1. Ácidos y Bases
Los ácidos y las bases son disoluciones acuosas que se caracterizan porque se disocian
en iones hidrogeno, cuando son ácidos y en iones hidróxido cuando son bases, los
primeros tienen sabor agrio; reaccionan en los metales produciendo efervescencia y
las bases son de sabor amargo, disuelven el azufre, se usan en la fabricación de
jabones a partir de grasas y aceites.
Todas estas disoluciones tienen un uso común en las actividades diarias de los
hogares, oficinas, industria, etcétera; se usan como limpiadores, desmanchadores y
materia prima.
Estos compuestos son electrólitos ya que tienen la característica de permitir el paso
de la corriente eléctrica con mayor o menor facilidad.
Ácidos y bases son dos clases de productos químicos; los miembros de cada clase
tienen una serie de propiedades comunes al ser disueltos.
Propiedades de los Ácidos
Los ácidos en soluciones de agua muestran las siguientes propiedades comunes:
 Tienen un sabor agrio.
 Convierten el papel tornasol en rojo.
 Reaccionan con ciertos metales, como el zinc, para producir gas de hidrógeno.
Clasificación
Ácidos Orgánicos Ácido cítrico, ácido carbónico, cianuro de hidrógeno, ácido salicílico,
ácido láctico y ácido tartárico
Ácidos Inorgánicos
Sulfuro de hidrógeno, ácido fosfórico, cloruro de hidrógeno y ácido
sulfúrico

2. Propiedades de los Bases
Las bases en soluciones de agua tienen las siguientes propiedades comunes:
 Tienen un sabor amargo.
 Convierten el papel tornasol en azul.
 Tienen una sensación resbaladiza.
Cuando una solución acuosa de ácido se mezcla con una solución acuosa de base, se
obtienen agua y sal. Este proceso es llamado neutralización. Este proceso es completo
si la solución resultante no tiene las propiedades de las bases ni los ácidos.
Clasificación
La piridina y la etilamina.
Bases Orgánicos
Bases Inorgánicos Hidróxidode sodio, carbonato de sodio, bicarbonato de sodio, hidróxido
de calcio y carbonato de calcio.

3. Características químicas
Ácidos monopróticos
Los ácidos monopróticos son aquellos ácidos que son capaces de donar un protón por
molécula durante el proceso de disociación (llamado algunas veces ionización), como
se muestra a continuación (simbolizado por HA):
HA (aq) + H2O (l) H3O+ (ac) + A− (ac) Ka
Algunos ejemplos comunes de ácidos monopróticos en ácidos minerales incluyen al
ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO3). Por otra parte, para los ácidos
orgánicos, el término generalmente indica la presencia de un grupo carboxilo, y
algunas veces estos ácidos son conocidos como ácidos monocarboxílicos. Algunos
ejemplos de ácidos orgánicos incluyen al ácido fórmico (HCOOH), ácido acético
(CH3COOH) y el ácido benzoico (C6H5COOH).
Ácidos polipróticos
Los ácidos polipróticos son capaces de donar más de un protón por molécula de ácido,
en contraste a los ácidos monopróticos que sólo donan un protón por molécula. Los
tipos específicos de ácidos polipróticos tienen nombres más específicos, como ácido
diprótico (dos protones potenciales para donar) y ácido triprótico (tres protones
potenciales para donar).
Un ácido diprótico (simbolizado aquí como H2A) puede sufrir una o dos disociaciones,
dependiendo del pH. Cada disociación tiene su propia constante de disociación, Ka1 y
Ka2.
H2A (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HA− (ac) Ka1

4. HA− (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A2− (ac) Ka2
La primera constante de disociación es mayor que la segunda; esto es: Ka1>Ka2. Por
ejemplo, el ácido sulfúrico (H2SO4) puede donar un protón para formar el anión
bisulfato (HSO—4), para lo que Ka1 es muy grande; luego puede donar un segundo
protón para formar el anión sulfato (SO2—4), donde Ka2 es comparativamente
pequeño, indicando una fuerza intermedia. El valor grande de Ka1 para la primera
disociación significa que el ácido sulfúrico es un ácido fuerte. De modo similar, el
inestable y débil ácido carbónico (H2CO3) puede perder un protón para formar el
anión bicarbonato (HCO—3) y perder un segundo protón para formar el anión
carbonato (CO2-3). Ambos valores de Ka son pequeños, pero Ka1>Ka2.
Un ácido triprótico (H3A) puede sufrir una, dos, o tres disociaciones, y tiene tres
constantes de disociación, donde Ka1>Ka2>Ka3.
H3A (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + H2A− (ac) Ka1
H2A− (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HA2− (ac) Ka2
HA2− (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A3− (ac) Ka3
Un ejemplo inorgánico de un ácido triprótico es el ácido ortofosfórico (H3PO4),
generalmente llamado simplemente ácido fosfórico. Los tres protones pueden ser
perdidos consecutivamente, produciendo H2PO—4, luego HPO2-4, y finalmente PO3-
4, el anión ortofosfato, simplemente llamado fosfato. Un ejemplo orgánico de ácido
triprótico es el ácido cítrico, que puede perder consecutivamente tres protones para
formar finalmente el anión citrato. Aunque las posiciones de los protones en la
molécula original pueden ser equivalentes, los valores de Ka difieren puesto que es
energéticamente menos favorable perder un protón si la base conjugada está cargada
negativamente.
Neutralización
La neutralización es la reacción entre un ácido y una base, produciendo una sal y base
neutralizada; por ejemplo, el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio forman cloruro de
sodio y agua:
HCl (aq) + NaOH (aq) → H2O(l) + NaCl(aq)
La neutralización es la base de la titulación, donde un indicador de pH muestra el punto de
equivalencia cuando el número equivalente de moles de una base han sido añadidos a un ácido.
Generalmente se asume incorrectamente que la neutralización resulta en una solución con pH 7,0,
lo que es solamente el caso cuando el ácido y la base tienen fuerza similar durante la reacción y se
encuentran en concentraciones semejantes. La neutralización con una base más débil que el ácido
resulta en una sal débilmente ácida. Un ejemplo es el cloruro de amonio, que es débilmente ácido,
producido a partir del ácido fuerte cloruro de hidrógeno y la base débil amoníaco.

5. ÁCIDOS Y BASES SEGÚNBRONSTED-LOWRY.
Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes
Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece
que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las
bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno
en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa
como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de
agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + base! NH2- + base + H+
Los ácidos y bases según Brönsted -Lowry los ácidos sustancias que ceden
protones, las bases son sustancias capaces de aceptar protones.
En 1884 un químico sueco , Svante Arrhenius, propuso las primeras definiciones
importantes de ácidos y bases. Un ácido es una sustancia que forma iones hidrógeno
(H+) en una solución acuosa y una base es una sustancia que forma iones hidróxido
(OH-) en solución acuosa. La teoría de Arrhenius fue muy útil pero no bastó para
incluir a todos los compuestos que parecían tener propiedades ácidas y básicas. Para
ácidos y bases en solución, las mejores definiciones pertenecen a la teoría de
Brönsted-Lowry. En el margen se encuentran las definiciones de acuerdo con esta
teoría. El término "protón" se refiere a un ion hidrógeno positivo (un átomo de
hidrógeno sin electrón). El protón proviene de la ruptura del enlace covalente que une

6. al hidrógeno con algún otro elemento. De acuerdo con la definición de Brönsted-
Lowry, un ácido es la especie que contiene hidrógeno en el cual el enlace covalente
que une al hidrógeno se puede romper de manera que se libere el ion hidrógeno. Una
base es una especie que es capaz de formar un nuevo enlace covalente con un protón
donado por un ácido.
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido
fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base
fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición
por los protones. En forma de ecuación química:
Ácido (1) + Base (2) ! Ácido (2) + Base (1)
Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el
Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se
convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un
equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá
lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo,
HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua
formando un ion hidronio:
HCl + H2O! H3O+ + Cl
-En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl,
Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.
-Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere
con facilidad un protón al agua:
HF + H2O! H3O+ + F
-Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil
que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry
también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede
reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en
presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un
ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2O! H3O+ + Cl
-El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella
(como el amoníaco):
NH3 + H2O! NH4+ + OH

7. ÁCIDOS Y BASES SEGÚN SVANTE ARRHENIUS
Ya en el siglo XIX, el químico sueco (de impronunciable nombre) Svante
Arrhenius intuyó que la conductividad eléctrica de las disoluciones acuosas se debía a
la existencia de iones positivos y negativos en las mismas.
Svante Arrhenius químico sueco quien durante el período de 1883-1887 desarrollo su
teoría de la disociación electrolítica propuso que en soluciones acuosas los electrólitos
fuertes existen principalmente como partículas cargadas llamadas iones. Estos iones
se mueven con relativa libertad en solución y durante la electrólisis. Las conclusiones
de Arrhenius se basaron principalmente en sus experimentos sobre el punto de
congelación de las soluciones.
Arrhenius entonces definió a los ácidos como sustancias del tipo HX que en solución
se disocian produciendo H+ y X-, definiendo a las bases MOH, como sustancias que en
solución producen M+ y OH-, y a la neutralización como el resultado de la
combinación de esos iones.

8. Se dio cuenta de que esos iones serían separados por un solvente polar, puesto que las
fuerzas de atracción entre los iones en solución acuosa es pequeña y además hizo
notar que la dilución debería favorecer la ionización. Cuando Arrhenius aplico los
mismos métodos experimentales a los electrolitos fuertes, tuvo dificultades. Arrhenius
no pudo explicar la diferencia entre un tipo de electrolitos.
Tema3
FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES
La fuerza de un ácidos (HA) es forma de indicar cuanto del total de sus moléculas s e
disocia en el protón H+ y en el anión correspondiente cuando se disuelve en agua.
Según la cantidad de iones que formen, los ácidos pueden clasificarse de la siguiente
manera:
Ácidos fuertes
Los ácidos fuertes, llamados también electrolitos fuertes, son aquellos que en
disolución acuosa se disocian por completo, y, por lo tanto, ceden a la solución una
cantidad de iones de H+.
Los ácidos fuertes son corrosivos, disuelven la mayoría de los metales y producen
graves quemaduras en la piel.
Ácidos Fuertes Fórmula
A. perclórico HClO4
A. sulfúrico H2SO4
A. Yodhídrico HI
A. Bromhídrico HBr
A. Clorhídrico HCl
A. Nítrico HNO3
Ácidos débiles
Los ácidos débiles son ácidos que en la solución acuosa no disocian por completo, es
decir, que liberan sólo por una parte muy pequeña de sus iones H+. Son ácidos débiles
el ácido acético (Vinagre), el ácido fosfórico y todos los ácidos orgánicos.
El ácido acético es un buen ejemplo de ácido débil, porque en una disolución acuosa
1ama se ioniza menos de 0,5 % de las moléculas del ácido y 99,5% permanece como
moléculas.
Es importante destacar que la fuerza de un ácido no es lo mismo que su concentración.

9. La concentración, es la cantidad de soluto disuelto en un volumen dado de la
disolución; en cambio la fuerza es la disolución de sus moléculas en iones.
Tanto la fuerza como la concentración de los ácidos son importantes para determinar
el tipo d reacción que un ácido puede llevar a cabo, así como cuánto daño puede hacer
a las células del organismo.
Ejemplo: los ácidos fuertes, como el clorhídrico y el sulfúrico, causan severos daños a
la piel, ojos y muchas cosas, en aun bajas concentraciones. En cambio los ácidos
débiles en bajas concentraciones, como el vinagre, no suelen ser peligrosos pero
podrían llegar a serlo: le mismo ácido acético concentrado causa quemaduras y
provoca irritación en él tuvo respiratorio si se inhala sus vapores.
Las bases también pueden clasificarse como débiles y fuertes, según la cantidad de
iones que liberan en una solución
Bases Fuertes
Las bases fuerte, llamadas también electrolitos fuertes, son aquellas capaces de
disociarse totalmente en iones de Hidróxido. Por lo general, los óxidos e hidróxidos de
los grupos alcalinos y alcalinotérreos forman bases fuertes.
Las bases fuertes, aún en bajas concentraciones resultan ser muy corrosivas y dañinas
para los tejidos, animales y vegetales.
Por ejemplo el NaOH o soda cáustica (producto que puede encontrase con frecuencia
en los hogares) es ALTERNAMENTE REACTIVO, por lo que resulta muy útil para la
limpieza de las tuberías atascadas por diversos residuos. Este producto debe
manejarse con cuidado, porque puede producir quemaduras en la piel.
Bases Fuertes Formulas
Hidróxido de Litio LiOH
Hidróxido de sodio NaOH
Hidróxido de potasio KOH
Hidróxido de calcio Ca (OH)2
Hidróxido de estroncio Sr(OH)2
Hidróxido de bario Ba (OH)2
Hidróxido de magnesio Mg (OH)2

10. Bases Débiles
Bases débiles son sustancias que en disolución acuosa no se disocian. Por ejemplo, el
amoniaco es una base débil, porque en una solución acuosa 1M solo 0,5 % de sus
moléculas se disocian en iones de amonio y iones de OH Y cerca de 99,5% permanece
intacto
Otras bases son el hidróxido de aluminio y el hidróxido férrico. La gran mayoría de
ácidos y de bases se clasifican como débiles, pero por ese motivo no dejan de ser
importantes. La mayor parte de las reacciones químicas en los seres vivos se producen
entre ácidos y bases débiles, de allí la gran importancia de su comportamiento.
Las bases débiles concentradas también deben manejarse con cuidado, pues resultan
dañinas y hasta venenosas. Un ejemplo es el amoniaco, que en solución acuosa se
conoce como hidróxido de amoniaco: en contacto con el aire libre libera gas amoniaco
con gran rapidez. Este gas es muy tóxico si se inhala, e irrita ojos y mucosa.
EQUILIBRIO ÁCIDO DÉBIL/BASE DÉBIL
Para que se pueda perder un protón, es necesario que el pH del sistema suba sobre el
valor de pKa del ácido protonado. La disminución en la concentración de H+ en la
solución básica desplaza el equilibrio hacia la base conjugada (la forma deprotonada
del ácido). En soluciones a menor pH (más ácidas), hay suficiente concentración de H+
en la solución para que el ácido permanezca en su forma protonada, o para que se
protone la base conjugada.
Las soluciones de ácidos débiles y sales de sus bases conjugadas forman las soluciones
tampón.
Dureza de ácidos
En 1963, Pearson introdujo el concepto de ácidos y bases duros y blandos. Son ácidos
duros aquellos cationes de pequeño tamaño y alta carga, de baja polarizabilidad:
alcalinos, alcalinotérreos ligeros, cationes de transición de alta carga, como el Ti4+,
Cr3+, Fe3+, Co2+, etc.
Son ácidos blandos las especies químicas de gran tamaño, pequeña o nula carga, y alta
polarizabilidad: metales más pesados de carga más baja, como Ag+, Cu+, Pt2+, Hg2+, etc.
Las especies duras tienden a combinarse entre sí. La interacción duro-duro o blando-
blando conduce a especies más estables. Esto se debe a un mayor solapamiento de
orbitales, que origina un enlace más fuerte que en las interacciones duro-blando o

11. blando-duro. Lo anterior es útil, de forma aproximada, para predecir el sentido de
numerosas reacciones.
Aplicaciones de los ácidos
Hay numerosos usos de los ácidos. Los ácidos son usados frecuentemente para
eliminar herrumbre y otra corrosión de los metales en un proceso conocido como
pickling. Pueden ser usados también como electrólitos en una batería, como el ácido
sulfúrico en una batería de automóvil.
Los ácidos fuertes, el ácido sulfúrico en particular, son ampliamente usados en
procesamiento de minerales. Por ejemplo, los minerales de fosfato reaccionan con
ácido sulfúrico produciendo ácido fosfóricopara la producción de fertilizantes, y el
zinc es producido disolviendo óxido de zinc en ácido sulfúrico, purificando la
solución y aplicando electrólisis.
En la industria química, los ácidos reaccionan en las reacciones de neutralización para
producir sales. Por ejemplo, el ácidonítrico reacciona con el amoníaco para producir
nitrato de amonio, un fertilizante. Adicionalmente, los ácidos carboxílicos pueden
ser esterificados con alcoholes en presencia de ácido sulfúrico, para producir ésteres.
Los ácidos son usados como catalizadores; por ejemplo, el ácido sulfúrico es usado
en grandes cantidades en el proceso de alquilación para producir gasolina. Los ácidos
fuertes, como el ácido sulfúrico, fosfórico y clorhídrico, también tienen efecto en
reacciones de deshidratación y condensación. Los ácidos son usados también como
aditivos en bebidas y alimentos, puesto que alteran su sabor y sirven como
preservantes. Por ejemplo, el ácido fosfórico es un componente de las bebidas con
cola.
EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA
La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo
que indica que está parcialmente disociado en iones:
2 H2O (l) H3O+(ac) + OH– (ac)
H3O+ · OH–
Kc = ——————
H 2O 2
Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc ·
H2O 2conocido como “producto iónico del agua”