1. Ácidos y Bases: Módulo de Aprendizaje
Nombre: _________________________ Curso: ______ Fecha: ____________
Propiedades Generales
Ácidos: Son de sabor agrio, producen cambios de color en los pigmentos vegetales (tornasol de azul
a rojo), reacción con ciertos metales como el zinc, magnesio y hierro para producir hidrogeno
gaseoso, los ácidos reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos para producir dióxido de carbono
gaseoso, las soluciones acuosas conducen al electricidad.
Bases: Son de sabor amargo, se sienten jabonosas, producen cambios de color en los pigmentos
vegetales (tornasol de rojo a azul), las soluciones acuosas conducen al electricidad.
Definición
En las postrimerías del siglo XIX Svante Arrhenius (1859 – 1927) químico Sueco, formuló una teoría
en la que define un ácido una sustancia que se ioniza en agua para producir protones, y una base
como una sustancia que se ioniza en agua para producir hidroxilos.
En 1932 Johannes Bronsted (1879 – 1947) químico Danés, describe una ácido como un donador de
protones y una base como aceptor. Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) químico USA, definió una
base como aquella sustancia que puede donar un par de electrones y un ácido la que puede
aceptarlos.
Par Conjugado ácido-base
La base conjugada de Bronsted es la especie que queda cuando el ácido pierde un protón, y a la
inversa, un ácido conjugado resulta de la adición de un protón a la base de Bronsted.
CH3OOH (ac) + H2O CH3COO- (ac) + H3O+ (ac)
ácido 1 base 2 base 1 ácido 2
NH3 (ac) + H2O (l) NH4+(ac) + OH-(ac)
base 1 ácido 2 ácido 1 base 2

2. La autoionización del agua y la escala de pH
H2O (l) H3O+(ac) + OH-(ac)
El agua funciona coo una base en
reacciones con ácidos tales como el
HCl y HC3COOH, y como ácido con
bases tales como NH3. De echo el
agua misma sufre ionización o
El producto iónico del agua autoionización en pequeño grado.
En el estudio de las reacciones ácido base en disoluciones
KC = [H+] [OH-]/[H2O]
acuosas, la magnitud importante es la concentración del ión
hidrógeno. Aunque el agua experimenta autoionización es un
KC = [H+] [OH-]
electrolito muy débil y, por lo tanto, un conductor eléctrico muy
malo. Puesto que solo una fracción muy pequeña de moléculas
de agua están ionizadas, la concentración de agua permanece
constante, por lo que no se considera en la ecuación.
KW = (1,0 * 10 -7) (1,0 * 10 -7) =1,0*10 -14 La nueva constante de equilibrio, KW, se llama
+ - constante del producto iónico, ya que es el
Siempre que [H ] = [OH ], se dice que la disolución acuosa es neutra. En una
+ producto de las concentraciones molares de los
disolución ácida hay un exceso de iones H , o [H+]> [OH-] y en una básica un
+ -7
exceso de OH- , o [H+] < [OH-]. Si ajustamosiones +H+ y 1,0 * a 25,ºla concentración
la [H ] en OH- 10 -6 C. [H ] = 1,0 * 10 M y
[OH- = 1,0 * cambia
-7
de OH- debe cambiar a. (Es importante recordar] que KW10 M con la
temperatura).
[OH-] = KW / [H+]= 1,0 * 10 -14 / 1,0 * 10 -6 = 1,0 * 10 -8 M
Dado que las concentraciones de
El pH (una medida de acidez) los iones H+ y OH- son a menudo
números muy pequeños y por lo
tanto inconvenientes para trabajar
pH = - log [H+] con ellos, Soren Peer Sorensen
(1868 – 1939) Bioquímico Danés,
propuso un 1909 una medida más
práctica llamada pH. El pH de una
disolución como el logaritmo
negativo de la concentración del ión
de hidrógeno en mol/L.

3. Disoluciones ácidas: [H+]> 1,0 * 10 -7 M, pH< 7,00
Disoluciones básicas: [H+] < 1,0 * 10 -7 M, pH> 7,00
Disoluciones neutras: [H+] = 1,0 * 10 -7 M, pH= 7,00
pOH = - log [OH-] Considerando el producto Una escala análoga a la del pH puede
iónico obtenerse usando el logaritmo negativo
del agua. de la concentración del ión hidroxilo.
[H+][OH-]= KW = 1,0 * 10 -14
Tomando el algoritmo negativo en ambos lados.
-(log [H+]+ log [OH-]) = - log (1,0 * 10 -14)
-log [H+]- log [OH-] = 14 De las definiciones de pH y pOH se obtiene.
pH + pOH = 14,00
1.
Fuerzas de los ácidos y las bases
Los ácidos fuertes son electrólitos fuertes que, para fines prácticos, se supone que se ionizan completamente en el agua.
La mayoría de los ácidos fuertes son ácidos inorgánicos como el Ácido Clorhídrico (HCl), Ácido Nítrico (HNO3), Ácido
Perclórico (HClO4) y Ácido Sulfúrico (H2SO4):

4. Observe que H2SO4 es un ácido diprótico; aquí sólo se
muestra el primer estado de ionización. En el equilibrio, las
disoluciones de los ácidos carecen de moléculas sin ionizar.
La mayoría de los ácidos son ácidos débiles, los cuales si
ionizan, solo en forma limitada, en el agua. En el equilibrio,
las disoluciones acuosas de los ácidos débiles contienen una
mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones hidronios y la
base conjugada. Como ejemplos de ácidos débiles están el
ácido fluorhídrico (HF), el ácido acético (CH3COOH) y el ión
amonio (NH4+). La ionización limitada de los ácidos débiles
está relacionada con su constante de equilibrio de ionización.
Las bases débiles, al igual que los ácidos débiles, son
electrolitos débiles. El amoniaco es una base débil. En el agua
se ioniza en forma limitada.
Observe que el NH3 no se ioniza como un ácido porque no se
desdobla para formar iones de manera semejante a como lo
hace el HCl.
Ácidos débiles y su constante de ionización
ácida
Como se ha visto, existen relativamente pocos ácidos fuertes. La gran mayoría de los ácidos son débiles. Considere un
ácido monoprótico débil, HA. Su ionización en agua se representa como
O simplemente
La expresión de equilibrio para esta ionización es:
Aunque la mayoría de los ácidos son débiles, hay una gran variación de fuerzas. Por ejemplo, la Ka
para HF (7,1 * 10-4) es casi 1.5 millones de veces mayor que HCN (4,9*10-10). Por lo general, es posible calcular la
concentración de iones hidrógeno o de pH de una disolución ácida en equilibrio a partir de la concentración inicial del ácido
y del valor de Ka. De manera alternativa, se conoce el pH así como concentración inicial es posible determinar Ka.
Ej.
Identificar especies presentes en la disolución. La ionización de los ácidos débiles es pequeña, las principales especies son
HF sin ionizar y algunos H+ y F-. Otra especie es H2O, pero como su valor es pequeño Kw (1.0*10-14) se desprecia
La concentración de HF, H+ y F en el equilibrio, expresadas en función de la incógnita x, se sustituyen en la expresión de
la constante de ionización para obtener.

5. Al reordenar esta expresión se tiene.
Si el x es menor a un 5 % de la concentración inicial, se puede hacer una aproximación, de lo contrario hay que resolver la
ecuación de segundo orden.
Al reordenar
Así se obtiene el valor de x (fracción disociada) sin necesidad de utilizar la ecuación de segundo grado.
Y el pH. ¿Qué tan buena es la aproximación?
Bases débiles y su constante de ionización ácida
La ionización de las bases débiles se analiza de la misma manera que la ionización de los ácidos débiles.
Porcentaje de ionización
Como se ha visto, la magnitud Ka indica la fuerza de un ácido. Otra forma de medir la fuerza de un ácido es mediante su
porcentaje de ionización, que se define como.
Cuanto más fuerte es un ácido, mayor será su porcentaje de
ionización.
Relación entre la constante de ionización de los ácidos y sus bases conjugadas
La base conjugada, CH3COO-, suministrada por una disolución de
acetato de sodio (CH3COONa), reacciona con el agua de acuerdo con la
ecuación.
Y la constante de ionización básica se escribe como
Kb = [CH3COOH][OH-] El producto de estas dos constantes de ionización está dado por.
[CH3COO-]
Ka Kb = [H+][CH3COO-] * [CH3COOH][OH-]
[CH3COOH] [CH3COO-]
Ka Kb = [H+][OH-]
Ka Kb = Kw
Tal vez esto parezca extraño a primera vista, pero si sumamos ambas ecuaciones:
1. Kb
2. Ka

6. _____________________________________________________
3. H2O(l) H+(ac) + OH-(ac) Kw
Ácidos Diprótico y Polipróticos
El tratamiento de los ácidos dipróticos y poliprótico es más complicado, dado que estas sustancias pueden ceder más de
un Protón por molécula. Estos ácidos se ionizan por etapas, es decir, pierden un protón cada vez. Se puede escribir una
expresión de la constante de ionización para cada etapa de ionización.
H2CO3 (ac) H+ (ac) + HCO3-(ac) ka1 = [H+][HCO3-]/ [H2CO3]
HCO3-(ac) H+ (ac) + CO3-2 (ac) ka2 = [H+][CO3-2]/ [HCO3-]
Observe que la base conjugada de la primera etapa de ionización se convierte en el ácido de la segunda etapa de
ionización. La primera constante siempre es mucho mayor qua la segunda y así sucesivamente. Esta tendencia resulta
lógica ya que es más sencillo quitar un protón de una molécula neutra que de un ión cargado negativamente. La
determinación de las constantes de equilibrio, concentraciones y pH, tienen el mismo procedimiento, solo que se realizan
por parte, es decir para cada disociación.
Disoluciones Amortiguadoras
Esta debe contener 1) un ácido débil o una base débil y 2) su sal; ambos componentes deben de estar presentes. La
disolución tienen la capacidad de resistir las cambios de pH en la adición de pequeña cantidades tanto de ácidos como de
bases. Los amortiguadores son muy importantes en los sistemas químicos y biológicos. El pH en el cuerpo humano varía
mucho de un fluido a otro; por ejemplo el pH de la sangre es de 7,4, mientras que el jugo gástrico de más o menos 1,5.
Estos valores son cruciales para el funcionamiento adecuado de enzimas y del balance de la presión osmótica, se mantiene
como amortiguadores en la mayoría de los casos. Una disolución amortiguadora debe contener un ácido para reaccionar
con los iones OH- que puedan agregarse, y una base para reaccionar con los H+. Además los ácidos y básicos del
amortiguador no deben consumirse entre sí en una reacción de neutralización. Esto se satisface con un ácido débil y su
base conjugada o una base débil y su ácido conjugado en las mismas cantidades.
Si se agrega un ácido:
CH3COOH (ac) + OH- (ac) CH3COO-(ac) + H2O(l)
Si se agrega una base:
CH3COO-(ac) + H+ (ac) CH3COOH (ac)
Aquí, los iones acetato son proporcionados por la disociación del acetato de sodio.
CH3COONa(s) CH3COO-(ac) + Na+ (ac)
Con el diagrama de distribución podemos apreciar que a valores pequeños de
pH la concentración del CH3COOH es mucho mayor que de CH3COO-, porque la
presencia del ión H+ desplaza el equilibrio hacia la izquierda (Principio de Le
Chatelier). El efecto opuesto ocurre a pH grande por la presencia de OH-.
Para escoger un buen tampón, deberemos escoger de acuerdo al Ka o Kb que
más nos convenga.
Ejemplo: Determinar el pH de un sistema amortiguador que contiene CH3COOH
1,0 M y CH3COONa 1,0 M.
Respuesta: El pH del sistema amortiguador anterior a la adición de un ácido
como el HCl puede calcularse suponiendo que la ionización del ácido acético es
despreciable, al igual que la hidrólisis de los iones acetato, se tiene, al equilibrio.
[CH3COOH] = 0,1 M y [CH3COO-] = 0,1 M
Ka = [H+][CH3COO-] = 1,8 * 10 -5
M
[CH3COOH]
[H+]= Ka [CH3COOH] = (1,8 * 10-5 M)(1,0 M) = 1,8 * 10 -5
M
[CH3COO-] (1, 0 M)
pH = - log (1,8 * 10 -5
)

7. pH = 4,66
Actividades:
1. La concentración de iones OH- en cierta disolución amoniacal para la limpieza doméstica, es 0,0025 M. Calcúlese
la concentración de los iones H+.
2. La concentración de iones H+ en una botella de un vino de mesa fue de 3,2 * 10-4 M, inmediatamente después de
haber sido destapada. Sólo se consumió la mitad del vino; se encontró que la otra mitad, después de haber
permanecido expuesta al aire durante un mes, tuvo una concentración de iones hidrógeno igual a 1,0 * 10-3 M.
Calcúlese el pH del vino en estas dos ocasiones.
3. El pH del agua de lluvia recolectada en cierta región del noreste de Chile fue de 4,82. Calcúlese la concentración
de iones en esa agua de lluvia.
4. En una disolución de NaOH, la [OH-] es de 2,9 * 10-4 M. Calcúlese el pH de la disolución.
5. Prediga la dirección de la siguiente reacción en disolución acuosa.
6. El pH de una disolución de ácido fórmico (HCOOH) 0,10 M es de 2,39. ¿cuál es la Ka del ácido?

8. 7. ¿Cuál es el pH de una disolución de amoníaco 0,400 M?
8. El ácido oxálico (C2H2O4) es una sustancia venenosa que se utiliza, sobre todo, como agente blanqueador y
limpiador (por ejemplo, para eliminar el sarro en las tinas de baño). Calcule las concentraciones de todas las
especies presentes en el equilibrio de una disolución 0,10 M. (Ka= 6,5 * 10-2)