Es el equilibro entre la acidez y la alcalinidad de los tejidos corporales. Se mide a través del pH. La sangre en el organismo tiene un pH ligeramente básico que es importante para el buen funcionamiento del cuerpo. El organismo tiene a su disposición diferentes sustancias amortiguadoras cuya función es neutralizar los ácidos, que se producen fruto de la actividad y metabolismo normal del cuerpo, y conservar constante el pH sanguíneo, contribuyendo al buen mantenimiento del equilibrio ácido-base.Los residuos ácidos del metabolismo llegan a través de la sangre a los órganos de evacuación. Por ejemplo, el anhídrido carbónico es exhalado por los pulmones como dióxido de carbono. Otros ácidos son eliminados por medio de los riñones y desechados en la orina. Los residuos ácidos del metabolismo llegan a través de la sangre a los órganos de evacuación. Por ejemplo, el anhídrido carbónico es exhalado por los pulmones como dióxido de carbono. Otros ácidos son eliminados por medio de los riñones y desechados en la orina. El equilibrio corporal entre la acidez y la alcalinidad se denomina equilibrio ácido-básico. El equilibrio ácido-básico de la sangre se controla con precisión porque incluso una pequeña desviación de la normalidad afecta gravemente a muchos órganos. El organismo utiliza distintos mecanismos para regular el equilibrio ácido-básico de la sangre. En estos mecanismos intervienen Los pulmones Los riñones Los sistemas estabilizadores del pH Tipos de trastornos del equilibrio ácido-básico Existen dos alteraciones del equilibrio ácido-básico: Acidosis: la sangre contiene demasiado ácido (o muy poca base), lo que resulta en una disminución del pH sanguíneo. Alcalosis: la sangre posee demasiada base (o muy poco ácido), lo que resulta en un incremento del pH sanguíneo. La acidosis y la alcalosis no son enfermedades, sino más bien el resultado de una amplia variedad de trastornos. La presencia de acidosis o de alcalosis es un indicio importante de que existe un trastorno grave. Tipos de acidosis y alcalosis La acidosis y la alcalosis se clasifican, según su causa principal, en Metabólica Respiratoria La acidosis metabólica y la alcalosis metabólica son el resultado de un desequilibrio en la producción y en la eliminación renal de los ácidos o de las bases. La acidosis respiratoria y la alcalosis respiratoria se deben a cambios en la exhalación del dióxido de carbono por trastornos pulmonares o respiratorios. Las personas pueden sufrir más de un trastorno ácido-básico. Compensación de los trastornos ácido-base Cada alteración de tipo ácido-base provoca mecanismos de compensación automáticos que intentan devolver el pH de la sangre a la normalidad. En general, el sistema respiratorio compensa los trastornos metabólicos, mientras que los mecanismos metabólicos compensan las alteraciones respiratorias. En un primer momento, los mecanismos compensatorios pueden restaurar un pH cercano a la normalidad. Por lo tanto, si el pH de la sangre ha cambiad

1. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I
6. Equilibrios ácido-base I

2. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 2
Contenidos
Equilibrios ácido-base I
• Ácidos y bases
• Producto iónico del agua.
• Disoluciones neutras, ácidas y básicas.
• Concepto de pH.
• Ácidos y bases fuertes y débiles: Ka y Kb.
• Grado de ionización.
• Ácidos polipróticos.

3. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 3
Bibliografía recomendada
• Petrucci: Química General, 8ª edición. R. H. Petrucci, W. S. Harwood,
F. G. Herring, (Prentice Hall, Madrid, 2003).
– Secciones 17.1, 17.2, 17.3, 17.4, 17.5, 17.6, 17.9

4. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I
Ácidos y bases

5. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 5
Ácidos y bases
• Teoría de Arrhenius: (punto de partida, superada)
– Ácido: sustancia que produce protones (H+) en agua
– Base o álcali: sustancia que produce iones hidroxilo (OH-) en agua
– ¿Por qué es alcalino el amoniaco, NH3?
• “Porque en disolución acuosa forma NH4OH, que cede OH-.”
• ¡Pero nunca se ha detectado la especie química NH4OH en agua!
• Necesitamos otra teoría
2
( ) ( ) ( )
H O
g ac ac
HCl H Cl
 

 
2
( ) ( ) ( )
H O
s ac ac
NaOH Na OH
 

 
[Lectura: Petrucci 17.1]

6. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 6
Ácidos y bases
• Teoría de Brønsted y Lowry: (aceptada hoy para ácidos y bases en disolución acuosa)
– Ácido: dador de protones
– Base o álcali: aceptor de protones
– Reacción ácido-base: reacción de intercambio de protones
[Lectura: Petrucci 17.2]
2 2
NaOH H O Na H O OH
 
   
ácido
base
3 2 4
NH H O NH OH
 
  
ácido
base
3 2 4
NH H O NH OH
 
 
3 2 4
NH H O NH OH
 
  
ácido base
ácido
base ácido base
2 3
HCl H O Cl H O
 
  
ácido base
conjugados
conjugados

7. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 7
Ácidos y bases
• Teoría de Lewis: (aceptada hoy para ácidos y bases en general)
– Ácido: aceptor de pares de electrones
– Base o álcali: dador de pares de electrones
– Reacción ácido-base: reacción de intercambio de pares de electrones
[Lectura: Petrucci 17.9]
ácido
de Lewis
base
de Lewis
aducto

8. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I
Ácidos y bases en
disolución

9. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 9
Equilibrio de autoionización. Producto iónico del agua
2 2 3
H O H O H O OH
 
  14
,298 1,0 10
w
K 
 
Agua pura:
3
[ ][ ] w
H O OH K
 

(Aunque no escribimos el subíndice
eq, nos referirnos a concentraciones
de equilibrio de aquí en adelante)
14 7
3
[ ] [ ] 1,0 10 1,0 10
H O OH M
   
    
a 25ºC:
3
[ ] [ ]
H O OH
 
 w
K

ácido
base ácido base
débil débil fuerte fuerte
H
H
Anfótero: sustancia que puede actuar como ácido y como base
14 7
3
[ ] [ ] 9,6 10 3,1 10
H O OH M
   
    
a 60ºC:
3
[ ] [ ]
H O OH
 
 3
[ ] [ ]
H O OH
 
 3
[ ] [ ]
H O OH
 

[Lectura: Petrucci 17.3]
Dsln. ácida Dsln. neutra Dsln. básica o alcalina

10. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 10
pH, pOH y pK
Def.:
4
3
[ ] 3,7 10
H O M
 
 
3
log[ ]
pH H O
 
Las concentraciones molares de H3O+ y de OH- en disolución suelen ser mucho
menores que 1 M; p.ej:
11
[ ] 2,7 10
OH M
 
 
3,43
3
[ ] 10
H O M
 
 10,57
[ ] 10
OH M
 

log[ ]
pOH OH
 
3,43
pH  10,57
pH 
14,00
10
w
K 

log
w w
pK K
 
14,00
w
pK 
14
1,0 10
w
K 
 
25ºC
3
[ ][ ] w
H O OH K
 

3
log[ ] log[ ] log w
H O OH K
 
   
w
pH pOH pK
 
25º ;
C 14,00
pH pOH
 
[Lectura: Petrucci 17.3]

11. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 11
pH, pOH y pK
3
[ ]/
H O M

[ ]/
OH M

pH pOH
11,00
11
1,0 10

9,00
9
1,0 10

7,00
7
1,0 10

5,00
5
1,0 10

3,00
3
1,0 10

12
1,0 10
 12,00
10
1,0 10
 10,00
8
1,0 10
 8,00
6
1,0 10
 6,00
4
1,0 10
 4,00
2,00
2
1,0 10

3,00
5,00
7,00
9,00
11,00
2,00
4,00
6,00
8,00
10,00
12,00
3
1,0 10

5
1,0 10

7
1,0 10

9
1,0 10

11
1,0 10

2
1,0 10

4
1,0 10

6
1,0 10

8
1,0 10

10
1,0 10

12
1,0 10

Acidez
Basicidad
[Lectura: Petrucci 17.3]

12. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 12
pH y pOH
Una muestra de agua de lluvia tiene pH=4,35. ¿Cuánto vale [H3O+]?
3
4,35 log[ ]
H O
  3
log[ ] 4,35
H O
  4,35 5
3
[ ] 10 4,5 10
H O M
  
  
Una muestra de un amoniaco de uso doméstico tiene pH=11,28. ¿Cuánto vale
[OH-]?
14,00 14,00 11,28 2,72
pOH pH
    
2,72 log[ ]
OH 
  2,72 3
[ ] 10 1,9 10
OH M
  
  

13. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 13
Ácidos y bases fuertes
Tienen el equilibrio de ionización muy desplazado a la derecha
2 3
HCl H O Cl H O
 
   NaOH Na OH
 
 
- puede considerarse totalmente desplazado, salvo en disoluciones muy concentradas
- el aporte de la autoionización del agua a la concentración de H3O+ en las
disoluciones de ácidos fuertes y de OH- en las de bases fuertes es despreciable
2 3
2H O H O OH
 

Ácidos fuertes más frecuentes Bases fuertes más frecuentes
HCl HBr HI
4
HClO
3
HNO
2 4
H SO (sólo la 1ª ionización)
LiOH NaOH KOH
RbOH CsOH
 2
Mg OH  2
Ca OH
 2
Sr OH  2
Ba OH
[Lectura: Petrucci 17.4]

14. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 14
Ácidos y bases fuertes
Ejemplo: Disolución HCl(ac) 0,015 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares
de las especies presentes en la disolución y el pH?
2 3
HCl H O Cl H O
 
  
0
c
 0
c

0
( )
c

2 3
2H O H O OH
 

w
 w

[ ]
Cl

3
[ ]
H O

[ ]
OH 

0
c
0
c w

w
0
c
0,015M

0,015M

3
[ ] [ ]
w
OH K H O
 

14
1,0 10 0,015

 
13
6,7 10 M

 
13
6,7 10 M

 
1
3
[ ][ ] w
H O OH K
 

2
3
3
~ todo el H3O+ procede de la ionización del ácido
• los OH- proceden de la ionización del agua
• los Cl- proceden de la ionización del ácido
• [H3O+] y [OH-] deben ser consistentes con Kw
log0,015 1,82
pH   
4
[Lectura: Petrucci 17.4]

15. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 15
Ácidos y bases fuertes
Ejemplo: Disolución saturada de Ca(OH)2(ac). ¿Cuánto valen las concentraciones
molares de las especies presentes en la disolución y el pH?
[Ca(OH)2: solubilidad a 25ºC 0,16 g/100 ml.]
2
2 2
( ) ( )
( ) ( ) 2
s ac
Ca OH Ca OH Ca OH
 
 
s
 2s

( )
s

2 3
2H O H O OH
 

w
 w

2
[ ]
Ca 

3
[ ]
H O

[ ]
OH 

s
w
2s w

0,022M

13
2,3 10 M

 
3
[ ] [ ]
w
H O K OH
 
 14
1,0 10 0,044

 
13
2,3 10 M

 
0,044M

1
3
[ ][ ] w
H O OH K
 

3
3
2 ~ todo el OH-procede de la ionización del la base disuelta
• los H3O+ proceden de la ionización del agua
• los Ca2+ proceden de la ionización de la base disuelta
• [H3O+] y [OH-] deben ser consistentes con Kw
2 2
[ ][ ] ps
Ca OH K
 

• la concentración de base disuelta e ionizada es su
solubilidad molar
2s
4
13
log 2,3 10 12,64
pH 
   
[Lectura: Petrucci 17.4]
1
2
0,16 ( )
100 dsln
g Ca OH
ml
0,022M

2
2
1 ( )
74,1 ( )
mol Ca OH
g Ca OH
1000
1
ml
l

16. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I
Ácidos y bases
débiles

17. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 17
Ácidos y bases débiles
Es necesario considerar su equilibrio de ionización
2 3
HA H O A H O
 
  Constante de ionización
o de acidez del ácido HA
[Lectura: Petrucci 17.5]
3
[ ][ ]
[ ]
a
A H O
K
HA
 

2
B H O HB OH
 
  Constante de ionización
o de basicidad de la base B
[ ][ ]
[ ]
b
HB OH
K
B
 

2 3
HCN H O CN H O
 
 
10
6,2 10
a
K 
  9,21
a
pK 
- ácidos más fuertes cuanto mayor Ka (cuanto menor pKa)
3 2 4
NH H O NH OH
 
 
5
1,8 10
b
K 
  4,74
b
pK 
- bases más fuertes cuanto mayor Kb (cuanto menor pKb)

18. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 18
Ácidos débiles
Fuerza
del
ácido

19. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 19
Bases débiles
Fuerza
de
la
base

20. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 20
Ácidos débiles
Disolución HA(ac) c0 M. ¿Concentraciones molares de las especies presentes en la
disolución?
2 3
HA H O A H O
 
 
x
 x

x

2 3
2H O H O OH
 

w
 w

[ ]
A
3
[ ]
H O
[ ]
OH
x

x w
 
w

x
3
[ ][ ] w
H O OH K
 

~ todo el H3O+ procede de la ionización del ácido
(Kw<<Ka)
• los OH- proceden de la ionización del agua
• los A- proceden de la ionización del ácido
[Lectura: Petrucci 17.5]
3
[ ][ ]
[ ]
a
A H O
K
HA
 

[ ]
HA 0
c x
  • el HA se ioniza parcialmente; ¿es Ka suficientemente
pequeña para que c0-x=c0?
2
0
a
x
K
c x


2
0 0
a a
x K x K c
  
2
4
2
a a o a
K K c K
x
  

0
c
2
0
a
x
K
c

1
1
2
2
0 a
x c K

w
K
w
x

0
¿4 ?
a
c K

0
¿4 ?
a
c K

SI
NO

21. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 21
2
0
;
a
x
K
c x


2
0 0 ;
a a
x K x K c
  
0
4 :
a
c K

2
4
2
a a o a
K K c K
x
  
  
0
x 
Si
4
2
a o a
K c K
x
 
0
4 a a
c K K

2
0
4 a a
c K K

o a
c K
2
0
a
x
K
c
 que equivale a aproximar 0 0
c x c

2
0 a
x c K

La aproximación se hace para calcular
Para calcular la concentración de equilibrio de HA se puede usar 0
c x

x

22. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 22
Bases débiles
[Lectura: Petrucci 17.5]
2
0
b
x
K
c x


2
0 0
b b
x K x K c
  
2
4
2
b b o b
K K c K
x
  

2
0
b
x
K
c

1 2
0 b
x c K

w
K
w
x

0
¿4 ?
b
c K

SI
NO
Disolución B(ac) c0 M. ¿Concentraciones molares de las especies presentes en la
disolución?
2
B H O HB OH
 
 
x
 x

x

2 3
2H O H O OH
 

w
 w

3
[ ][ ] w
H O OH K
 

[ ][ ]
[ ]
b
HB OH
K
B
 

[ ]
HB
[ ]
OH
3
[ ]
H O
x

x w
 
w

x ~ todo el OH- procede de la ionización de la base
(Kw<<Kb)
• los H3O+ proceden de la ionización del agua
• los HB+ proceden de la ionización de la base
[ ]
B 0
c x
  • la B se ioniza parcialmente; ¿es Kb suficientemente
pequeña para que c0-x=c0?
0
¿4 ?
b
c K

0
c
1 2

23. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 23
Ácidos débiles
Ejemplo: Disolución HF(ac) 0,15 M. ¿Cuánto valen las concentraciones molares
de las especies presentes en la disolución y el pH? [HF: Ka=6,6x10-4]
2 3
HF H O F H O
 
 
x
 x

x

2 3
2H O H O OH
 

w
 w

0,0099M

12
1,0 10 M

 
14
3
[ ][ ] 1,0 10
w
H O OH K
  
  
[Lectura: Petrucci 17.5]
4
3
[ ][ ]
6,6 10
[ ]
a
F H O
K
HF
 

  
0,15M

3
9,9 10
x 
 
0
¿4 ?
a
c K
 0,60 0,00066 0,60
  SI
[ ]
F
3
[ ]
H O
[ ]
OH
x

x w
 
w

x
[ ]
HF 0
c x
  0
c
2
0
a
x
K
c
 0 a
x c K

0,0099M

w
K
w
x

14
3
1,0 10
9,9 10





12
1,0 10
 
3
[ ] [ ] [ ] [ ]
HF F H O OH
  
  
3
log9,9 10 2,00
pH 
   

24. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 24
Ácidos débiles
Ejemplo: Disolución HF(ac) 0,00150 M. ¿Cuánto valen las concentraciones
molares de las especies presentes en la disolución y el pH? [HF: Ka=6,6x10-4]
2 3
HF H O F H O
 
 
x
 x

x

2 3
2H O H O OH
 

w
 w

0,00072M

11
1,4 10 M

 
14
3
[ ][ ] 1,0 10
w
H O OH K
  
  
[Lectura: Petrucci 17.5]
4
3
[ ][ ]
6,6 10
[ ]
a
F H O
K
HF
 

  
0,00078M

4
7,2 10
x 
 
0
¿4 ?
a
c K
 0,0060 0,00066 0,0067
  NO
[ ]
F
3
[ ]
H O
[ ]
OH
x

x w
 
w

x
[ ]
HF 0
c x
 
2
0
a
x
K
c x


w
K
w
x

14
4
1,0 10
7,2 10





11
1,4 10
 
2
4
2
a a o a
K K c K
x
  

0,00072M

0,00099
o a
c K
 

 
3
[ ] [ ] [ ] [ ]
HF F H O OH
  
  
4
log7,2 10 3,14
pH 
   

25. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 25
Ácidos débiles
Ejemplo: El pH de una disolución HF(ac) 0,0015 M es 3,14. ¿Cuánto vale la
constante de ionización del HF?
2 3
HF H O F H O
 
 
x
 x

x

2 3
2H O H O OH
 

w
 w

14
3
[ ][ ] 1,0 10
w
H O OH K
  
  
3
[ ][ ]
[ ]
a
F H O
K
HF
 

3,14 4
3
[ ] 10 7,2 10
x H O  
   
[ ]
F
3
[ ]
H O
[ ]
OH
x

x w
 
w

x
[ ]
HF 0
c x
 
4 2
4
0
(7,2 10 )
6,6 10
0,0015 0,00072
a
x x
K
c x


 
   
 

26. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 26
Bases débiles
2
B H O HB OH
 
 
x
 x

x

2 3
2H O H O OH
 

w
 w

14
3
[ ][ ] 1,0 10
w
H O OH K
  
  
9
[ ][ ]
1,5 10
[ ]
b
HB OH
K
B
 

  
[ ]
HB
[ ]
OH
3
[ ]
H O
x

x w
 
w

x
[ ]
B 0
c x
  0
c
Ejemplo: Disolución piridina(ac) 0,0015 M. ¿Concentraciones molares de las
especies presentes en la disolución y pH? [Piridina: Kb=1,5x10-9]
6
1,5 10
x 
 
0
¿4 ?
b
c K
 9
0,0060 1,5 10 0,0060

   SI
2
0
b
x
K
c
 0 b
x c K

w
K
w
x

14
6
1,0 10
1,5 10





9
6,7 10
 
6
log1,5 10 5,82
pOH 
   
6
1,5 10 M

 
9
6,7 10 M

 
0,0015M

3
[ ] [ ] [ ] [ ]
B HB OH H O
  
  
6
1,5 10 M

 
14,00 5,82 8,18
pH   

27. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 27
Bases débiles
2
B H O HB OH
 
 
x
 x

x

2 3
2H O H O OH
 

w
 w

14
3
[ ][ ] 1,0 10
w
H O OH K
  
  
[ ][ ]
[ ]
b
HB OH
K
B
 

[ ]
HB
[ ]
OH
3
[ ]
H O
x

x w
 
w

x
[ ]
B 0
c x
 
Ejemplo: El pH de una disolución de piridina(ac) 0,0015 M es 8,18 ¿Cuánto vale
la constante de ionización de la piridina?
5,82 6
[ ] 10 1,5 10
x OH   
   
6 2
9
6
0
(1,5 10 )
1,5 10
0,0015 1,5 10
b
x x
K
c x



 
   
  
14,00 8,18 5,82
pOH   
no es necesario considerar si
se desprecia frente a c0 o no

28. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 28
Grado de ionización
(de un ácido o de una base débiles)
[Lectura: Petrucci 17.5]
Grado de ionización =
2 3
HA H O A H O
 
 
x
 x

x

3
[ ][ ]
[ ]
a
A H O
K
HA
 

[ ]
A
x

[ ]
HA 0
c x
 
0 0
[ ]
A x
c c


 
Molaridad de ácido ionizado
Molaridad de ácido inicial
0
c 

0 (1 )
c 
 
3
[ ]
H O
x
 0
c 

2 2
0
0 (1 )
a
c
K
c




2
0
(1 )
a
c
K




100%

0
c

Ácido fuerte
Ácido débil
1
0
0,5
2
0
4
2
a a o a
K K c K
c

  


29. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 29
Grado de ionización
(de un ácido o de una base débiles)
0
c

Ácido fuerte
Ácido débil
1
0
0,5
Ej.: ¿Cuál es el grado de ionización del HF(ac) 0,0015 M y del HF(ac) 0,15 M de
los ejemplos de más atrás?
HF(ac) 0,0015 M:
HF(ac) 0,15 M:
0 0
[ ]
F x
c c


 
0,00072
0,48 48%
0,0015
   
0,0099
0,066 6,6%
0,15
   

30. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I
Ácidos polipróticos

31. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 31
Ácidos polipróticos
[Lectura: Petrucci 17.6]
Ejemplo: H3PO4, con Ka1 >> Ka2 >> Ka3
3 4 2 2 4 3
H PO H O H PO H O
 
  3
1 7,1 10
a
K 
 
8
2 6,2 10
a
K 
 
13
3 4,4 10
a
K 
 
x
 x
 x

y
 y
 y

z
 z
 z

3 4
[ ]
H PO
2 4
[ ]
H PO
2
4
[ ]
HPO 
3
4
[ ]
PO 
3
[ ]
H O
[ ]
OH
x y
 
y z
 
z

x y z w
   
w





]
[
]
][
[
2
4
3
3
4
HPO
O
H
PO




]
[
]
][
[
4
2
3
2
4
PO
H
O
H
HPO



]
[
]
][
[
4
3
3
4
2
PO
H
O
H
PO
H
2
2 4 2 4 3
H PO H O HPO H O
  
 
2 3
4 2 4 3
HPO H O PO H O
  
 
2 3
2H O H O OH
 

w
 w

14
3
[ ][ ] 1,0 10
w
H O OH K
  
  
0
c x
 
x 2 1
( )
a a
K K

y 3 2
( )
a a
K K

x 1
(& )
w a
K K

2
1
0
a
x
K
c x


2
a
y K

3
a
z x
K
y

w
x w K

y
1
x
2
z
w
3
4

32. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 32
Ácidos polipróticos
[Lectura: Petrucci 17.6]
3 4
[ ]
H PO
2 4
[ ]
H PO
2
4
[ ]
HPO 
3
4
[ ]
PO 
3
[ ]
H O
[ ]
OH
x y
 
y z
 
z

x y z w
   
w

0
c x
 
x
y
x
2
1
0
a
x
K
c x


2
a
y K

3
a
z x
K
y

w
x w K

y
1
x
2
z
w
3
4
Ejemplo: Disolución H3PO4(ac) 3.00 M. ¿Cuánto valen las concentraciones
molares de las especies presentes en la disolución y el pH?
0 1
¿4 ?
a
c K
 3
12,00 7,1 10 12,00

   SI
2
1
0
a
x
K
c
 3
0 1 3,00 7,1 10
a
x c K 
   
1
8
2 6,2 10
a
y K 
  
2
3
a
y
z K
x

0,15
x 
8
13 19
6,2 10
4,4 10 1,9 10
0,15

 

   
3
4 w
K
w
x

14
14
1,0 10
6,7 10
0,15



  
2,85M

0,15M

0,15M

8
6,2 10 M

 
19
1,9 10 M

 
14
6,7 10 M

 
log0,15 0,82
pH   

33. Química (1S, Grado Biología, G12) UAM 2009/10 6. Equilibrio ácido-base I 33
Ácidos polipróticos: El ácido sulfúrico H2SO4
[Lectura: Petrucci 17.6]
2 4
[ ]
H SO
4
[ ]
HSO
2
4
[ ]
SO 
3
[ ]
H O
[ ]
OH
0
c x
 
x

0
c x w
  
w

0

0
c x

0
2
0
( )
a
x c x
K
c x



0
w
K
w
c x


0,49M

0,51M

0,011M

14
2,0 10 M

 
log0,51 2,92
pH   
1ª ionización: ácido fuerte; 2ª ionización: ácido débil
2 4 2 4 3
H SO H O HSO H O
 
  
2
2 1,1 10
a
K 
 
0
( )
c
 0
c
 0
c

x
 x
 x

2
4 3
4
[ ][ ]
[ ]
SO H O
HSO
 


2
4 2 4 3
HSO H O SO H O
  
 
2 3
2H O H O OH
 

w
 w

14
3
[ ][ ] 1,0 10
w
H O OH K
  
  
0
2
0
a
c x
K
c
0,011
x 
Ejemplo: Disolución H2SO4(ac) 0,50 M. ¿Concentraciones molares de las
especies presentes en la disolución y pH? [Ka2=1,1x10-2]
14
14
1,0 10
2,0 10
0,51



  
2 0,011
a
x K 