El documento describe las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry sobre ácidos y bases, así como la fuerza relativa de diferentes especies ácidas y básicas. También explica conceptos como la ionización del agua, el pH, las reacciones de neutralización y la medición de pH mediante indicadores de ácidos y bases.

1. Reacciones de transferencia de
protones
Reacciones
ácido-base

2. Ácidos y bases
• ÁCIDOS
• sabor ácido
• enrojecen la tintura o
papel azul de tornasol
• disuelven el mármol
• reaccionan con
metales desprenden H2
• neutralizan a las bases
• BASES
• sabor amargo
• azulean el papel o la
tintura de tornasol
enrojecida
• sensación jabonosa al
tacto
• neutralizan a los
ácidos

3. Teoría de Arrhenius (1887)
• Ácido sustancia que tiene H y en agua se
disocia dando H+
.
• HCl(aq) →Cl-
(aq) + H+
(aq)
• Base sustancia que tiene OH y en agua se
disocia dando OH-
.
• NaOH(aq) →Na+
(aq) + OH-
(aq)
• el H+
(aq) se encuentra hidratado en forma de
H3O+
(aq) ion hidronio

4. Teoría de Brönsted y Lowry
1923
• Ácido especie capaz de ceder protones.
• Base especie capaz de aceptar protones.
• Esta teoría incluye a la de Arrhenius y la
amplia.
• Un ácido y una base que difieren en un
protón se llaman par ácido-base
conjugados. NH4
+
/NH3
• ácido/base

5. Fortaleza de las especies
conjugadas
• Las sustancias que pueden comportarse
como ácidos o como bases se llaman
ánfoteras (H2O)
• Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es
su base conjugada; y viceversa.
• Una reacción ácido-base es una reacción de
transferencia de protones. El ácido cede
protones a la base.

6. Fuerza de un ácido o de una base
(sustancia de referencia el agua)
• Ácidos fuertes se encuentran totalmente
disociados.
• Ácidos débiles se disocian parcialmente.
• La K del equilibrio y el grado de disociación α,
sirven para medir la fuerza de un ácido o base.
• Kay Kbdependen de la temperatura.
• A mayor Ka, Kby α ; mayor fuerza del ácido o
de la base.

7. Fuerza de ácidos y bases
• ÁCIDOS BASES
• HClO4 ClO4
-
• HI I–
• HCl Cl–
• HNO3 NO3
–
• H2SO4 HSO4
-
• H3O+
H2O
• HSO4
-
SO4
=
• Ka (a 25 ºC)
• muy grande
• muy grande
• muy grande
• muy grande
• muy grande
• 1
• 1,3.10-2

8. Ácidos polipróticos
• Pueden ceder más de un protón, lo hacen de
forma escalonada, cada vez con mayor
dificultad. K1>K2>K3
• H3PO4 +H2O→H3O+
+ H2PO4
–
K1=7,5.10–3
• H2PO4
–
+H2O→H3O+
+ HPO4
=
K2=6,2.10–8
• HPO4
=
+H2O→H3O+
+ PO4
–3
K3=2,2.10–13

9. Indicadores con diferentes
sustancias

10. Ionización del agua (pH)
• El agua se autoioniza:
• H2O+H2O ↔ H3O +
(aq) + OH –
(aq)
• a 25 ºC la Kwvale 10–14
(producto iónico del
agua) = [H3O +
][OH –
]
• en el agua [H3O +
]=[OH –
] neutra
• si [H3O +
]>[OH –
] disolución ácida
• si [H3O +
]<[OH –
] disolución básica

11. Concepto de pH
(SÖRENSEN 1909)
• Es el logaritmo decimal con signo cambiado
de la concentración de iones H3O+
.
• pH= -log[H3O+
]
• pOH= -log[OH-
]
• pH+pOH= 14
• pH=7 neutra
• pH< 7 ácida
• pH>7 básica

12. Predicción de reacciones
ácido-base
• Dado un ácido HA y su base conjugada A-
,
Ka. Kb= 10-14
= Kw
• para un equilibrio:
• Ácido1+Base2 ⇔ Base1+Ácido2 ;la reacción
estará desplazada en el sentido en que el
ácido más fuerte ceda el protón.
• K= Ka(ácido1)/ Ka(ácido2)

13. Hidrólisis de sales
( reacción de los iones de una sal con el agua)
• Si un catión se hidroliza da H3O+
, disolución
ácida. NH4
+
+ H2O ⇔
H3O+
+ NH3
• Si un anión se hidroliza da OH-
, disolución
básica. CN-
+ H2O ⇔HCN+ OH-
• Los cationes de los metales alcalinos y
alcalinotérreos (excepto Be), no sufren
hidrólisis.

14. Hidrólisis de sales
• Sales procedentes de:
– ácido fuerte y base fuerte, no sufren
hidrólisis, disoluciones neutras, pH=7. NaCl
– ácido débil y base fuerte, se hidroliza el
anión, disoluciones básicas, pH>7, KCN
– ácido fuerte y base débil, se hidroliza el
catión, disoluciones ácidas, pH<7, NH4Cl
– ácido débil y base débil, se hidroliza el anión
y el catión, la disolución es ácida o básica
según qué ion se hidrolice en mayor grado,
NH4CN

15. Medida del pH. Sustancias
indicadoras
• Sustancias que cambian de color cuando
cambia el pH.
• Son ácidos o bases débiles, donde la forma
ácida tiene un color diferente de la básica.
• HIn(colorA)+ H2O↔ In–
(color B)+ H3O+
• K= ([In -
][H3O+
])/[InH];
• ([HIn ]/[In -
])=[H3O+
])/K
• para apreciar bien el viraje, la [ ] de una de
las formas, ha de ser 10 veces mayor que la

16. indicadores
• Color A: ([HIn ]/[In -
])= 10
• color B: ([HIn ]/[In -
])= 1/10
• color A: [H3O+
]/K = 10, tomamos
logaritmos; pH= pK- 1
• color B: [H3O+
]/K = 1/10, tomamos
logaritmos; pH= pK+ 1
• el cambio de color se produce en un
intervalo de dos unidades, alrededor del
valor de la K; pH= pK±1

17. Reacciones de neutralización
volumetrías ácido-base
• Volumetría: determinación de la
concentración de una disolución de un ácido
o una base, mediante la medida de
volúmenes de disolución.
• Ácido + base → sal + agua
• la disolución resultante en el punto de
equivalencia no tiene por qué ser neutra.
• pH neutro si el ácido y la base es fuerte
• curva de valoración: representación del pH
frente al volumen de ácido o base añadido.

18. volumetrías
• Las volumetrías se basan en el cambio
brusco de pH que tiene lugar en el punto de
equivalencia.
• Valorando NH3 con HCl, en el punto de
equivalencia hay NH4Cl, de pH<7
• valorando CH3COOH con NaOH, en el
punto de equivalencia hay CH3COONa, de
pH>7
• un indicador es adecuado para una
valoración si vira de color en las
inmediaciones del punto de equivalencia.