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PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA UNMSM
TEMA: ÁCIDOS Y BASES
Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el
jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un
sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos
cuantos cientos de años que se descubrió por qué
estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido,
en realidad, proviene del término Latino acere, que
quiere decir ácido. Aunque hay muchas diferentes
definiciones de los ácidos y las bases en este capítulo
introduciremos los fundamentos de la química de los
ácidos y las bases
ÁCIDOS
Poseen un sabor AGRIO, por ejemplo el vinagre
(ácido acético), el limón (ácido cítrico), el yogurt
(ácido láctico).
Algunos metales activos (IA, IIA, Zn, Mg,...)
reaccionan con los ácidos desprendiendo
hidrógeno (H2).
Ejemplo: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos
produciendo dióxido de carbono (CO2).
Modifican el color de las sustancias denominadas
indicadores. Uno de los indicadores más antiguos
es un tinte vegetal denominado tornasol (vuelve
de color rojo las disoluciones ácidas) y el otro
indicador más habitual en un laboratorio es la
fenoltaleína (en medio ácido la disolución con
fenolftaleína es incolora)
Conducen la corriente eléctrica cuando están
disueltas en agua.
BASES
Tienen sabor amargo y son untuosas al tacto,
ejemplo: el jabón.
Modifican el color de las sustancias denominadas
indicadores: vuelve de color azul las básicas y en
medio básico la disolución con fenolftaleína es
roja grosella.
Conducen la corriente eléctrica cuando están
disueltas en agua.
Neutralizan a los ácidos (antiácidos)
Para poder definir en forma más objetiva, si una
sustancia es ácida, se han podido establecer ciertas
relaciones con su estructura interna, resultando así las
siguientes teorías.
1. TEORÍA DE S. ARRHENIUS
A finales de 1800, el científico sueco Svante
Arrhenius propuso que el agua puede disolver
muchos compuestos separándolos en sus iones
individuales. Arrhenius sugirió que los:
ÁCIDOS.- Son sustancias que (al disolverse en
agua) producen iones H +
.
Ejemplo:
HCl(ac) → H+1
+ Cl-1
BASES.- Son compuestos que (al disolverse en
agua) originan iones (OH) –
Ejemplo:
NaOH(ac) → Na+1
+ OH-1
Nota:
La teoría de Arrhenius se aplica únicamente
en soluciones acuosas
Según Arrhenius, la reacción de
neutralización ocurre así:
H+
(ac) + OH-
(ac) → H2O(l)
2. TEORÍA DE BRONSTED – LOWRY
En 1923, los químicos Brönsted y Lowry (danés
e inglés), por separado, sugirieron un nuevo
concepto para ambas especies químicas:
ÁCIDOS Y BASES
PROPIEDADES GENERALES
TEORÍAS DE ÁCIDOS Y BASES

2. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
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ÁCIDOS.- Es toda sustancia capaz de ceder uno o
más protones (H+
). Es un dador de protones.
BASES.- Es un aceptor de protones, es toda
sustancia capaz de ganar uno o más protones.
Ejemplo:
HNO3 + H2O NO3
-
+ H3O+
ácido base base ácido
conjugada conjugado
NH3 + H2O NH4
+
+ OH-
base ácido ácido base
conjugado conjugada
Nota:
Las sustancias como el agua que se comportan
como ácido o como base se les denominan
ANFÓTERO
3. TEORÍA DE G.N. LEWIS
La teoría Brönsted tiene el inconveniente de que
hay bastantes sustancias que presentan
propiedades ácidas sin disponer de átomos de H
ionizables en su molécula. G.N. Lewis, en 1938,
como extensión a su teoría sobre el enlace
covalente interatómico, propuso que:
ÁCIDO.- Los ácidos podían definirse como
receptores (aceptores) de pares de electrones
(electrofílico)
BASE.- Las bases las podían definirse como
donadores de pares de electrones (nucleofílico)
Ejemplo:
H F H F
   
H  N •
• + B  F → H  N → B  F
   
H F H F
Ácido Base Aducto
Nota:
Los ácidos de Lewis son especies deficientes
de electrones, como los cationes (Fe+3
, Ca+2
,
etc.) o sustancias cuyo átomo central no
completa el octeto (BH3, AlCl3, etc.)
Las bases de Lewis son aquellas que contienen
pares de electrones libres (NH3, H2O, Cl-1
, etc.)
La reacción entre un ácido y una base de Lewis
produce un compuesto de coordinación
complejo o aducto.
Un electrolito es aquella sustancia que contiene iones
libres, los que se comportan como un medio
conductor eléctrico. Debido a que generalmente
consisten de iones en solución, los electrólitos
también son conocidos como soluciones iónicas, pero
también son posibles electrolitos fundidos y
electrolitos sólidos. Pueden ser:
1. Electrolitos fuertes.- Es aquella sustancia que al
disolverse en agua, provoca exclusivamente la
formación de iones con una reacción de
disolución prácticamente irreversible.
Ejemplo:
Ácidos fuertes: HClO4; HI; HBr; HCl; H2SO4
y HNO3.
Reacción de disociación:
HClO4(ac) → H+1
+ ClO4
-1
0,3M 0,3M 0,3M
Bases fuertes: NaOH; KOH; RbOH, CsOH;
Ca(OH)2; Sr(OH)2 y Ba(OH)2.
Reacción de disociación:
Ca(OH)2(ac) → Ca+2
+ 2 OH -1
0,2M 0,2M 0,4M
Sales: NaCl, KNO3, etc.
2. Electrolitos débiles.- Es aquella sustancia que se
disocia en forma parcial o incompleta
(generalmente menos del 5%), por lo tanto
quedará una parte de la concentración inicial del
electrolito en equilibrio con una cierta
concentración de iones disociados. En otras
palabras la concentración del electrolito antes y
después del equilibrio, es decir la inicial y la final
no serán iguales.
Ejemplo:
Ácidos débiles: HF; HNO2; HCN; CH3COOH;
HCOOH; etc.
Bases débiles: Mg(OH)2; NH3; etc.
ELECTROLITOS

3. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
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El agua presenta una conductividad muy baja debido
a que se ioniza en muy poca proporción. Según
Brönsted, es un anfiprótico: pudiendo actuar como un
ácido o como una base, produciéndose el siguiente
equilibrio:
H2O + H2O H3O+
+ OH-
A 25ºC:
+
3
C
2
[H O ][OH ]
K
[H O]
−
=
y como la mayor parte de las moléculas de agua no se
disocian, la concentración de agua se puede
considerar constante y englobarla en KW,
obteniendo:
donde:
KW: producto iónico del agua
Así, podemos distinguir tres tipos de disoluciones
según las proporciones de los iones procedentes de la
ionización del agua:
Neutras: [H3O+
] = [OH-
] = 10-7
Ácidas: [H3O+
] > 10-7
y [H3O+
] > [OH-
]
Básicas: [H3O+
] < 10-7
y [H3O+
] < [OH-
]
Propuesto por Sorensen en 1909. El pH es el
logaritmo decimal del inverso de la concentración de
iones Hidronio (o el menos logaritmo decimal de la
concentración de iones hidronio).
De la aplicación de las propiedades de los logaritmos,
y del conocimiento de los valores posibles de la
concentración de iones Hidronio, obtendremos que el
pH puede variar entre 0 y 14; de modo que los tipos
de disoluciones se caracterizarán:
Si: pH=7; solución neutra.
Si pH<7; solución ácida.
Si pH>7; solución básica
De la misma manera puede definirse el pOH:
Se cumple a 25ºC:
Intervalo de pH para Algunas Sustancias Comunes:
Sustancia Intervalo de
pH
Jugo gástrico
Refrescos
Jugo de limón
Vinagre
Cerveza
Orina (humana)
Saliva (humana)
Plasma sanguíneo (humano)
Leche de magnesia
Amoniaco casero
1,6 – 3,0
2,0 – 4,0
2,2 – 2,4
2,4 – 3,4
4,0 – 5,0
4,8 – 8,4
6,5 – 7,5
7,3 – 7,5
10,5
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SEMANA Nº 12: ÁCIDOS Y BASES
1. Marque la alternativa correcta que corresponda a
la definición de ácido.
I. Sustancia que incrementa la concentración de
los iones hidrógeno en solución acuosa.
II. Especie aceptadora de un protón en reacción
ácido – base.
III. Especie que puede formar enlace covalente
coordinado donando un par de electrones a
otra especie.
A) III B) II C) I; II; III
D) II; III E) I
2. Marque la secuencia correcta de verdadero (V) o
falso (F) con respecto a la definición de base.
I. Sustancia que incrementa la concentración de
iones hidróxido.
II. Especie aceptadora de un protón ácido –
base.
AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
POTENCIAL DE HIDRÓGENO (pH)
pH + pOH = 14

4. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
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III. Especie que puede formar enlace covalente
coordinado donando un par de electrones a
otra especie.
A) VVF B) FVV C) VVV
D) VFV E) FFF
3. Marque la secuencia correcta de verdadero (V) o
falso (F).
I. Ácido fuerte: electrolito que se ioniza
completamente en el agua.
II. Base débil: electrolito que se ioniza
completamente en el agua.
III. Ácido débil: sustancia que se ioniza poco en
el agua.
IV. Base fuerte: sustancia que se ioniza poco en
el agua.
A) VVVV B) FVFV C) VFVF
D) FFVV E) FFFF
4. Según la teoría ácido – base de Bronsted y Lowry
marque la alternativa correcta de verdadero (V) o
falso (F) para las siguientes reacciones:
(1) NH3 + H2O ⇌⇌⇌⇌ NH4
+1
+OH-1
(2) HCO3
-1
+ H2O ⇌⇌⇌⇌ CO3
-2
+ H3O+1
I. El agua en (1) es un ácido de Bronsted.
II. El NH4
+1
es el ácido conjugado del NH3.
III. El agua en (2) es una base de Bronsted.
IV. El OH-1
es la base conjugada del agua en (1).
A) FFVV B) VVFF C) VVFV
D) FVFV E) VVVV
5. Marque la correspondencia reacción: tipo de ácido
– base.
a) HI + H2O(l) → H3O+1
+I-1
b) CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO-1
+ H3O+1
c) Ca(OH)2 + H2O(l) → Ca+2
+ 2 OH-1
d) NH3 + H2O(l) ⇌ NH4
+1
+ OH-1
( ) base débil
( ) ácido fuerte
( ) ácido débil
( ) base fuerte
A) dabc B) dbac C) cabd
D) cbad E) cbda
6. Con respecto al pH marque la secuencia correcta
verdadero (V) o falso (F)
I. Indica la concentración normal de los ácidos
II. Indica el grado de acidez o basicidad de una
sustancia.
III. Es el logaritmo negativo de la concentración
del ión hidronio.
A) VVV B) FVF C) FVV
D) VFV E) FFF
7. Determine el pH de una solución de HCl preparada
a partir de 5mL del ácido 6N que se ha diluido a
300mL.
A) 1,0 B) 0,9 C) 2,0
D) 0,5 E) 1,9
8. ¿Cuál es el pH de una solución de NaOH al 0,4%
W/V?
Dato: P.F (NaOH = 40)
A) 12 B) 14 C) 10
D) 13 E) 11
9. Cuál es el pH de vino cuya concentración de iones
hidronio es 0,0001M.
A) 3 B) 3 C) 4
D) - 2 E) 1
10. ¿Cuántos mg de NaOH se necesitan para
neutralizar completamente 25mL de H2SO4
0,25M?
Dato: P.F (NaOH = 40)
A) 50 B) 125 C) 500
D) 250 E) 25
11. Cuántos mL de HCl 0,05N se necesitan para
neutralizar 20mL de Ca(OH)2 0,015M.
A) 6 B) 12 C) 24
D) 30 E) 18
12. Qué volumen en mL ocupa el CO2(g) a 27ºC y 1
atm de presión, que se produce cuando 50mL de
HCl 0,5N neutralizan al CaCO3 según la reacción:
CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2(g) + H2O
Dato: P.F(CaCO3= 100; CO2 = 44)
R = 0, 082 L.atm/mol. K
A) 614,0 B) 153,8 C) 300,00
D) 307,5 E) 200,0
13. Marque la secuencia correcta de verdadero (V) o
falso (F).

5. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
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I. Un ácido incrementa la concentración de
iones hidronio en solución acuosa.
II. Por el cambio de color del indicador se sabe
si la solución es ácida o básica.
III. El ión NH4
+1
es una base de Lewis.
IV. El agua es una especie anfótera.
A) VFVF B) VVVV C) VFVV
D) VVFV E) VVFF
14. ¿Cuántos mL de H3PO4 0,8M es necesario para
neutralizar 25mL de KOH preparado a partir de
16,8g de la base en 200mL? Asuma para el H3PO4
disociación total.
Dato: P.F(KOH= 56)
A) 31,2 B) 15,6 C) 23,4
D) 46,9 E) 11,7
15. ¿Cuál es la normalidad del HNO3 si 25mL del
ácido neutralizan 30ml de Mg(OH)2 0,06M?
A) 0,072 B) 0,050 C) 0,100
D) 0,216 E) 0,144
16. Marque la alternativa correcta:
I. El NH3 es una base de Lewis
II. En el equilibrio del agua KW = 1x10-14
a 25ºC
III. HF(ac) especie aceptadora de un protón en una
reacción ácido – base.
A) VVV B) VFV C) VVF
D) VFF E) FVV
17. ¿Cuántos mg de Al(OH)3 se necesitan para
neutralizar a 50mL de H2SO4 0,25M?
Dato: P.F(Al(OH)3= 78; H2SO4= 98)
A) 975 B) 325 C) 650
D) 488 E) 163
18. Ordene en forma decreciente según su acidez las
siguientes sustancias:
A) IV, II, III, V, I
B) I, V, II, III, IV
C) IV, III, II, I, V
D) I, V, IV, II, III
E) V, IV, II, III, I
19. Cuál es la normalidad del H3PO4, si 20mL del
ácido neutraliza a 18mL de NaOH al 8%W/V
Dato: P.F(NaOH= 40)
A)0,9 B) 1,8 C) 3,6
D) 0,2 E) 0,4
20. Respecto a la acidez o basicidad de una solución y
valores de pH, marque la secuencia de verdadero
(V) o falso (F), para los enunciados.
I. En una solución básica [H+
] < 1,0 x 10-7
M
II. El pH de las soluciones básicas es mayor que
7.
III. En soluciones ácidas el pH es menor que 7.
IV. En una solución neutra [H+
]=[OH-
] = 1,0 x
10-7
A) FVFV B) VFVF C) FFVV
D) VVVV E) VVFF
PRÁCTICA DOMICILIARIA
1. (UNMSM-1970) Uno de los siguientes compuestos
no se comporta como electrolito:
A) KOH B) H2SO4 C) NaCl
D) CO(NH2)2 E) N.A
2. (UNMSM-2004-I) Marque la secuencia correcta de
verdad (V) o falsedad (F) para los enunciados:
I. Una solución cuya [OH-
] = 10-10
tiene un pH=10
II. En el agua la [OH-
] = [H+
]
III. Una solución ácida tiene la [H+
] mayor que 10-7
A) FVV B) FVF C) VVF D) VFV E) FFV
3. (UNMSM-2004-II) Calcular el pH de una solución
cuyo pOH es 4,5.
A) 8,5 B) 10,5 C) 9,5 D) 7,5 E) 12,5
4. (UNMSM-2009-I) ¿Cuál es el pH de una solución
de NaOH que contiene 40ug de NaOH por litro de
solución?
A) 9 B) 6 C) 7 D) 8 E) 12
Profesor: Antonio Huamán Navarrete
Lima, Abril del 2013
Sustancia pH
Lejía (NaClO) 12,5
Café 5,0
Lluvia 5,6
Zumo de limón 2,4
Sangre 7,39