elementos de criminologia

1. Ácidos y bases
Unidad 10
Apunte de cátedra
Química (05)
Dra Sandra Ferreira

2. Ácidos y bases APUNTE DE CÁTEDRA
2
Ácidos y bases
A lo largo de la historia, muchos científicos investigaron las propiedades de los ácidos y de las bases. De este
modo, surgieron diferentes teorías para explicar el comportamiento de estos compuestos en solución. Las más
relevantes son la Teoría de Arrhenius, la Teoría de Brønsted-Lowry y la Teoría de Lewis. En este curso sólo se
trabajará con la Teoría de Brønsted-Lowry.
Ácidos y bases de Brønsted-Lowry
Según la Teoría de Brønsted-Lowry, un ácido se define como una sustancia capaz de donar un ion hidrógeno
(protón, H+
) y una base, como una sustancia que puede aceptar un protón.
Esta teoría incorpora el concepto de par conjugadoácido-base, cuyas estructuras se diferencian en un ion
hidrógeno.
La base conjugada de un ácido de Brønsted-Lowry es la especie que resulta cuando el ácido pierde un ion
hidrógeno o protón. Todo ácido de Brønsted-Lowry tiene una base conjugada. Ejemplos:
HCl(ac) + H2O(l) → H3O+(ac) + Cl–
(ac)
Ácido Base conjugada
El anión Cl-
es la base conjugada del ácido clorhídrico.
HNO2(ac) + H2O(l) ⇄ H3O+
(ac) + NO2
–
(ac)
Ácido Base conjugada
El anión NO2
-
es la base conjugada del ácido nitroso.
A la inversa, un ácido conjugado resulta de la adición de un protón a una base de Brønsted. Toda base de
Brønsted tiene un ácido conjugado. Ejemplos:
NH3(ac) + H2O(l) ⇄ NH4
+(ac) + OH–
(ac)
Base Ácido conjugado
El catión NH4
+ es el ácido conjugado del NH3
CH3NH2(ac) + H2O(l) ⇄ CH3NH3
+(ac) + OH–
(ac)
Base Ácido conjugado
El catión CH3NH3
+ es el ácido conjugado del CH3NH2.

3. Ácidos y bases APUNTE DE CÁTEDRA
3
El agua como caso particular de electrolito débil
El agua es un electrolito débil, que se ioniza parcialmente originando cationes oxonio y aniones hidróxido, dando
lugar a una reacción reversible y, por lo tanto, a una reacción en equilibrio químico.
H2O (l) + H2O (l) ⇄ H3O+(ac) + OH- (ac)
Esta reacción se conoce como autoionización del agua. La expresión de la constante de
equilibrio para esta reacción es:
Como vimos en la unidad de Equilibrio químico, la concentración molar de sólidos y líquidos puros no se incluyen
en la expresión de la constante de equilibrio, por considerarse constantes. La concentración molar del agua es
igual a 55,56 M, por lo tanto podemos excluirla de la expresión de la constante de equilibrio de la reacción de
autoionización del agua, quedando:
Kc x [H2O] = [H3O+] x [OH-]
El producto de dos constantes, Kc y la concentración molar del agua, define una nueva constante, llamada
Kw(Kwater) o constante del producto iónico del agua, que tiene un valor igual a 1,00 x 10-14
a 25°C y que es igual al
producto de las concentraciones molares de los iones oxonio (H3O+) y de los aniones hidróxido (OH-) a una
temperatura determinada.
1,80 x 10 -16
x 55,56 = 1,00 x 10-14
= Kw = [H3O+] x [OH-]
La formación de un ion oxonio por la ionización del agua está acompañada siempre de la formación de un anión
hidróxido. Así, en el agua pura, la concentración molar de iones oxonio es siempre igual a la concentración molar
de aniones hidróxido e igual a 1,00 x 10-7
M.
Kw = [H3O+] x [OH-] = 1,00 x 10-14
a 25°C
Kw = (1,00 x 10-7
) x (1,00 x 10-7
) = 1,00 x 10-14
a 25°C
Las soluciones acuosas se clasifican en ácidas, neutras y básicas según los valores de las concentraciones
molares de los iones oxonio y de los iones hidróxido.Cuando la concentración molar de iones oxonio es mayor
que la concentración molar de aniones hidróxido y mayor a 1,00 x 10-7
, la solución es ácida, ([H3O+] > [OH−
] >
1,00 x 10-7
M).
Cuando la concentración molar de iones oxonio es igual a la concentración molar de aniones hidróxido e igual a
1,00 x 10-7
M, la solución es neutra, ([H3O+] = [OH−
] = 1, 00 x 10-7
M)
Cuando la concentración molar de iones oxonio es menor a la concentración molar de aniones hidróxido y

4. Ácidos y bases APUNTE DE CÁTEDRA
4
menor a 1,00 x 10-7
M, la solución es básica, ([H3O+
] < [OH−
] < 1, 00 x 10-7
M)
El pH: una forma de medir la acidez
La escala de pH proporciona un modo conveniente de expresar la acidez de las soluciones acuosas.
Dado que los valores de las concentraciones de los iones H3O+ y OH- generalmente son muy pequeños y, por lo
tanto, es difícil trabajar con ellos, el bioquímico danés Soren Sörensen propuso, en 1909, una medida más
práctica denominada pH. El uso de “p” minúscula delante de un símbolo significa “logaritmo negativo” del
símbolo.
El pH de una solución se define como el logaritmo decimal negativo de la concentración molar del ion oxonio:
pH = - log [H3O+]
El pOH de una solución se define como el logaritmo decimal negativo de la concentración molar del ion
hidróxido:
pOH = - log [OH–
]
El signo negativo de las definiciones de pH y pOH implica que cuanto mayor es la concentración molar de H3O+,
más bajo es el valor de pH, y, que cuanto mayor es la concentración molar de OH-, más bajo es el valor pOH.
Las soluciones ácidas, neutras y básicas, a 25 ºC, pueden identificarse por sus valores de pH y pOH, como sigue:
Soluciones ácidas:
[H3O+] > 1,00 x 10-7
M; [OH-] < 1,00 x 10-7
M; pH < 7,00; pOH> 7,00
Soluciones neutras:
[H3O+] = 1,00 x 10-7
M; [OH-] = 1,00 x 10-7
M; pH = 7,00; pOH = 7,00
Soluciones básicas:
[H3O+] < 1,00 x 10-7
M; [OH-] > 1,00 x 10-7
M; pH > 7,00; pOH< 7,00
Importante: Los valores de pH y pOH se expresan con 2 decimales.
Se puede obtener una relación entre pH y pOH a partir de la expresión de Kw. Recordemos que Kw, es la
constante del producto iónico del agua y es igual que a 1,00 x 10-14
Kw = [H3O+] x [OH- ] = 1,00 x 10-14
Si aplicamos logaritmo a ambos lados de esta ecuación, y multiplicamos por menos 1, obtenemos que la suma
de pH y pOH es igual a 14,00.

5. Ácidos y bases APUNTE DE CÁTEDRA
5
(- log [H3O+])+ (- log [OH−]) = - log (1,00 x 10-14
)
pH+ pOH = 14,00
Esta ecuación proporciona otra forma de expresar la relación entre la concentración de iones H3O+ y la
concentración de iones OH−.
Fuerza de los ácidos y de las bases
Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes y están totalmente ionizados en agua en iones oxonio y aniones, (bases
conjugadas del ácido). El proceso de ionización es irreversible. En la ecuación de ionización de un ácido fuerte se
emplea una única flecha para indicar que la ionización es completa, por ejemplo:
HCl(ac) + H2O(l) → H3O+(ac) + Cl- (ac)
HNO3(ac) + H2O(l) → H3O+(ac) + NO3
- (ac)
HClO4(ac) + H2O(l) → H3O+(ac) + ClO4
- (ac)
Las soluciones acuosas de los ácidos fuertes no contienen moléculas de ácido sin ionizar porque la ionización es
total.
La mayoría de los ácidos fuertes son ácidos inorgánicos, por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl), el ácido
bromhídrico (HBr), el ácido yodhídrico (HI); el ácido nítrico (HNO3); el ácido sulfúrico (H2SO4) y el ácido perclórico
(HClO4).
Los ácidos débiles son electrolitos débiles y están parcialmente ionizados en agua en iones oxonio y aniones,
(bases conjugadas del ácido). El proceso de ionización es reversible. En la ecuación de ionización de un ácido
débil se emplean dos flechas de sentidos opuestos para indicar que la ionización es incompleta, por ejemplo.
HNO2(ac) + H2O(l) ⇄ H3O+(ac) + NO2
-(ac)
CH3COOH(ac) + H2O(l) ⇄ H3O+(ac)+ CH3COO−(ac)
En el equilibrio, las soluciones acuosas de los ácidos débiles contienen una mezcla de moléculas de ácido sin
ionizar, iones oxonio, iones de base conjugada, agua y una muy pequeña cantidad de iones OH- provenientes de
la ionización del agua.
El ácido fluorhídrico (HF), el ácido nitroso (HNO2), el ácido sulfuroso (H2SO3), el ácido carbónico (H2CO3), el ácido
ortofosfórico (H3PO4) y los ácidos orgánicos son algunos ejemplos de ácidos débiles.
Las bases fuertes son electrolitos fuertes y están totalmente ionizados en agua en catión (ácido conjugado) y en
anión hidróxido. El proceso de ionización es irreversible. En la ecuación de ionización de una base fuerte se
emplea una única flecha para indicar que la ionización es completa, por ejemplo:

6. Ácidos y bases APUNTE DE CÁTEDRA
6
NaOH(s) → Na+(ac)+ OH- (ac)
Ba(OH)2(s)→ Ba2+(ac)+ 2 OH- (ac)
Los hidróxidos de los metales alcalinos, Grupo 1 de la Tabla periódica, y los hidróxidos de algunos de los metales
alcalinotérreos, Grupo 2, son bases fuertes.
Las bases débiles son electrolitos débiles y están parcialmente ionizadas en agua en catión (ácido conjugado) y
en anión hidróxido. El proceso de ionización es reversible. En la ecuación de ionización de una base débil se
emplean dos flechas de sentidos opuestos para indicar que la ionización es incompleta, por ejemplo,
NH3(ac) + H2O(l) ⇄ NH4
+
(ac) + OH–
(ac)
C5H5N(ac) + H2O(l) ⇄ C5H5NH+
(ac) + OH–
(ac)
En el equilibrio, las soluciones acuosas de las bases débiles contienen una mezcla de moléculas de base sin
ionizar, de iones hidróxido, iones de ácido conjugado, agua y de una muy pequeña cantidad de iones oxonio
provenientes de la ionización del agua.
Las bases orgánicas, algunos hidróxidos inorgánicos y el amoniaco (NH3) son algunos ejemplos de bases débiles.
Constante de ionización de ácidos débiles (Ka) y de bases débiles (Kb)
Como vimos, la mayoría de los ácidos y de las bases son electrolitos débiles que se ionizan parcialmente en agua.
Por ejemplo, la ionización de un ácido débil, ácido fluorhídrico (HF), en agua se representa por la ecuación:
HF(ac)+ H2O(l) ⇄ H3O+
(ac) + F–
(ac)
La expresión de la constante de equilibrio para esta ecuación de ionización es:
Como la concentración molar del agua pura es constante, se multiplica por la Kc. El producto de dos constantes,
Kc y la concentración molar del agua, define una nueva constante, Ka, constante de ionización del ácido débil o
constante de acidez.
La expresión de la constante de ionización del ácido débil (Ka) para la ionización del ácido fluorhídrico en agua
es:
El valor de la constante de ionización, Ka, indica el grado de ionización del ácido débil. Cuanto mayor es el valor

7. Ácidos y bases APUNTE DE CÁTEDRA
7
de Ka, el ácido débil está más ionizado y, por lo tanto, mayor es la concentración de iones H3O+ en el equilibrio.
La ionización de las bases débiles se analiza de la misma manera que la ionización de los ácidos débiles. Por
ejemplo, la ionización de una base débil, amoniaco (NH3), en agua se representa por la ecuación:
NH3(ac) + H2O(l) ⇄ NH4
+(ac)+ OH–
(ac)
La expresión de la constante de equilibrio para esta ecuación de ionización es:
Como la concentración molar del agua pura es constante, se multiplica por la Kc. El producto de dos contantes,
Kc y la concentración molar del agua, define una nueva constante, Kb, constante de ionización de la base débil o
constante de basicidad.
La expresión de la constante de ionización de la base débil (Kb) para la ionización del amoniaco en agua es:
El valor de la constante de ionización, Kb, indica el grado de ionización de la base débil. Cuanto mayor es el valor
de Kb, la base débil está más ionizada y por lo tanto, mayor es la concentración de iones OH- en el equilibrio.