del 
ácido. Cuando comparamos la fuerza entre dos ácidos en un mismo solvente y a la misma 
temperatura entonces la variable a analizar se enfoca a la estructura de los ácidos (fuerza 
de enlace, polaridad de enlace). 
 - Variación de la fuerza ácida en hidruros. 
 ¿Qué factor (fuerza del enlace o polaridad del enlace) es el predominante para 
determinar la fuerza de los ácidos binarios?
 * en cada uno de estos ácidos.Considere en primer lugar la fuerza del enlace H-X 
 Con base en la entalpía de enlace, HI debe ser el ácido más fuerte debido a que su enlace 
+ –
.es el más fácil de romper y de formar iones H y I
 * . En esta serie de ácidos, la Considere en segundo lugar la polaridad del enlace H-X
polaridad del enlace disminuye desde HF hacia HI porque F es el más electronegativo de 
los halógenos. Con base en la polaridad de enlace, HF debe ser el ácido más fuerte debido 
a la mayor acumulación de cargas positivas y negativas en los átomos de H y F
 Por tanto, tenemos dos factores en competencia a considerar para determinar la fuerza de 
los ácidos binarios. El hecho de que HI sea un ácido fuerte y que HF sea un ácido débil indica 
que la entalpía de enlace es el factor predominante en la determinación de la fuerza del 
ácido en los ácidos binarios. En esta serie de ácidos binarios, cuanto más débil sea el enlace, 
más fuerte será el ácido, de manera que la fuerza de los ácidos se incrementa como sigue:
 HF << HCl < HBr < HI
 * Para hidruros que pertenecen al mismo periodo: 
 - Variación de la fuerza ácida en ácidos oxácidos. 
 * Oxiácidos que tienen diferentes átomos centrales que pertenecen al mismo grupo de la 
tabla periódica y que tienen el mismo número de oxidación. Dentro de este grupo, 
aumenta la fuerza de los ácidos a medida que se incrementa la electronegatividad del 
átomo central, ejemplo: HClO , HBrO , HIO3 3 3
 Cl ,Br y I tienen el mismo número de oxidación, +5. Sin 
embargo, como el Cl es más electronegativo que el I y Br, 
atrae el par electrónico que comparte con el oxígeno (en 
el grupo Cl-O-H) en mayor medida. En consecuencia, el 
enlace O-H es más polar en el ácido clórico que en el 
ácido bórico y yódico, es decir, se ioniza más fácilmente. 
Así la fuerza relativa de los ácidos es: HClO > HBrO > HIO3 3 3
 * Oxiácidos que tienen el mismo átomo central pero 
PROPIEDADES MOLECULARES Y FUERZA ÁCIDA :*
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 Que pertenecen al mismo grupo
 Ejemplo: Grupo 6A Grupo 7A
 H O HF2
 H S HCl2
 H Se HBr2
 H Te HI 2
Disminución de
la Fuerza de 
enlace, 
aumenta la
acidez
8
diferente número de grupos unidos a él. Dentro de 
este grupo, la fuerza del ácido se incrementa a 
medida que aumenta el número de oxidación del 
átomo central. Considere los oxiácidos del cloro. En 
esta serie, la capacidad del cloro para atraer 
electrones del grupo OH (haciendo más polar el 
enlace O-H) aumenta con el número de átomos de O 
electronegativos unidos al Cl. Así el HClO es el ácido 4
más fuerte porque tiene el mayor número de átomos 
de O unidos al Cl, y la fuerza de los ácidos disminuye 
como sigue: HClO > HClO > HClO > HClO4 3 2
 Considere un ácido monoprótico débil, HA. Su ionización en agua se representa como:
+ –
 HA + H O « H O + A (ac) 2 (l) 3 (ac) (ac)
 o en forma simple 
+ – HA ��« H + A(ac) (ac) (ac)
 Ejemplo 1: Se desea calcular el pH de una disolución de HF 0.50 M a 25°C. La ionización del 
+ – -4 HF esta dada por: HF « H + F Ka = 7.1x10 Rpta: pH = 1.72(ac) (ac) (ac)
 Se desea calcular el pH de una disolución de CH3COOH 0.20 M a 25°C. Ejemplo 2: 
 DATO: Ka = 1.86x10 pH = 2.72-5 Rpta: 
-5 Ejemplo: ¿Cuál es el pH de una disolución de amoniaco 0.40 M? DATO: a 25°C Kb = 1.8x10 
 Rpta: 11.43
+ –
 NH + H O �« NH + OH3(ac) 2 (l) 4 (ac) (ac)
 
 Se puede encontrar una relación importante entre la constante de ionización de un ácido y 
la constante de ionizaciónde su base conjugada.
 Ejemplo: ácido acético
 Ejemplo:
 Periodo 2: CH NH H O HF 4 3 2
Aumento de la electronegatividad,
aumenta la acidez
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* ÁCIDOS DÉBILES Y LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN (Ka) :
9
* BASES DÉBILES Y LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN (Kb) :
* Relación entre Ka y Kb de los ácidos y bases conjugadas :
+ -Kb = [NH ].[OH ]4
 [NH ]3
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* TITULACIÓN ÁCIDO-BASE :
 Una solución de concentración conocida se usa para 
determinar la concentración de otra solución a través 
de una reacción monitoreada. 
 Se va realizar una titulación ácido-base Ejemplo:
para estandarizar una solución de HCl, colocando 50mL 
de este en un matraz con unas gotas de indicador. 
Adicionamos NaOH 0.1524M en la bureta y la lectura 
inicial es 0.55mL. En el punto final, la lectura de la 
bureta es 33.87mL. ¿Qué concentración de HCl tiene la 
solución? 
Rpta: 0.1016M de HCl 
Solución Básica
 NaOH
Solución Ácida
 HCl
* PORCENTAJE DE IONIZACIÓN ( ) :%ai
Porcentaje de ionización = concentración de la especie ionizada en el equilibrio x 100
 concentración inicial del ácido o base 
10
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Química - 2013
11
Chemistry-2.0
* Preguntas de autoevaluación: 
NIVEL I
01. Según Arrhenius un ácido es aquella:
 A) Sustancia capaz de ceder protones 
 B) Sustancia capaz de aceptar protones 
 C) Sustancia que posee átomos de hidrógeno 
+
y que en solución acuosa libera H
 D) Sustancia que acepta electrones
 E) Sustancia que acepta un par de 
electrones
02. Cuando una sustancia acepta protones se 
comporta como un(a).......y cuando cede 
protones se comporta como un(a)....; según 
Bronsted - Lowry.
 A) ácido - base 
 B) oxisal - hidróxido
 C) hidrácido - hidróxido
 D) base - ácido
 E) oxácido - base
03. Son aquellas sustancias que pueden actuar 
como un ácido o una base según las 
circunstancias :
 b) Metaloides a) Anfóteros 
 c) Hidróxidos d) Sales
 e) Ácidos Hidrácidos
04. Indique las proposiciones correctas respecto 
a las propiedades generales de ácido-bases.
 I. Los ácidos son dulces.
 II. Las soluciones básicas son untuosas al 
tacto.
 III. Las bases colorean el papel de tornasol 
de azul a rojo.
 A) solo I B) I y II C) solo II
 D) I, II y III E) solo III
05. El pH igual a 4.5 para la cerveza nos indica 
que es:
 b) neutra c) básicaa) ácida
 d) no se sabe e) anfolita
06. Si el pOH de una solución es 8,3 entonces la 
solución es:
 a) alcalina b) básica c) ácida
 d) neutra e) anfótera
07. Relacionar:
 I. Solución ácida A. pH > 7
 II. Solución neutra B. pH < 7
 III. Solución básica C. pH = 7
Reforzando lo aprendido Reforzando lo aprendido Reforzando lo aprendido 
 A) IA, IIB, IIIC B) IC, IIB, IIIA
 C) IB, IIC, IIIA D) IB, IIA, IIIC
 E) IA, IIC, IIIB
08. Con respecto a las propiedades generales de 
ácidos y bases, asigne verdadero (V) o falso 
(F) a las siguientes proposiciones según 
corresponda:
 I. Productos tales como el jabón y la leche 
de magnesia presentan características 
ácidas.
 II. Una infusión de té reacciona con el 
limón. El té tiene características básicas.
 III. Las reacciones ácido-base son de poca 
importancia en los procesos químicos.
 A) VVV B) VFF C) VVF 
 E) VFVD) FVF 
09. Identifique los pares conjugados ácido-base 
en las siguientes reacciones:
– NH + HF « NH + F3(ac) (ac) 4(ac) (ac)
 CN– + H O « HCN + OH–2
+ - H SO + NH « NH + HSO2 4(aq) 3(aq) 4 (aq) 4 (aq)
- 2- - 2- HCO + SO « HSO + CO3 (aq) 4 (aq) 4 (aq) 3 (aq)
– –
 CH COO + HCN « CH COOH + CN3 3
– – 2– HCO + HCO « H CO + CO3 3 2 3 3
– 2– + H PO + NH « HPO + NH2 4 3 4 4
+
 HClO + CH NH « CH NH + ClO–3 2 3 3
2– – –
 CO + H O « HCO + OH3 2 3
10. Determine el pOH de una solución si:
+ -1.5 [H ] = 10
 A) 1,5 C) 14B) 12,5 
 D) 13,5 E) 7
-11. Hallar la concentración de OH de una 
solución de pH= 4
-1 -4 -12 a) 10 b) 10 c) 10
 -14 e) 10-10 d) 10
12. Calcular el pH de una solución de:
 * HCl 0,01 M Rpta: 2 
 * HCl 0,001M Rpta: 3
 * KOH 0.76M (log 76= 1.88)
 * NaOH 0,02M. (Log2 = 0,30) Rpta: 12.3
 * H SO 0,04M2 4
 * Ba(OH) 0,020M Rpta: 12.6 2
 * HNO 10-⁴M 3
–13. La concentración de iones OH en cierta 
disolución limpiadora para el hogar a base 
de amoniaco es de 0.0025 M. Calcule la 
+concentración de iones H .
-12
 Rpta: 4 x 10 M
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Química - 2013
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–
14. Calcule la concentración de iones OH en una 
disolución de HCl cuya concentración de 
iones hidrógeno es 1.3 M
-15
 Rpta: 7.69 x 10 M
15. Determine la proposición incorrecta para 
una solución de pH= 4
-10 a) b) 10
+ -4 -[H ] = 10 [OH ] = 
 c) > d) Solución ácida+ - [H ] [OH ]
 e) Solución básica
16. ¿Cuál de las siguientes sustancias es un 
indicador ácido-base?
 a) acetona b) fenol 
 d) naftalenoc) fenolftaleína
 e) nitrobenceno
17. Al sumergir una tira de papel tornasol en 
una solución ácida, éste toma el color:
 a) amarillo b) azul c) marrón
 d) verde e) rojo
18. Cuando una solución acuosa tiene un pH= 7, 
+
¿cuál es la concentración de sus iones H y 
-
de sus iones OH ? 
+ -9 -1 -5 A) [H ] = 10 ; [OH ] = 10
+ -7 -1 -7
 B) [H ] = 10 ; [OH ] = 10
+ -3 -1 -11
 C) [H ] = 10 ; [OH ] = 10
+ +7 -1 +7 D) [H ] = 10 ; [OH ] = 10
+ +12 -1 +2
 E) [H ] = 10 ; [OH ] = 10
19. Se llama anfótero a la sustancia que:
 A) Puede tomar diferentes números de 
moléculas de agua.
 B) Puede emitir radiaciones alfa o beta.
 C) Puede absorber o dar calor.
 D) Puede actuar como un ácido o como una 
base según las circunstancias.
 E) Puede variar de color desde violeta al 
verde.
20. Para la medición exacta del pH se utiliza:
 A) papel tornasol B) titulación
 C) Potenciómetro D) fenolftaleina
 E) anaranjado de metilo
21. En una reacción ácido - base, cuando se 
mezclan cantidades equivalentes de un 
ácido y una base la solución resultante 
será:
 A) Ácida 
 B) Básica
 C) ni ácida ni básica
 D) No se puede predecir
 E) No dependen si son equivalentes
22. De la siguiente reacción; indique un par 
conjugado ácido - base de Bronsted lowry:
1- 1- 2-
 HSO + Cl « SO + HCl4 4
1- 1- 2- A) HSO y HCl B) Cl y SO4 4
1- 1- 2- 1- C) HSO y Cl D) SO y HSO4 4 4
2- 1-
 E) SO y Cl 4
–
23. Calcule la concentración de iones OH en una 
–3disolución de HCl 1.4 × 10 M.
24. Calcule la concentración de iones H+ en una 
disolución de NaOH 0.65 M.
25. Calcule la concentración de ion hidrógeno, 
en mol/L, para las disoluciones con los 
siguientes valores de pH: a) 2.42 , b) 11.21, 
c) 6.96, d ) 15.00.
26. Calcule la concentración de ion hidrógeno, 
en mol/L, para cada una de las siguientes 
disoluciones: 
 a) unadisolución cuyo pH es de 5.20
 b) una disolución cuyo pH es de 16.00
 c) una disolución cuya concentración de 
hidróxido es de 3.7 × 10–⁹ M.
27. Complete la siguiente tabla para una 
disolución:
28. Complete con la palabra ácida, básica o 
neutra, para las siguientes disoluciones:
 a) pOH > 7; la disolución es...............
 b) pOH = 7; la disolución es...............
 c) pOH < 7; la disolución es...............
29. El pOH de una disolución es 9.5 Calcule la 
concentración de ion hidrógeno de la 
disolución.
30. Unos estudiantes encontraron que una 
muestra de yogur tenía un pH de 2,85. 
¿Cuáles son las concentraciones [H+] y [OH-
] en el yogur?
31. La leche de magnesia es una disolución 
saturada de Mg(OH) y su solubilidad es 9,63 2
mg Mg(OH) /100,0 mL de disolución a 20 °C. 2
pH [H+] La disolución es:
<7
< 10-⁷ M
neutra
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+ +
 A) solo H O B) solo NH3 4
+ +
 C) H O y NH D) solo H O3 4 2
 E) H O y NH 2 3
09. De acuerdo a las definiciones de ácidos y 
bases señale lo correcto.
I. En la teoría Bronsted – Lowry se transfiere 
un protón del ácido a la base.
II. El NH es un ácido de Arrhenius.3
III. El concepto de aducto es propio de la 
definición de la teoría de Lewis.
A) solo I B) I y II C) solo II 
 D) I y III E) solo III
10. Asigne verdadero (V) o falso (F) a cada una 
de las siguientes proposiciones:
 I. Según Arrhenius los ácidos y bases se 
+disocian respectivamente en iones H y 
–OH en medio acuoso.
 II. Las bases de Bronsted – Lowry son 
aquellas que aceptan un par de 
electrones.
 III. Los iones metálicos pueden ser ácidos de 
Lewis.
 A) VVV D) FVV B) VFV 
 E) FFV C) VFF
11. Identifique la base de Lewis
 A) HCl B) NF C) HNO3 3
 D) CH COOH E) BF3 3
12. UNI 05-I: Para la siguiente reacción ácido-
base:
 + - NH + H O ��« NH + OH3 2 4
 Dadas las proposiciones
-
 I. Las especies NH , OH forman un par 3
conjugado ácido-base.
+ II. Las especies H O , NH forman un par 2 4
conjugado ácido base
 III. El agua reacciona como ácido
 según Brönsted-Lowry son correctas:
 A) sólo I B) sólo II C) sólo III
 D) I y II E) I, II y III
 
13. En relación a la siguiente reacción ácido – 
base:
- +
 HCºCH + NaNH « HCºC + NaNH2 3
 Identifique la alternativa correcta:
 A) Esta reacción ácido-base puede ser 
explicada por la teoría de Arrhenius.
 B) Esta reacción no puede ser explicada por 
el modelo de Bronsted-Lowry.
 C) Según el modelo de Bronsted-Lowry, el 
NaNH actúa como una base.2
 D) Según el modelo de Arrhenius, el NH3 
.Cual es el pH de la disolución saturada de 
Mg(OH) a 20 °C?2
NIVEL II
01. Calcule el número de moles de KOH que hay 
en 5.50 mL de una disolución de KOH 0.360 
M. ¿Cuál es el pH de la disolución?
02. ¿Qué cantidad de NaOH (en gramos) se 
necesita para preparar 546 mL de una 
disolución con un pH de 10.0?
03. Se prepara una disolución disolviendo 18.4 g 
de HCl en 662 mL de agua. Calcule el pH de 
la disolución. (Suponga que el volumen 
permanece constante.)
04. Para la reacción ácido–base de 
Bronsted–Lowry marque lo incorrecto.
2- - - H S + HPO « HS + H PO2 4 2 4
-
 A) H S y H PO son ácidos de Brönsted 2 2 4
- – B) HPO y HS son bases de Bronsted4
– C) H S y HS es un par conjugado ácido 2
base.
2- - D) HPO y H PO es un par conjugado 4 2 4
ácido - base
 2- E) H S es ácido más débil que HPO2 4
05. Dada las siguientes especies químicas, cuál 
de ellas puede actuar solo como ácido de 
Lewis.
– – A) OH B) Br C) NH3
3+
 D) Fe
–
 E) NH2
06. Indique verdadero (V) o falso (F) según 
corresponda:
 I.- Para HCl 0,01 M ; pH = 2
 II.- pH + pOH = 14 ; a 50°C
 III.- Para NaOH 0,01 M ; pH = 12
 IV.- A mayor temperatura mayor Kw
 A) FVVV B) VFFV C) VFFF 
 D) VVVV E) VFVV
07. Cuál de las siguientes ecuaciones es falsa:
-14 
 A) K = 1,00 x 10 a 25°Cw
- + 14 B) [OH ] x [H ] = 10 a 25°C 
+ C) pH= - Log [ H ]
-
 D) pOH= - Log [OH ]
 E) pH + pOH = 14
08. UNI 01-1: Indique cuales son ácidos de 
Brönsted-Lowry en el siguiente equilibrio.
+ +
 NH + H O �« NH + H O4 2 3 3
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muestra de sangre es de 2.5 × 10–⁷ M. ¿Cuál 
es el pH de la sangre?
20. El pH del agua de lluvia recolectada en 
determinada región del noreste de Estados 
Unidos en un día en particular fue de 4.82. 
+
Calcule la concentración del ion H del agua 
de lluvia.
 A) 1.51 x 10-⁵ B) 1.84x10-⁴
 C) 2.12x10-⁵ D) 2.34x10-⁴
 E) 2.89x10-� 
21. La piperidina es una base que se encuentra 
en cantidades pequeñas en la pimienta 
negra. ¿Cuál es el pH de una disolución 
acuosa que contiene 114 mg de piperidina 
en 315 mL de disolución?
+ - C H N + H O « C H NH + OH 5 11 2 5 11
-3
 DATO: Kb = 1,6x10
 A) 8 B) 9 C) 10 E) 12 D)11
21. Suponga que desea calcular el pH de una 
disolución de HF 0.50 M a 25°C. La 
ionización del HF está dada por
 HF « H+ + F–(ac) (ac) (ac)
 Dato: Ka = 7.1 x 10-⁴ Rpta: 1.72
22. El pH de una disolución de ácido fórmico 
(HCOOH) 0.10 M es de 2.39. ¿Cuál es la Ka 
del ácido? Rpta: 1.8x10-⁴
23. La Ka del ácido benzoico (C H -COOH), es de 6 5
6.5 × 10–⁵. Calcule el pH de una disolución 
de ácido benzoico 0.10 M
24. ¿Cuál es la molaridad inicial de una 
disolución de ácido fórmico (HCOOH) cuyo 
pH, en el equilibrio, es de 3.26?
-4
 Ka = 1.7 x 10
25. Calcule el volumen, en mL, requerido de 
ácido sulfúrico (H SO ) 1,25 M para 2 4
neutralizar 2,5 g de hidróxido de sodio 
(NaOH). M(NaOH)=40g/mol.
 A) 25 D) 55 B) 35 
 E) 65 C) 45
26. El ácido láctico es un ácido carboxílico que 
se acumula en la sangre y los músculos 
durante la actividad física. Una disolución 
acuosa 0,0284 M de este ácido está 
disociada un 6,7 por ciento. Determine el 
valor de Ka y pH para el ácido láctico.
 CH CH(OH)COOH + H O «3 2
actúa como el ácido conjugado del 
NaNH .2
 E) Esta reacción es una reacción ácido base, 
porque no se produce transferencia de 
protones.
14. Marque la proposición que no corresponde a 
las propiedades de los ácidos.
 A) Organolépticamente son agrios. 
 B) El sabor agrio del vinagre se debe a que 
contiene ácido acético.
 C) Disuelven a los carbonatos metálicos con 
desprendimiento de dióxido de carbono. 
 D) Los metales Cu y Ag reaccionan con los 
ácidos desprendiendo hidrógeno gaseoso 
 E) El papel de tornasol rojo en contacto con 
ácidos conserva su color. 
15. Con respecto a las definiciones de ácidos y 
bases, responda verdadero (V) ó falso (F) a 
las siguientes proposiciones según 
corresponda:
I. Una base de Arrhenius debe contener un 
–
grupo OH disociable por lo que el 
amoníaco (NH ) no se considera una base 3
de Arrhenius.
II. Una especie puede comportarse como un 
ácido de B–L en una reacción y como base 
de B–L en otra reacción.
+ +
 III. Las especies Ag , AlCl y H O son ejemplos 3 3
de ácido de Lewis
A) VVV B) VFF C) VFV
D) VVF E) FFV
16. + La concentración de iones H en una botella 
de vino de mesa, justo después de que se le 
–4removió el corcho, fue de 3.2 × 10 M. Sólo 
se consumió la mitad del vino. Se encontró 
que la otra mitad, después de haber estado 
expuesta al aire durante unmes, tenía una 
concentración de ion hidrógeno igual a 1.0 × 
–3
10 M. Calcule el pH del vino en estas dos 
ocasiones.
17. El ácido nítrico (HNO ) se utiliza en la 3
producción de fertilizantes, colorantes, 
medicamentos y explosivos. Calcule el pH 
de una disolución de HNO que tiene una 3
concentración de ion hidrógeno de 0.76 M.
 DATO: Log 76 = 1.88
18. El pH de cierto jugo de naranja es de 3.33. 
+
Calcule la concentración del ion H .
19. La concentración del ion OH– de una 
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en la solución resultante?
-10
 B) 1x10
-13
A) 1x10 
-16 -2 C) 2x10 D) 2x10
-12
 E) 5x10 
 33. Al mezclar las siguientes soluciones: 100mL 
de HCl 0,2M y 200mL de HNO 0,1M y 50mL 3
de KOH 0,8M. ¿Cuál es el pH de la solución 
resultante?
 A) 8 B) 12 C) 7 D) 9 E) 5
 
34. Se adiciona 0,46 g de sodio en suficiente 
agua, el volumen de la solución resultante 
es 200mL. ¿Cuál es el pH de la solución?
 A) 12 B) 10 C) 13 D) 9 E) 14
 
35. El ácido nitroso es un ácido débil que en 
disolución acuosa presenta el equilibrio.
 HNO + H O « H O+ + NO -2(ac) 2 (l) 3 (ac) 2 (ac)
 Pruebas experimentales, a 25 °C, mostraron 
que en una solución que contiene 4,7 gramos 
de HNO disueltos en 100 mL de solución, 2
disociaba en 2,12%. Determine el valor de al 
constante de acidez, Ka, de este ácido.
–2 –7 –3 A) 2,5×10 B) 1,0×10 C) 1,8×10 
–10 –4
 D) 1,3×10 E) 4,6×10
36. El ácido sórbico, HC H O , es monoprótico. 6 7 2
Su sal (sorbato de potasio) se agrega al 
queso para inhibir la formación de mohos. Si 
se tiene 5,6 g del ácido en un litro de 
solución. ¿Cuál es su porcentaje de 
ionización? DATO: Ka= 1,62x10-⁵
 A) 0,5% B) 1% C) 1,8% 
 D) 2,6% E) 4%
 
36. Un ácido orgánico monoprótico, en solución 
acuosa tiene una concentración de 0,02M; si 
se encuentra ionizado en un 0,5% ¿Cuál es su 
constante de acidez?
-7 -5 -8
 A) 5x10 B) 2x10 C) 8x10
37. En un recipiente se tiene 800 mL de una 
solución de HCl, con pH = 2,7. Si la solución 
se debe diluir hasta alcanzar un pH = 4, 
¿qué volumen de agua (en L) debemos 
añadir? Dato: log 2 = 0,3.
 B) 16,2 C) 17,2 A) 15,2
 D) 21,8 E) 23,6 
37. UNI 14-1: Un estudiante preparó 400 mL de 
una solución de HClO 0.0075M y luego 4
sobre este adicionó 600 mL de una solución 
de HCl 0,012M. Calcule el pH de la solución 
resultante. 
 A) 1 C) 3 D) 4 E) 5B) 2 
+ - H O + CH CH(OH)COO3 3
 Dato: log2 = 0.3
-4
 rpta: 1.366x10 - 2.7
27. Dados los siguientes valores de constante de 
acidez
–5 ácido acético: Ka(CH COOH) = 1,8×103
–8 ácido hipocloroso: Ka(HClO) = 2,95×10
 Asigne verdadero (V) o falso (F) a las 
siguientes proposiciones según corresponda:
I. El CH COOH, es un ácido más fuerte que el 3
HClO.
-
II. La especie (CH COO ) es una base más 3
–fuerte que la especie ClO
III. En una reacción ácido base entre 
(CH COOH) y HClO, el ácido acético se 3
comporta como ácido.
 A) VVV B) VFF C) VVF D) FVV E) VFV
27. Indique el valor de la constante de basicidad 
de la base conjugada, Kb, para el ácido 
ciánico, que en disolución acuosa forma el 
siguiente equilibrio:
+ – HOCN + H O « H O + OCN ,2 3
–4
 k = 3,5×10 a 25° Ca
–10 –4
 A) 6,5×10 D) 3,5×10
–11 –10 B) 2,8×10 E) 2,5×10
–14
 C) 1,0×10
–228. Si 200 mL de una disolución HCl 10 M se 
valoran con 20 mL de NaOH 0,1N. 
Determinar el pH de la solución resultante
 A) 2 B) 6 C) 3 D) 7 E) 5
29. Si se mezclan 25mL de HNO a 2N con 75mL 3
de NaOH 0,4 N. Calcular el pH de la solución 
resultante. Dato: log2 = 0,3
 A) 0,2 B) 0,5 C) 0,7
 D) 0,9 E) 1,2
30. El pH de una solución de un ácido 
monoprótico de 0,5M es 4, si su 
concentración disminuye en un 80%. ¿Cuál es 
el cambio del pH? 
 A) 0,35 B) 0,45 C) 0,80
 D) 0,25 E) 0,65 
31. Se combinan 50 mL de HI 0,5M con 50 mL de 
NaOH 0,3M. ¿Cuál es el pH de la solución 
resultante?
 A) 3 B) 2 c) 9 d) 6 E) 1
32. Se mezclan 50mL de KOH 0,2M y 40 mL de 
NaOH 0,25M con 110 mL de agua destilada. 
+
¿Cuál es la concentración molar del ion H 
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38. UNI 13-2: Un ácido monoprótico muy débil, 
en una solución acuosa 0.1M, está ionizado 
al 2% ¿A qué concentración molar dicho 
ácido estará ionizado al 1%?
 A) 0.025 B) 0.050 C) 0.200
 D) 0.320 E) 0.400
39. UNI 13-1: Se dice que una persona tiene 
“acidez estomacal” cuando tiene un exceso 
de iones H+ en el estómago. Una forma de 
reducir temporalmente la concentración de 
estos iones es tomando un “antiácido”. Si 
ninguna de las siguientes sustancias son 
dañinas para la salud. ¿Cuáles podrían 
utilizarse como antiácido?
 I. CaCO II. NaHCO III. Mg(OH)3 3 2
 A) solo I B) solo II C) solo III
 D) I y II E) I, II y III
40. UNI 13-1: Si todas las ecuaciones están bien 
planteadas, ¿cuál de los siguientes casos es 
una reacción ácido-base de acuerdo a la 
definición de Bronsted-Lowry?
+ - A) Ca� + 2OH « Ca(OH)2
+ -
 B) CO + H O « H + HCO2 2 3
+ + C) (CH ) C + H O « (CH ) COH3 3 2 3 3 2
 D) CH COOH + CH OH « CH COOCH + H O3 3 3 3 2
 + -E) CH COOH + H SO « CH COOH + HSO3 2 4 3 2 4
41. UNI 16-2: El ácido tricloroacético tiene una 
constante de acidez Ka= 0,302. Calcule la 
constante de ionización básica, Kb, del ion 
tricloroacetato.
-14 -14 A) 1,00x10 B) 3,02x10
-14
 D) 5,19x10-14C) 3,31x10 
-14 
 E) 8,02x10 
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