El documento trata sobre las teorías de ácidos y bases. Explica la teoría de Arrhenius, según la cual los ácidos son sustancias que donan iones H+ e hidróxidos y las bases son sustancias que donan iones OH-. También describe la teoría ampliada de Brønsted-Lowry, donde los ácidos ceden protones y las bases los aceptan, incluyendo especies como el amoníaco. Finalmente, introduce conceptos como pares ácido-base conjugados, fuerza relativa de ácidos y bases, y

1. ÍNDICE
• Propiedades de ácidos
y bases
• Teoría de Arrhenius
• Teoría de Brönsted y
Lowry
• Pares conjugados
ácido-base
• Fortaleza de las
especies conjugadas
• Fuerza de ácidos
• Fuerza de bases
• Concepto de pH
• Indicadores

2. • Una de las aplicaciones de las leyes del equilibrio químico es el
estudio del comportamiento en disolución de ácidos, bases y sales.
• Ácidos y álcalis, o bases, son dos tipos de sustancias conocidas y
utilizadas desde la antigüedad. De propiedades cotrapuestas, los
ácidos y las bases se han considerado sustancias opuestas, ya que
los efectos de unos eran neutralizados por los otros.
• En un principio los ácidos conocidos eran de origen orgánico como
el vinagre o el jugo de limón. También las bases tenían una
procedencia biológica, como la orina o las cenizas.
• En la actualidad, la fabricación de ácido sulfúrico e hidróxido
sódico son la base toda industria moderna.
Ácidos y bases Introducción

3. ÁCIDOS
• Poseen sabor ácido
• Enrojecen determinados
pigmentos vegetales de color
azul como el tornasol
• Reaccionan con el mármol
• Reaccionan con los metales
activos, como el cinc,
desprendiendo H2
(Boyle 1663)
Vinagre, zumo de limón …
BASES O ALKALIS
• Poseen sabor amargo.
• Producen una sensación
jabonosa al tacto.
• Devuelven el color azul a
pigmentos enrojecidos
previamente por un ácido.
• Contrarrestan (neutralizan)
las propiedades
características de las
disoluciones ácidas.
Lejía, jabón….
ÁCIDO + BASE  SAL + AGUA

4. 2 HC l + Mg  MgCl2 + H2(g)
2 HCl + CaCO3  CaCl2 + CO2(g) +H2O

5. Sustancia Ingrediente
Ácidos
Acido de batería Acido sulfúrico
Agua
carbonatada
Acido carbónico
Solución para
lavado de ojos
Acido bórico
Conservador de
alimentos
Acido benzoico
Limón, lima,
tomate
Acido cítrico
Removedor de
óxido
Acido fosfórico
Jugo gástrico Acido clorhídrico
Vinagre Acido acético
Vitamina C Acido ascórbico
Leche agria Acido láctico
Sustancia Ingrediente
Bases
Limpiador para el
drenaje
Hidróxido de sodio
Limpiador de
ventanas
Solución de
amoniaco
Mortero y yeso
Hidróxido de calcio
Leche de magnesia
Hidróxido de
magnesio

6. Ácidos y bases (I). Teoría de Arrhenius.
Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos
 BASE es toda sustancia que contiene algún grupo
OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando
iones OH-. Por ejemplo:
NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq)
H2O
HCl (g) Cl- (aq) + H+ (aq)
H2O
Los iones H+, en disolución acuosa, se representan como la
especie H3O+ (aq), que se denomina ion hidronio.
HCl + H2O  Cl- + H3O+
 ÁCIDO es toda sustancia que posee algún átomo de
hidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa,
dando iones H+. Por ejemplo:

7. Indica si el siguiente electrolito, según la teoría de la disociación
electrolítica de Arrhenius, es un ácido, un álcali o una sal
H2CO3 = H+ + HCO3
-
HCO3
- = H+ + CO3
-2
KOH = K+ + OH-
HCOOH = HCOO- + H+
NaClO= Na+ + ClO-
CH3COOH = CH3COO-+ H+
NaOH = Na+ + OH-
CaCO3 =Ca2+ + CO3
2-
Fe(OH)2 = Fe2++ 2OH-
H2CO3= 2H+ + CO3
2-
Al(OH)3= Al3+ + 3OH-
H2SO4 =H+ + HSO4
-

8. • El amoniaco, NH3 es una sustancia claramente básica, pero no contiene
un grupo OH que pueda ionizar y liberar.
• Para explicar el comportamiento del amoniaco, la teoría de Arrhenius
supone que, en primer lugar, reacciona con el agua, formando hidróxido
amónico:
NH3 + H2O  NH4OH
• El hidróxido amónico es la sustancia que se descompone liberando iones
oxidrilo:
NH4OH  NH4
+ + OH-

9.  ÁCIDO es toda especie capaz de ceder un protón. El concepto incluye iones como el
e (formado al disolver NaHCO3 en agua), ya que son capaces de ceder un protón a una
molécula de agua:
       
aq
O
H
aq
CO
aq
O
H
aq
HCO 3
2
3
2
3







3
HCO
 BASE es toda especie capaz de aceptar un protón. Además de las bases típicas
(hidróxidos), hay que incluir el amoníaco, ya que, al disolverse, acepta un protón del
agua, formando el ión amonio:
   
l
O
H
aq
NH 2
3     
aq
OH
aq
NH 4



La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y
bases incluye a la de Arrhenius y la amplía
Ácidos y bases (II).
Teoría de Brönsted y Lowry

10. • La teoría de Brönsted-Lowry explica la basicidad del amoniaco,
NH3, sin necesidad de inventar un supuesto hidróxido amónico,
NH4OH.
• El amoniaco, en presencia de agua, acepta un protón de ella,
liberando iones hidroxilo:
NH3 + H2O  NH4
+ + OH-

11. Para Brønsted-
Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
ácido base base
ácido
Transferencia
protónica
NH3 (aq) + H2O (l)  NH4
+ (aq) + OH- (aq)
* Ya no se limita a disoluciones acuosas
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
Ventajas
Par ácido-base conjugado
Sustancia anfótera
(puede actuar como
ácido o como base)
Par ácido-base conjugados.

12. Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como
ácido o como base se llaman sustancias anfóteras
como ácido
       
aq
OH
aq
BH
l
O
H
aq
B 2





base
conjugada
ácido
 Un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido-base conjugados, por
ejemplo: 
3
HCO

2
3
CO

4
NH (ácido) / NH3 (base) o (ácido) / (base)
como base
       
aq
O
H
aq
A
l
O
H
aq
AH 3
2





base
ácido
conjugado

13. • ¿Cuál es la base conjugada del ácido H2SO4?
HSO4
- SO4
2- SO3
-
• ¿Cuál es la base conjugada del ácido H2PO4
-?
H3PO4 PO4
3- HPO4
2-
• ¿Cuál es la base conjugada del ácido HNO3?
NO2
+ NO3
- NO-
• ¿Cuál es la base conjugada del ácido HClO?
ClO+ Cl+ ClO-
• ¿Cuál es la base conjugada del ácido H2BO3
-?
H3BO3 BO3
3- HBO3
2-
• ¿Cuál es la base conjugada del ácido H3PO4?
H2PO4
- HPO4
2- PO4
3-
• ¿Cuál es la base conjugada del ácido HBr?
HBrO- H2Br- Br-

14. Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácido-
base es una reacción de transferencia de protones
Fortaleza de las especies conjugadas.
Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; y viceversa:
cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada

15. Fuerza de los ácidos.
 Se denominan ácidos fuertes a los ácidos que se encuentran totalmente
disociados en disolución acuosa:
Esta reacción está tan desplazada hacia la derecha que es irreversible
       
aq
O
H
aq
Cl
l
O
H
aq
HCl




 3
2
Si llamamos c0 a la concentración inicial de ácido:
HA + H2O  A- + H3O+
Inicio c0 0 0
Final 0 c0 c0
HClO4 HI HCl HNO3 H2SO4

16. Fuerza de los ácidos.
• Se denominan ácidos débiles a los ácidos que se disocian sólo parcialmente en agua:
HCN (aq) + H2O (aq)  CN- (aq) + H3O+(aq)
• Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda
Si llamamos c0 a la concentración inicial de ácido:
HA + H2O

 A-+ H3O+
Inicio c0 0 0
Final c0(1-α) c0α c0α
Ka =
[A-][H3O+]
[AH] eq
La constante de equilibrio, Ka, se denomina constante de acidez o de ionización.
Para un ácido cualquiera: AH (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O+ (aq)

17. d agua =1 g/cm3
1 g H2O 103 cm3 1 mol H2O
= 55,5 mol/litro
cm3 1 litro 18 g H2O

18. Fuerza de los ácidos.
 Cuanto más fuerte es
el ácido mayor será Ka,
y mayor tendencia
tiene a formarse A-
 El valor de la
constante, Ka, es una
medida de la fuerza de
un ácido
 Como todas las
constantes de
equilibrio, Ka depende
de la temperatura
Ácido
Base
conjugada
Ka
H2SO3 HSO3
-
1,5.10-2
HSO4
- SO4
2-
1,3.10-2
CH3COOH CH3COO-
1,8.10-5
H2CO3 HCO3
-
4,3.10-7
NH4
+ NH3 5,6.10-10
AH (aq) + H2O (l)  A- (aq) + H3O+ (aq)
Ka =
[A-][H3O+]
[AH] eq

19. LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.
ESCALA DE pH.
Equilibrio de autoionización del agua
H2O (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + OH- (aq)
pH = - log [H3O+]
pOH = - log [OH-]
- log 10-14 = - log [H3O+] - log [OH-]
14 = pH + pOH
Kw = [H3O+][OH-]
Producto iónico del agua
A 25ºC, Kw = 10-14
[Tomando logaritmos y cambiando el signo]

20. El valor del pH permite asignar el carácter ácido o
básico de las disoluciones
[H3O+] > [OH-]
Disolución ácida
[H3O+] > 10-7 mol L-1
pH < 7
[H3O+] = [OH-]
Disolución neutra
= 10-7 mol L-1
pH = 7
[H3O+] < [OH-]
Disolución básica
[H3O+] < 10-7 mol L-1
pH > 7

21. Agua pura: [H3O+] = [OH-] ;
[H3O+] = 10-7 pH = 7
[OH-] = 10-7 pOH = 7
DISOLUCIÓN
NEUTRA
[H3O+] = [OH-]
pH = 7
DISOLUCIÓN
ÁCIDA
[H3O+] > [OH-]
pH < 7
DISOLUCIÓN
BÁSICA
[H3O+] < [OH-]
pH > 7
pH
7
ácida básica

22. Relación entre la constante y el grado de disociación
(ionización) “”
 
 
  

2
3
1 1
[ ] [ ]
[ ] ( - )
a
A H O c c c
K
HA c
  
 
HA + H2O

 A-+ H3O+
Inicio c0 0 0
Final c0(1-α) c0α c0α
b
c
K




2
1
 a
K
c

En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4),
alfa se desprecia frente a 1 con lo que: Ka = c a2 (o Kb = c a2 )
b
K
c
 

23. H A + H2O

 A- H3O+
Inicio C0 0 0
Final
equilibrio
C0(1-α) C0α C0α
 El grado de disociación es el tanto por uno de ácido disociado (o
ionizado). Cuanto más desplazado esté el equilibrio hacia la derecha
mayor será el grado de disociación. (Principio de Le Chatelier)
 El grado de disociación de los ácidos fuertes se considera 1
(totalmente disociados)
 El grado de disociación de los ácidos débiles depende de la
concentración del ácido y de su constante de acidez.
H A + H2O

 A- H3O+
Inicio C0 0 0
Final
equilibrio
C0- X X X
HA + H2O  A- + H3O+
c0 0 0
0 c0 c0

24. Fuerza de las bases.
 Cuanto más fuerte es la base, mayor es Kb y el equilibrio se desplaza más a la derecha.
 El valor de la constante, Kb, es una medida de la fuerza de una base.
 Como todas las constantes de equilibrio, Kb depende de la temperatura.
Se denominan BASES DÉBILES, a las bases que se disocian sólo parcialmente en
agua, tras aceptar un protón de ésta:
Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda
   
aq
O
H
aq
NH
2
4


  
 O
H
aq
NH
3
3
La constante de equilibrio, Kb, se denomina constante de basicidad o de ionización;
para una base cualquiera: B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq)
Kb =
[BH+][OH-]
[B] eq
Se denominan BASES FUERTES, a las bases que se encuentran totalmente
disociadas en disolución acuosa, y el ion OH- muestra gran avidez por capturar un
protón:
NaOH (s) + H2O (l)  Na+ (aq) + OH- (aq)

25. • Un ácido será tanto más fuerte, según la teoría de Brönsted -
Lowry, cuanto mayor sea su capacidad para ceder protones. Una
base, por el contrario, será tanto más básica cuanta mayor facilidad
tenga para aceptar protones.
• Es posible medir la fortaleza de un ácido por el porcentaje de
ionización o el grado de ionización que presenta cuando está
disuelto en agua.
• Cuando un ácido es fuerte, al disolverse en agua se encuentra
completamente disociado. La concentración de iones hidronio será la
concentración inicial del ácido. Prácticamente no quedará ácido sin
disociar en la disolución.
• Si se trata de una base fuerte, también ella está completamente
ionizada y la concentración de iones oxidrilo coincidirá con la
concentración inicial de la base. No quedará base en la disolución.

27. RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb CONJUGADA.
• Equilibrio de disociación de un ácido:
HA + H2O  A– + H3O+
• Reacción de la base conjugada con el agua:
A– + H2O  AH + OH–
[ ] [ ] [ ] [ ]
;
[ ] [ ]
  

 
 
3
a b
A H O HA O H
K K
HA A
[ ] [ ] [ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]
a b W
A H O HA O H
K K H O O H K
HA A
  
 

  
    

3
3

28. RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb CONJUGADA.
• Por tanto conocido el valor de Kb para una base, se puede
calcular el valor de Ka de su ácido conjugado: Kw = Ka (AH)
Kb (A-)
• Y viceversa, conocida la constante de un ácido puedo
conocer la constante de su base conjugada.
• En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que
cuanto más fuerte sea un ácido más débil será su base
conjugada.
• Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil pero si un
ácido es débil su base conjugada también es débil.

29. • Los valores de las constantes de acidez
nos permiten predecir en qué sentido está
desplazado el equilibrio
• Un equilibrio ácido-base está desplazado
en el sentido en que el ácido más fuerte,
(con mayor Ka) sea el que ceda el protón
• Si Ka (ácido1) > > Ka (ácido2)  Kc será muy grande
• Si Ka (ácido1) << Ka (ácido2)  Kc será muy pequeña
ácido 1 + base 2  base 1 + ácido 2 Kc

30. 30
Indicadores de pH
• Son sustancias que cambian de color al
pasar de la forma ácida a la básica:
• HIn + H2O  In– + H3O+
forma ácida forma básica
• El cambio de color se considera apreciable
cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–]
• In– · H3O+ HIn
Ka = ——————   H3O+  = Ka · ———
HIn In–
• pH = pKa + log In– / HIn = pKa  1

31. 31
Algunos indicadores de pH
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
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10