EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

1. EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
1
Mg. Virginia González Blas de Herrera
Doctorado en Ciencias Biomédicas
Maestría en Ciencias Químicas

2. CARACTERÍSTICAS DE ACIDOS Y BASES
ÁCIDOS BASES:
•Sabor agrio.
•Corrosivos para la piel.
•Enrojecen ciertos colorantes
vegetales.
•Disuelven sustancias
•Atacan a los metales
H2
•Rx con bases, se neutralizan
• Sabor amargo.
•Corrosivos con la piel.
•Color azul ciertos colorantes
vegetales.
•Precipitan sustancias disueltas
por ácidos.
•Disuelven grasas.
•Rx con ácidos, se neutralizan
2

3. TEORÍA DE ARRHENIUS
“Disociación iónica”, 1887 el sueco
Svante Arrhenius, premio nobel 1903
Los Electrolitos, en disolución se
disocian en cationes y aniones.
ÁCIDO: Sustancia que en disolución
acuosa disocia cationes H+.
HA + aq ↔ H+ + A-
BASE: Sustancia que en disolución
acuosa disocia aniones OH–.
BOH + aq ↔ B+ + -OH
3

4. TEORIA BRÖNSTED-LOWRY.
Cada uno por su lado crearon esta teoría
incluyendo el concepto del par acido-base
conjugado
ÁCIDOS:
“Sustancia que en disolución cede H+ ”
BASES:
“Sustancia que en disolución acepta H+ ”
4
Bronsted, Johannes.
Danés
Lowry, Thomas. Inglés

5. TEORÍA DE LEWIS
ÁCIDOS:
 “Contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de
electrones y formar un enlace covalente coordinado”.
BASES:
 “Contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de
electrones para formar un enlace covalente coordinado”.
 Ejemplos:
HCl (g) + H2O (l)  H3O+
(ac) + Cl–
(ac)
 El HCl ácido, al disociarse el átomo de H+ acepta un par de
electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado
H3O+
5

6. TEORÍA DE LEWIS
 NH3 (g) + H2O (l)  NH4
+
(ac) + OH–
(ac)
 El NH3 base, contiene un átomo (de N) que aporta un par de
electrones en la formación del enlace covalente coordinado
(NH4
+).
 Sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3
pueden actuar como ácidos:
 AlCl3 + :NH3  Cl3Al:NH3
 Cl H Cl H
| | | |
Cl–Al + : N–H  Cl–Al  N – H
| | | |
Cl H Cl H
6

7. DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS:
AH (aq)  A– + H+
 HCl (aq)  Cl– + H+
 H2SO4 (aq)  SO4
2– + 2 H+
7
DISOCIACIÓN DE BASES:
 BOH (aq)  B + + OH–
 NaOH (aq)  Na+ + OH–
 Ca(OH)2 (aq)  Ca2+ + 2 OH–

8. PAR ÁCIDO / BASE CONJUGADO
 En un medio, una sustancia se comporta como ácido (cede H+) , otra se
comporta como base (captura dichos H+).
 Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su:
“Base conjugada”
 Cuando una base captura H+ se convierte en su “Acido conjugado”.
8
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)
– H+
+ H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)
+ H+
– H+

9. Disociación de un ácido:
HCl (g) + H2O (l)  H3O+
(ac) + Cl–
(ac)
El H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma
en Cl– (base conjugada)
Disociación de una base:
NH3 (g) + H2O (l) ↔ NH4
+
(ac) + OH–
(ac)
El H2O actúa como ácido, cede H+ al NH3 y se transforma en
NH4
+ (ácido conjugado)
9
base Base conjugada
acido acido conjugado
EJEMPLO PAR ÁCIDO / BASE CONJUGADO

10. NEUTRALIZACIÓN
H+ + OH– → H2O
 Al rx un ácido con una base ocurre la formación de
agua:
NaOH +HCl → H2O + NaCl (Na+ + Cl–)
 El anión disociado del ácido y el catión disociado de la
base quedan en disolución inalterados (sal disociada):
10

11. EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA
Experimentalmente se demostró que el agua tiene una pequeña
conductividad eléctrica: está parcialmente disociada en iones:
2 H2O (l)  H3O+
(ac) + OH–
(ac)

 Como H2O es constante por tratarse de un líquido, se incluye en la
constante a la que llamaremos Kw
11
  
 2
2
3
O
H
OH
O
H
Kc



 2
2
. O
H
Kc
Kw 

 [ ]×[ ]
-
w 3
K H O OH

12. PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA
12

 [ ]×[ ]
-
w 3
K H O OH
El valor del producto iónico del agua es:
KW (25ºC) = 10–14 M2
En el caso del agua pura:
    M
M
OH
O
H 7
2
14
3 10
10 







13. POTENCIAL HIDROGENIÓNICO
Matemáticamente:
Para el agua pura: H3O+=10–7 M
pH = – log 10–7
pH= 7
13
3
pH log [H O ]

 

14. DISOLUCIONES SEGÚN PH
 Ácidas: H3O+ > 10–7 M  pH < 7
 Básicas: H3O+ < 10–7 M  pH > 7
 Neutras: H3O+ = 10–7 M  pH = 7
 En todos los casos: Kw = H3O+ · OH–
 Si H3O+ aumenta (disociación de un ácido), la OH–
debe disminuir para que el producto de ambas
concentraciones continúe valiendo 10–14 M2 14

15. PH EN SUSTANCIAS COMUNES
15
ÁCIDO BÁSICO
14
1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13
5 7
Zumo de
limón Cerveza
Leche
Sangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada

16. POH: POTENCIAL HIDROXILIÓNICO
Matemáticamente, por analogía con pH:
Para el agua pura:  OH– =10–7 M
pOH = – log 10–7
pOH= 7
para una temperatura de 25ºC.
pOH log [OH ]

 
16

17. PH Y POH
Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
Para el agua a una temperatura de 25ºC.
Si los valores de pH y pOH son siete:
pH + pOH = 14
pKw= - log Kw
pKw= - log (10–14 )
pKw= 14
pKw= pH + pOH
17

18. EJEMPLO: EL PH DE UNA DISOLUCIÓN ACUOSA ES 12,6. ¿CUAL SERÁ
LA OH– Y EL POH A LA TEMPERATURA DE 25ºC?
 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:
 KW 10–14 M2
OH– = ——— = —————— = 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
18

19. ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES
19
[A–] [H+]
[H+]
[A–]
[HA]
[HA]
Ácido fuerte
[HA]
Ácido débil

20. EJEMPLO:
JUSTIFICAR PORQUÉ EL IÓN HCO3
– ACTÚA COMO ÁCIDO FRENTE
AL NAOH Y COMO BASE FRENTE AL HCL.
 El NaOH proporciona OH– a la disolución:
NaOH (ac)  Na+ + OH–
 y HCO3
– + OH– ↔ CO3
2– + H2O
 el ión HCO3
– actúa como ácido.
 El HCl proporciona H+ a la disolución:
HCl (ac)  H+ + Cl–
 y HCO3
– + H+ ↔ H2CO3 (CO2 + H2O)
 el ión HCO3
– actúa como base.
20

21. FUERZA DE LOS ÁCIDOS.
En disoluciones acuosas diluidas se considera:
(H2O  constante) y la fuerza de un ácido HA
depende de la constante de equilibrio (Kc ) de la Rx:
HA + H2O ↔ A– + H3O+
21
constante de
acidez
  
  
O
H
HA
O
H
A
Kc
2
3


     
 
Ka
HA
O
H
A
O
H
Kc 



3
2
.
  
 
HA
O
H
A
Ka


 3

22. FUERZA DE ÁCIDOS (CONT.)
 Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o
débiles:
 Si Ka > 100  El ácido es fuerte y estará disociado
casi en su totalidad.
 Si Ka < 1  El ácido es débil y estará sólo
parcialmente disociado.
 Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un
ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M
22

23. ÁCIDOS POLIPRÓTICOS

23

24. EJEMPLO: SABIENDO QUE LAS CONSTANTES DE ACIDEZ DEL ÁCIDO
FOSFÓRICO SON: KA1 = 7,5 X 10–3, KA2 = 6,2 X 10–8 Y KA3 = 2,2 X 10–13,
CALCULAR LAS CONCENTRACIONES DE LOS IONES H3O+, H2PO4
–,
HPO4
2– Y PO4
3– EN UNA DISOLUCIÓN DE H3PO4 0,08 M.
Equilibrio 1: H3PO4 + H2O ↔ H2PO4
– H3O+
c. in.(mol/l): 0,08 - 0 0
c. eq.(mol/l): 0,08 – x - x x
 x = 0,021
24
 


   

2
3
2 4 3
1
3 4
[ ] [ ]
7,5 10
[ ] 0,08
a
H PO H O x
K M
H PO x
 
 
2 4 3
[ ] [ ] 0,021
H PO H O M

25. Equilibrio 2: H2PO4
– + H2O ↔ HPO4
2– + H3O+
c. in.(mol/l): 0,021 - 0 0,021
c. eq.(mol/l): 0,021 – y - y 0,021 +
 y = 6,2 x 10–8 M
Equilibrio 3: HPO4
2– + H2O ↔ PO4
3– + H3O+
c. in.(mol/l): 6,2 x 10–8 - 0 0,021
c. eq.(mol/l): 6,2 x 10–8– z - z 0,021 +
 z = 6,5 x 10–19 M
 
 
2 8
4
[ ] 6,2 10
HPO M
25
 


  
   

2
8
4 3
2
2 4
[ ] [ ] (0,021 ) 0,021
6,2 10
0,021 0,021
[ ]
a
HPO H O y y y
K M
y
H PO


  
  
   
  
13
3 4 3
2 2 8 8
4
[ ] [ ] (0,021 ) 0,021
2,2 10
[ ] 6,2 10 6,2 10
a
H PO H O z z z
K M
HPO z
 
 
3 19
4
[ ] 6,5 10
PO M

26. FUERZA DE BASES

26
 Kb constante de
basicidad
  Kb
O
H
Kc 
2
.
  
 
BOH
B
OH
Kb



.

27. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES Y PK
 Por analogía con el pH se denomina pK:
 A mayor valor de Ka o Kb, mayor será la fuerza del
ácido o de la base.
 Igualmente, a menor valor de pKa o pKb menor será la
fuerza del ácido o de la base.
27
pKa= – log Ka pKb= – log Kb

28. 28

29. EJEMPLO: DETERMINAR EL PH Y EL POH DE UNA
DISOLUCIÓN 0,2 M DE NH3 SABIENDO QUE
(25ºC) = 1,8 · 10–5 M
Equilibrio: NH3 + H2O ↔ NH4
+ + OH–
conc. in.(mol/l): 0,2 0 0
conc gastada x _ _
conc formada _ x x
conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x
NH4
+ x OH– x2
Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M
NH3 0,2 – x
De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M
pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72
pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28
29

30.  Equilibrio de disociación de un
 ácido: HA +H2O ↔ A- + H3O+
 Reacción de la base conjugada con el agua:
A- + H2O ↔ HA + OH-
30
  
 
HA
O
H
A
Ka


 3
  
 
A
OH
HA
Kb


  
 
  
 
A
OH
HA
HA
O
H
A
Kb
Ka



 .
. 3
  


 OH
O
H
Kb
Ka 3
.
Relación entre Ka y Kb conjugada

31. RELACIÓN ENTRE KA Y KB
La relación (Ka . Kb = KW) expresa:
Un ácido fuerte tiene una base conjugada
débil.
Un ácido es débil tiene base conjugada
fuerte.
A la constante del ácido o base conjugada
en la reacción con el agua se le suele llamar
constante de hidrólisis “Kh”.
31

32. EJEMPLO: CALCULAR LA KB DEL KCN SI SABEMOS QUE LA KA
DEL HCN VALE 4,9 · 10–10 M.
El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Su
base conjugada, CN–, será una base relativamente fuerte.
Su rx con el agua será:
CN– + H2O ↔ HCN + OH–
KW 10–14 M2
Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M
Ka 4,9 x 10–10 M
32

33. GRADO DE DISOCIACIÓN “”
 Porcentaje de un ácido o una base que se encuentra
disociado.
 Depende de su concentración
 Relacionado con Ka en el ácido ó Kb en la base.
 En la disociación de un ácido o una base
 Para ácidos o bases muy débiles ( Ka /C ó Kb /C < 10–
4),
  se desprecia frente a 1 con lo que:
 Ka = C2 y Kb = C2
 De donde: y
33
b
c
K




2
1
 
 
  

2
3
1 1
[ ] [ ]
[ ] ( - )
a
A H O c c c
K
HA c
  
 
 a
K
c
  b
K
c


34. 34
AH ↔ A- + H+
Ec.
Henderson-
Hasselbach
EC. DE HENDERSON-HASSELBACH
   
 
AH
A
H
Ka



 log
log
log    
 
AH
A
Ka
H




 log
log
log
 
 
acido
base
pKa
pH log


Aplicamos logaritmo decimal y ordenamos
  
 
AH
H
A
Ka




35. 35
pKa de algunos sistemas ácido-base
Acido pKa
Ác. Fórmico 3.75
Ác. Acético 4.76
Ác. Fosfórico:
Disociación 1
Disociación 2
Disociación 3
2.14
7. 20
12.40
Base pKa
Amoníaco 9.25
Metilamina 10.60

36. PH DE ÁCIDOS DÉBILES
  
 
HA
A
O
H
Ka



.
3     x
A
O
H 
 

3
C
x
Ka
2

  KaC
O
H 

3
   
C
Ka
O
H log
log
2
1
log 3 


 
C
pKa
pH log
2
1
2
1


HA + H2O ↔ A– + H3O+
C
Ka
x .
2

C
Ka
x .

C
x
C 

Acido
débil

37. POH DE BASES DÉBILES:
  
 
BOH
B
OH
Kb



.
    x
B
OH 
 
 :
 
  C
x
BOH
OH
Kb
2
2



 
C
OH
Kb
2


  KbC
OH 

   
C
Kb
OH log
log
2
1
log 


 
C
pKb
pOH log
2
1
2
1


BOH + H2O ↔ B+ + OH–
  C
x
C
BOH 


Base
débil

38. EJERCICIO: EN UN LABORATORIO SE TIENEN DOS MATRACES, UNO CONTENIENDO 15 ML DE HCL
CUYA CONCENTRACIÓN ES 0,05 M Y EL OTRO 15 ML DE ÁCIDO ETANOICO (ACÉTICO) DE
CONCENTRACIÓN 0,05 M
A) CALCULE EL PH DE CADA UNA DE ELLAS.
B) ¿QUÉ CANTIDAD DE AGUA SE DEBERÁ AÑADIR A LA MÁS ÁCIDA PARA QUE EL PH DE LAS DOS
DISOLUCIONES SEA EL MISMO? DATO: PARA EL ÁCIDO ETANOICO, SU KA = 1,8 X 10-5

38

39. HIDRÓLISIS DE SALES
 Reacción de iones de una sal con el agua.
 apreciable cuando estos iones proceden de un
ácido o una base débil:
 Hidrólisis ácida (de un catión):
NH4
+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
 Hidrólisis básica (de un anión):
CH3–COO– + H2O ↔ CH3–COOH + OH–
39

40. TIPOS DE HIDRÓLISIS.
Según procedan el catión y el anión de un ácido o una
base fuerte o débil, las sales se clasifican en:
1. Sales de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl
2. Sales de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCN
3. Sales de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH4Cl
4. Sales de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH4CN
40

41. 1. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y
BASE FUERTE.
 Ejemplo: NaCl
 NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS,
tanto el Na+ un ácido muy débil
como el Cl– base muy débil
apenas reaccionan con agua. Es
decir los equilibrios:
Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+
Cl– + H2O HCl + OH–
 están muy desplazado hacia la
izquierda.
 pH ≈ 7
 Ejemplo: NH4Cl
 SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA
ya que el NH4
+ es un ácido
relativamente fuerte y
reacciona con agua mientras
que el Cl– es una base débil y
no lo hace de forma
significativa:
 NH4
+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
 pH < 7 (dis. ácida).
41
2. Sales de ácido fuerte y base
débil.

42. EJEMPLO: SABIENDO QUE KA (HCN) = 4,0 · 10–10 M, CALCULAR
EL PH Y EL GRADO DE HIDRÓLISIS DE UNA DISOLUCIÓN
ACUOSA DE NACN 0,01 M.
La reacción de hidrólisis será:
CN– + H2O ↔ HCN + OH–
 HCN · OH– KW
Kh(CN–) = —————— = —————— =
CN– 4,0 · 10–10 M
 1 · 10–14 M2
Kh(CN–) = —————— = 2,5 · 10–5 M
4,0 · 10–10 M
42

43. EJEMPLO: SABIENDO QUE KA (HCN) = 4,0 · 10–10 M, CALCULAR
EL PH Y EL GRADO DE HIDRÓLISIS DE UNA DISOLUCIÓN
ACUOSA DE NACN 0,01 M.
 CN– + H2O ↔ HCN + OH–
 Conc inic. (M) 0,01 0 0
 Conc equil. (M) 0,01(1–) 0,01  0,01 
 HCN x OH– (0,01 )2 M2
2,5 · 10–5 M = —————— = ——————
CN– 0,01(1–) M
 Despreciando  frente a 1, se obtiene que  = 0,05
 KW 10–14 M2
H3O+ = ——— = —————— = 2,0 x 10–11 M
OH– 0,01 M x 0,05
 pH = – log H3O+ = – log 2,0 x 10–11 M = 10,7
43

44. SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
 Reguladoras, Tampón o Buffer,
tienen la capacidad de mantener
el pH al añadir pequeñas
cantidades de ácido ó base.
 La preservación del pH es vital
para las células de todos los seres
vivos.
 Las enzimas que catalizan
reacciones bioquímicas son
eficientes en estrechos límites de
pH.• Por esta razón el cuerpo
humano tiene un sistema
complicado de amortiguadores.
 La sangre regula el pH entre 7.35
y 7.40
44

45.  Pueden estar formadas por:
 Amortiguador Acido:
 ácido débil / sal del ácido débil con
catión neutro:
 Ejemplo:
 ácido acético/acetato de sodio.
 Amortiguador Básico:
 base débil /sal de la base débil con
anión neutro:
 Ejemplo:
 amoniaco/cloruro de amonio.
45
Soluciones Amortiguadoras

46. PH Y POH DE UN BUFFER
 
 
acido
sal
pKa
pH log


46
   
 
acido
sal
H
Ka log
log
log 
 
   
 
base
sal
OH
Kb log
log
log 
 
 
 
base
sal
pKb
pOH log


Buffer ácido Buffer básico
  
 
AH
H
A
Ka


   
 
BOH
OH
B
Kb




47. 47
Donde:
C, es la molaridad de ácido o base fuerte necesaria
para producir una modificación del pH en una
unidad
Cuando [ácido] = [base]: pH = pKa
-Debido a eso la capacidad tampón “b ” es máxima
en las proximidades del pKa
pH
C
pH
C






b
Capacidad tampón “b ”

48. VARIACIÓN DEL PH AL AÑADIR PEQUEÑAS CANTIDADES DE
NAOH O HCL A UNA SOLUCIÓN AMORTIGUADORA
48
© Ed. Santillana

49. 49
1. Sistema carbónico-bicarbonato
• pKa relativamente alejado del pH fisiológico
• Ácido: [CO2] Base: [HCO3
-]
• [CO2]: regulado por la respiración
[HCO3
-]: regulado por excreción renal
2. Sistema de los fosfatos
CO2 + H2O H2CO3 HCO3
-
+ H+
Amortiguadores fisiológicos
H3PO4 H2PO4
-
HPO4
--
PO4
---
La segunda disociación tiene un pKa adecuado al
tamponamiento fisiológico, pero su concentración es
relativamente baja.

50. 50
Buffer proteínico
- Las proteínas tienen una gran cantidad de grupos
disociables que contribuyen a su capacidad tampón.
- Es un sistema de gran capacidad
- Son particularmente eficientes como tampones las
proteínas ricas en el aminoácido histidina
HN
NH
CH2
CH
N C
O
H
HN
N
CH2
CH
N C
O
H
+ H+
Amortiguadores fisiológicos

51. EJEMPLO: CALCULAR EL PH DE UNA DISOLUCIÓN TAMPÓN FORMADA
POR UNA CONCENTRACIÓN 0,2 M DE ÁCIDO ACÉTICO Y 0,2 M DE
ACETATO DE SODIO. KA (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M.
51

52. EJEMPLO: CALCULAR EL PH DE UNA DISOLUCIÓN TAMPÓN FORMADA
POR UNA CONCENTRACIÓN 0,2 M DE ÁCIDO ACÉTICO Y 0,2 M DE
ACETATO DE SODIO. KA (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M
 CH3–COO–  · H3O+ (0,2+x) · x M2
1,8 · 10–5 M = ————————— = ——————
CH3–COOH (0,2 – x) M
 De donde se deduce que:
 x = H3O+ = 1,8 · 10–5 M
 pH = – log H3O+ = 4,74 52
 El acetato está totalmente disociado:
 CH3–COONa  CH3–COO– + Na+
 El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada
(acetato):
 H2O + CH3–COOH ↔ CH3–COO– + H3O+
 cin (M) 0,2 0,2 0
 ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x

53. EJERCICIO: ¿CÓMO VARIARÁ EL PH DE LA DISOLUCIÓN ANTERIOR AL
AÑADIR A UN 1 LITRO DE LA MISMA : A) 0,01 MOLES DE NAOH; B)
0,01 MOLES DE HCL?
a) Al añadir NaOH (Na+ + OH–), se producirá la neutralización del ácido acético:
CH3COOH + NaOH  CH3COO– + Na+ + H2O
Suponiendo que la adición de la base apenas afecta al volumen:
[CH3COOH] = (0,2 –0,01)/1 M = 0,19 M
[CH3COO–] = (0,2 + 0,01)/1 M = 0,21 M
H2O + CH3–COOH ↔ CH3–COO– + H3O+
cin (M) 0,19 0,21 0
ceq (M) 0,19 – x 0,21 + x x
53
(0,21 + x) · x M2
1,8 · 10–5 M = ———————
(0,19 – x) M
De donde se deduce que x = H3O+ = 1,63 · 10–5 M
pH = – log H3O+ = 4,79
b) Al añadir HCl (H3O+ + Cl–), los H3O+ reaccionarán con los CH3COO–:
CH3COO–+ HCl  CH3COOH + Cl–
[CH3COOH] = (0,2 + 0,01) /1 M = 0,21 M
[CH3COO–] = (0,2 –0,01) /1 M = 0,19 M
Repitiendo el proceso obtenemos que pH = 4,70

54. INDICADORES DE PH
(ÁCIDO- BASE)

54

55. ALGUNOS INDICADORES DE PH
55
Indicador
Color
forma
ácida
Color
forma
básica
Zona de
viraje
(pH)
Violeta de
metilo
Amarillo Violeta 0-2
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de
metilo
Rojo Amarillo 4-6
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleín
a
Incoloro Rosa 8-10

56. VALORACIONES ÁCIDO-BASE
 Valorar es medir la concentración de un
determinado ácido o base a partir del análisis
volumétrico de la base o ácido utilizado en la
reacción de neutralización.
 La neutralización de un ácido/base con una
base/ácido de concentración conocida se
consigue cuando:
n(OH–) = n(H3O+).
 La reacción de neutralización puede escribirse:
 b HaA + a B(OH)b  BaAb + a·b H2O
 BaAb (aBb+ + bAa–)
 En realidad, la sal se encuentra disociada, por lo
que la única reacción es: H3O+ + OH–  2
H2O
 n(ácido) x a = n(base) x b 56

57. VALORACIONES ÁCIDO-BASE
 Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b
 La concentración expresada como
Normalidad:
 Normalidad = Molaridad x n (H u OH)
 Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
 En el caso de sales procedentes de
ácido o base débiles debe utilizarse un
indicador que vire al pH de la sal
resultante de la neutralización. 57

58. GRÁFICA DE VALORACIÓN DE VINAGRE
CON NAOH
58
Zona de viraje fenolftaleína
20 40 60 V NaOH(ml)
12
10
8
6
4
2
pH

59. 59
Titulación de ácido acético
Base añadida
0 1
pH
1
2
3
4
5
6
7
8
9
Comportamiento tampón

60. EJEMPLO: 100 ML DE UNA DISOLUCIÓN DE H2SO4 SE
NEUTRALIZAN CON 25 ML DE UNA DISOLUCIÓN 2 M DE
AL(OH)3 ¿CUÁL SERÁ LA [H2SO4]?
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3  3SO4
2– +2Al3+ + 6 H2O
 25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x Mácido x 2
 De donde:
 25 ml x 2 M x 3
Mácido = ——————— = 0,75 M
100 ml x 2
[H2SO4] = 0,75 M
 Vácido x Nácido = Vbas x Nbase (Nbase= 3 x Mbase)
 100 ml x Nácido = 25 ml x 6 N
 Nácido = 1,5 N  Mácido= Nácido/2 = 0,75 M 60

61. EJEMPLO: 100 ML DE UNA DISOLUCIÓN DE H2SO4 SE NEUTRALIZAN
CON 25 ML DE UNA DISOLUCIÓN 2 M DE AL(OH)3 ¿CUÁL SERÁ
LA [H2SO4]?
 Podríamos haber calculado n(H2SO4) a partir del cálculo
estequiométrico, pues conocemos
n(Al(OH)3 = V· M = 25 ml · 2 M = 50 mmoles
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3  3SO4
2– +2Al3+ + 6 H2O
3 mol H2SO4 2 mol Al(OH)3
————— = ——————
n(H2SO4) 50 mmoles
n(H2SO4) = 75 mmol
n (H2SO4) 75 mmol
[H2SO4] = ————— = ———— = 0,75 M
V(H2SO4) 100 ml 61

62. EJERCICIO D: SI 10,1 ML DE VINAGRE HAN NECESITADO 50,5 ML
DE UNA BASE 0,2 N PARA SU NEUTRALIZACIÓN. A) CUÁL SERÁ LA
NORMALIDAD DEL ÁCIDO EN EL VINAGRE; B) SUPONIENDO QUE SU
ACIDEZ SE DEBE AL ÁCIDO ACÉTICO (ÁCIDO ETANOICO). ¿CUÁL ES EL
PORCENTAJE EN PESO DEL ÁCIDO ACÉTICO SI LA DENSIDAD DEL VINAGRE
ES DE 1,06 G/ML?
a) Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
50,5 ml x 0,2 N
Nácido = —————— = 1 N Mácido = 1 M
10,1 ml
b) Supongamos que tenemos un litro de vinagre:
m(á. acético) = Molaridad x M x V =
= 1 mol/L x 60 g/mol x 1 L = 60 g
 msoluto 60 g
% = ———— x 100 = ——— x 100 = 5,66 %
mdisolución 1060 g
62

63. 63
pKa de acidos debiles pKb de bases debiles

64. REGULACION ACIDO BASE
64
El sistema de regulación
ácido-base protege al
organismo de las
modificaciones de pH,
debidas a la continua
formación de diversos
ácidos producidos en el
curso del metabolismo; el
pH del liquido extracelular
es de 7.35-7.45

65. 65

66. EQUILIBRIO ACIDO BASE
66