Curso basico de reactividad quimica 07 - acidos y bases

Curso de Reactividad Química
7. Ácidos y bases

Este dibujo representa a una molécula de
agua, H2O (el átomo de oxígeno es el rojo)
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En estado líquido, dado un colectivo
de moléculas de agua, cierta
proporción de ellas sufren la
ruptura de uno de los enlaces entre
O y H, dando lugar a protones (H+) y
grupos OH–
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Esta es una representación más realista del
proceso, ya que el protón es mucho más
pequeño que el grupo OH– por consistir en un
mero núcleo de hidrógeno sin nube electrónica.
(Al ser tan pequeño, el protón se puede acercar
físicamente mucho a otras especies y hacer “sentir” a
estas un intenso potencial eléctrico; de ahí que esta
especie sea tan reactiva y lo sean los compuestos que
la producen, que son los ácidos)
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H2O  H+ + OH–
Simbólicamente expresamos
la disociación del agua así
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H2O  H+ + OH–
H2O + H2O  H3O+ + OH–
Para ser más rigurosos, lo que ocurre es esto: el protón
producido, al ser tan reactivo, se une a otra molécula
de agua y forma la especie H3O+
. Esta reacción se llama
de autoionización o autoprotólisis del agua
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H2O + H2O  H3O+ + OH–
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Pero dado un
conjunto grande de
moléculas de agua,
solo se rompe una
proporción muy
pequeña de ellas;
concretamente
aproximadamente 1
molécula de cada
500 millones
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En este conjunto
encontramos un par
de moléculas que ha
experimentado el
intercambio de un
protón dando lugar
a un H3O+ y un OH–.
Todas las demás
siguen en la forma
H2O
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H2O + H2O  H3O+ + OH–
El proceso es un equilibrio químico, ya que, de la misma manera que se produce
la disociación, iones disociados H3O+ y OH– existentes en el conjunto pueden
encontrarse y colisionar para formar dos moléculas H2O, al mismo tiempo que
otras dos moléculas H2O del conjunto reaccionarán entre sí para disociarse
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H2O + H2O  H3O+ + OH–
Pero siempre habrá muchas más
moléculas H2O que H3O+ y OH–
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H2O + H2O  H3O+ + OH–
[H3O+] = [OH–] = 10–7M
En el agua pura las concentraciones de moléculas H3O+ y
OH– son muy bajas, concretamente 10-7 M (a 25 oC)
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H2O + H2O  H3O+ + OH–
[H3O+] = [OH–] = 10–7M
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Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14
Definimos el producto
iónico del agua como el
producto de las
concentraciones de H3O+
y OH–. Este producto es
muy aproximadamente
igual a 10-14 (a 25 oC). Es
un valor constante, es
decir, el mismo que tiene
el agua en estado puro es
el que tiene el agua
cuando está mezclada
con otra sustancia,
aunque esta produzca
también H3O+ u OH–

pH = –log [H3O+] = 7
H2O + H2O  H3O+ + OH–
[H3O+] = [OH–] = 10–7M
Por otra parte, definimos el
pH como el logaritmo
cambiado de signo de la
concentración de H3O+. En
agua pura, pH = 7 (a 25 oC)
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Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14

pH = –log [H3O+] = 7
pOH = –log [OH–] = 7
H2O + H2O  H3O+ + OH–
Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14
[H3O+] = [OH–] = 10–7M
Y, correspondientemente,
definimos el pOH como el
logaritmo cambiado de signo
de la concentración de OH–
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HCl  H+ + Cl–
Supongamos ahora
una molécula de
cloruro de
hidrógeno (el átomo
verde es el de cloro)
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HCl  H+ + Cl–
H2O
Se ha comprobado que, si la molécula
se pone en disolución acuosa, se
disocia en sus átomos componentes
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HCl  H+ + Cl–
HCl + H2O  H3O+ + Cl–
H2O
En realidad esto es lo que ocurre
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Aquí vemos una molécula de HCl
disociada, dentro de un gran
conjunto de moléculas de agua

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Algunas de las moléculas de
agua también están disociadas

Pero la diferencia del HCl con el H2O es que
en una disolución de HCl en H2O,
prácticamente el 100% de las moléculas de
HCl estarán disociadas (a menos que la
disolución esté muy concentrada en HCl), a
diferencia de las moléculas de H2O, que
estarán en su inmensa mayoría sin disociar
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HCl + H2O  H3O+ + Cl–

H2O + H2O  H3O+ + OH–
En la disolución de HCl en agua, el equilibrio
de disociación del H2O seguirá existiendo, si
bien se desplazará hacia la izquierda por el
exceso de H3O+ producidos por el HCl
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H2O + H2O  H3O+ + OH–
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Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14
Pero lo más interesante es
que el producto de las
concentraciones de H3O+ y
OH– seguirá siendo 10-14, pues
Kw es una constante

H2O + H2O  H3O+ + OH–
Con HCl disuelto en agua,
[H3O+] aumentará mucho,
pues HCl tiene una fuerte
tendencia a producir esta
especie (como veremos
después, se dice que HCl
es un ácido fuerte). Por
tanto, la concentración de
H3O+ será mucho mayor
que la de OH–, ya que esta
segunda especie solo la
produce el agua, no el HCl
[H3O+] >> [OH–]
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Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14

H2O + H2O  H3O+ + OH–
Con HCl disuelto en agua, el pH será
mucho menor de 7, y el pOH, por lo
tanto, mucho mayor que 7
[H3O+] >> [OH–]
pH = –log [H3O+] << 7
pOH = –log [OH–] >> 7
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Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14

El HCl al disolverlo en agua actúa como ácido porque…
A la hora de definir qué es un ácido
se pueden seguir varios criterios
que expondremos según fueron
enunciados cronológicamente
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produce
H+
Arrhenius
HCl + H2O:  H3O+ + Cl–
H+
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produce
H+
Lowry
Arrhenius
HCl + H2O:  H3O+ + Cl–
Brønsted
dona
H+
dona
H+
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produce
H+
Lowry
su H+ acepta
electrones
Lewis
Arrhenius
Brønsted
dona
H+
dona
H+
HCl + H2Ö:  H3O+ + Cl–
(H2Ö:H)+
El HCl libera un H+ que
se enlaza con el H2Ö: ,
siendo esta especie la
que aporta el par de
electrones necesario
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HCN + H2O  H3O+ + CN–
El ácido HCl se puede decir que es fuerte porque produce una alta
concentración de H+ (según Arrhenius), porque dona muchos H+ a
moléculas de H2O (según Brønsted y Lowry), o porque aporta muchos
H+ que captan electrones del H2O (según Lewis). Pues bien, otras
sustancias hacen lo mismo que el HCl, pero en menor extensión. Se
dice que son ácidos débiles. El HCN es un ejemplo
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HCN + H2O  H3O+ + CN–
Como otros ácidos, el HCN reacciona
con H2O para producir H3O+
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Pero, a diferencia del HCl, reacciona con
H2O solo una parte de las moléculas de
HCN en disolución acuosa; el resto se
quedan disueltas en forma HCN, sin
reaccionar con H2O para disociarse
Pero, a diferencia del HCl, reacciona con
H2O solo una parte de las moléculas de
HCN en disolución acuosa; el resto se
quedan disueltas en forma HCN, sin
reaccionar con H2O para disociarse

HCN + H2O  H3O+ + CN–
Ka,HCN = [H3O+][CN–] / [HCN]
Por eso, la reacción con H2O del
HCN podemos escribirla como
un equilibrio químico que lleva
asociado su correspondiente
constante de equilibrio, que
llamaremos Ka,HCN
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H2O + H2O  H3O+ + OH–
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Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14
Además existe el
equilibrio de la reacción
de autoionización del
H2O, cuya constante de
equilibrio sigue valiendo
10-14 (ya que es una
constante)

H2O + H2O  H3O+ + OH–
[H3O+] > [OH–]
Como se puede observar, el HCN
produce moléculas H3O+ que se
vienen a agregar a las que
genera el H2O. Sin embargo, la
especie OH– solo proviene del
agua. Por eso, [H3O+] > [OH–]
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Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14

H2O + H2O  H3O+ + OH–
[H3O+] > [OH–]
El pH será menor que 7
y el pOH mayor que 7 Ka,HCN = [H3O+][CN–] / [HCN]
pH = –log [H3O+] < 7
pOH = –log [OH–] > 7
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Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14

Consideremos ahora esta otra
sustancia química: el amoniaco
NH3 + H2O  NH4
+ + OH–
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NH3 + H2O  NH4
+ + OH–
Según se comprueba
experimentalmente, en disolución
acuosa el NH3 toma un H+ al agua (es
decir, hace lo contrario que el HCl o el
HCN, que ceden sus H+ al agua)
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Pero no lo hacen todas las moléculas
de NH3 de una disolución acuosa
determinada; hay moléculas de NH3
que quedan sin reaccionar con H2O
Pero no lo hacen todas las moléculas
de NH3 de una disolución acuosa
determinada; muchas moléculas de
NH3 quedan sin reaccionar con H2O
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NH3 + H2O  NH4
+ + OH–
Kb,NH3
= [NH4
+][OH–] / [NH3]
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Por eso, la reacción se puede
escribir como un equilibrio
químico, el cual lleva asociada su
correspondiente constante de
equilibrio, que llamaremos Kb,NH3

H2O + H2O  H3O+ + OH–
NH3 + H2O  NH4
+ + OH–
Kb,NH3
= [NH4
+][OH–] / [NH3]
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Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14
Además existe el equilibrio
del agua, con su constante
de equilibrio característica

H2O + H2O  H3O+ + OH–
Como se ve, el agua
produce H3O+ y OH–,
pero como el NH3
también produce OH–,
la concentración de
esta especie superará a
la de H3O+
NH3 + H2O  NH4
+ + OH–
Kb,NH3
= [NH4
+][OH–] / [NH3]
[H3O+] < [OH–]
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Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14

H2O + H2O  H3O+ + OH–
Por esa razón, en
este caso el pH
será mayor que 7 y
el pOH menor que
7. Se dice que el
NH3 en disolución
acuosa es una base
NH3 + H2O  NH4
+ + OH–
Kb,NH3
= [NH4
+][OH–] / [NH3]
[H3O+] < [OH–]
pH = –log [H3O+] > 7
pOH = –log [OH–] < 7
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Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14

El NH3 al disolverlo en agua actúa como base porque…
¿Qué se entiende por base
según las diversas teorías?
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Lowry
Brønsted
dona
H+
acepta
H+
:NH3 + H2O  H:NH4
+ + OH–
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Lowry
dona
electrones
Lewis
Brønsted
dona
H+
acepta
H+
:NH3 + H2O  H:NH3
+ + OH–
La molécula :NH3
aporta electrones
para formar un
enlace con H+
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Lowry
dona
electrones
Lewis
Brønsted
dona
H+
acepta
H+
Arrhenius
produce OH–:
NH3 + H2O  NH4OH
NH4OH  NH4
+ + OH–
:NH3 + H2O  H:NH4
+ + OH–
Arrhenius entendía que una base es toda especie que genera OH–
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El NaOH al disolverlo en agua actúa como base porque…
NaOH  Na+ + OH–
El NaOH es un compuesto iónico que
forma redes cristalinas de iones Na+ y OH–
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H2O
En disolución acuosa se comporta como una base
(ya que se comprueba experimentalmente que
tiene las propiedades asociadas a las bases). Es una
base fuerte. Veamos cómo explican Arrhenius,
Brønsted-Lowry y Lewis su carácter básico
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H2O
produce
OH–
Arrhenius
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H2O
produce :ÖH– , que
es un donador de
electrones
Lewis
produce
OH–
Arrhenius
Para Lewis son ácidos las sustancias aceptoras de
electrones y bases las donadoras de electrones
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H2O
Lowry
el OH– dona
electrones
Lewis
Brønsted
produce
OH–
Arrhenius
Para Brønsted-
Lowry son bases
las especies
aceptoras de H+
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(su OH–) acepta H+:
NaOH + H+  Na+ + H2O
(su OH–) acepta H+:
NaOH + H+  Na+ +H2O

Cuando se disuelve NaOH
en agua, prácticamente
todas las “unidades NaOH”
están disociadas
Cuando se disuelve NaOH
en agua, prácticamente
todas las “unidades NaOH”
están disociadas
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Lo cual se puede escribir de
este modo (no escribimos
doble flecha de equilibrio
porque se considera que la
disociación es completa)
NaOH  Na+ + OH–
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H2O + H2O  H3O+ + OH–
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Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14
En cuanto al H2O, seguirá
experimentando su equilibrio
de autoionización,
manteniéndose la constante Kw
(“producto de ionización”)
característica de 10-14

H2O + H2O  H3O+ + OH–
La concentración de OH–
será mucho mayor que
la de H3O+ (pues esta
última especie solo la
produce el agua, y en
muy poca cantidad,
mientras que el NaOH
produce OH– en gran
cantidad)
[H3O+] << [OH–]
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Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14

H2O + H2O  H3O+ + OH–
Y por lo tanto el pH será
mucho mayor que 7 y el
pOH mucho menor que 7
[H3O+] << [OH–]
pH = –log [H3O+] >> 7
pOH = –log [OH–] << 7
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Kw = [H3O+][OH–] = 1,0·10-14

En general podemos decir que al disolver una
sustancia en agua, la sustancia…
• actúa como ácido si el valor de
[H3O+] aumenta respecto al
proporcionado por el agua
• actúa como base si el valor de
[H3O+] disminuye respecto al
proporcionado por el agua
(o bien si el valor de [OH–] aumenta)
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Fuerza de ácidos y bases
y conjugación ácido/base

En general se cumple que cuando una sustancia ácida (1ácido) reacciona con
una base (2base) se forman dos especies: una derivada del ácido y que tiene
características básicas (1’base) y otra procedente de la base y que tiene
características ácidas (2’ácido).
Esto tiene su lógica, ya que, si un ácido es una especie que cede protones, al
hacerlo, su molécula queda convertida en un resto desprotonado que podría
captar protones, y por lo tanto ese resto se comporta como una base. Y
análogamente puede decirse de una base y su ácido correspondiente.
Se dice que cada ácido tiene una base conjugada y que cada base tiene un
ácido conjugado. Y se cumple que un ácido fuerte tiene una base conjugada
débil y viceversa, y lo mismo cabe decir de una base
ácido + base  base + ácido
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Ácidos
HClO4
H2SO4
HNO3
HI
HBr
HCl
HNO2
H2CO3
H3PO4
HF
HCOOH
CH3-COOH
H2S
C6H5OH
H3BO3
HCN
Esta es una relación de ácidos
ordenados por su fuerza
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Ácidos
HClO4
H2SO4
HNO3
HI
HBr
HCl
HNO2
H2CO3
H3PO4
HF
HCOOH
CH3-COOH
H2S
C6H5OH
H3BO3
HCN
Bases
KOH
NaOH
Sr(OH)2
Ba(OH)2
Ca(OH)2
C2H5NH2
CH3NH2
(CH3)3N
NH3
C6H5NH2
Y esta es una relación de bases
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Ácidos
HClO4
H2SO4
HNO3
HI
HBr
HCl
HNO2
H2CO3
H3PO4
HF
HCOOH
CH3-COOH
H2S
C6H5OH
H3BO3
HCN
Bases
KOH
NaOH
Sr(OH)2
Ba(OH)2
Ca(OH)2
C2H5NH2
CH3NH2
(CH3)3N
NH3
C6H5NH2
Bases
conjugadas
ClO4
–
HSO4
–
NO3
–
I–
Br–
Cl–
NO2
–
HCO3
–
H2PO4
–
F–
HCOO–
CH3-COO–
HS–
C6H5O–
H2BO3
–
CN–
Estas bases son
las conjugadas
de los ácidos de
la primera
columna. Cuanto
más fuerte es el
ácido, más débil
es su base
conjugada, y
viceversa
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Ácidos
conjugados
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
C2H5NH3
+
CH3NH3
+
(CH3)3NH+
NH4
+
C6H5NH3
+
Ácidos
HClO4
H2SO4
HNO3
HI
HBr
HCl
HNO2
H2CO3
H3PO4
HF
HCOOH
CH3-COOH
H2S
C6H5OH
H3BO3
HCN
Bases
KOH
NaOH
Sr(OH)2
Ba(OH)2
Ca(OH)2
C2H5NH2
CH3NH2
(CH3)3N
NH3
C6H5NH2
Bases
conjugadas
ClO4
–
HSO4
–
NO3
–
I–
Br–
Cl–
NO2
–
HCO3
–
H2PO4
–
F–
HCOO–
CH3-COO–
HS–
C6H5O–
H2BO3
–
CN–
Estos ácidos son
los conjugados
de las bases de
la 2ª columna
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Ácidos
Oxácidos: HxEyOz
Más ácido:
• cuanto más
electronegativo es E
• para el mismo E,
cuanto mayor es z (en
general)
Hidrácidos: HxE
Más ácido cuanto más a la
derecha y abajo esté E
Orgánicos: R-COOH
Son débiles
Óxidos:
Tienen carácter ácido los
óxidos de elementos
electronegativos
Otros:
Fenol (Ar-OH)
Cationes de elementos
electropositivos (Na+, K+…)
Este cuadro es una
ayuda para conocer la
fuerza de los ácidos
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Ácidos
Oxácidos: HxEyOz
Más ácido:
• cuanto más
general)
Hidrácidos: HxE
Orgánicos: R-COOH
Son débiles
Óxidos:
electronegativos
Otros:
Fenol (Ar-OH)
Y este lo
mismo para
las bases
Bases
Hidróxidos: Ex(OH)y
más fuertes cuanto más
electropositivo es E
Aniones EyOz
x–
(carbonatos, sulfuros,
fosfatos, sulfatos, nitratos,
cloruros…)
NH3
Orgánicas: R-NH2 (aminas)
Son débiles
Óxidos:
Tienen carácter básico los
electropositivos
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Bases
Aniones EyOz
x–
cloruros…)
NH3
Son débiles
Óxidos:
electropositivos
Ácidos
Oxácidos: HxEyOz
Más ácido:
• cuanto más
general)
Hidrácidos: HxE
Orgánicos: R-COOH
Son débiles
Óxidos:
electronegativos
Otros:
Fenol (Ar-OH)
Anfóteros
H2O
Aniones de ácidos
polipróticos (por pérdida
de uno o más H+):
HCO3
– , HSO4
–, H2PO4
–…
Algunos óxidos (de Pb,
Zn…)
Algunos hidróxidos (de Be,
Al…)
Alcoholes
Aminoácidos
Hay sustancias que pueden actuar como
ácidos o como bases, dependiendo de la
sustancia a la que se enfrenten. Se les
denomina anfóteros
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Bases
Aniones EyOz
x–
cloruros…)
NH3
Son débiles
Óxidos:
electropositivos
Ácidos
Oxácidos: HxEyOz
Más ácido:
• cuanto más
general)
Hidrácidos: HxE
Orgánicos: R-COOH
Son débiles
Óxidos:
electronegativos
Otros:
Fenol (Ar-OH)
Anfóteros
H2O
Aniones de ácidos
polipróticos (por pérdida
de uno o más H+):
HCO3
– , HSO4
–, H2PO4
–…
Algunos óxidos (de Pb,
Zn…)
Algunos hidróxidos (de Be,
Al…)
Alcoholes
Aminoácidos
Una sustancia será ácida o básica
dependiendo de la sustancia con
la que se enfrente
En general:
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Reacciones entre ácidos y bases:
anfoterismo, neutralización

Veamos cómo los ácidos y bases
vistos sufren reacciones de este tipo
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H2O + H2O  OH– + H3O+
Este es un caso de anfoterismo muy particular y de
gran interés: en el mismo sistema (agua líquida pura),
unas moléculas de H2O actúan como ácidos (ceden un
protón) y las otras como base (aceptan ese protón)
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H2O + H2O  OH– + H3O+
HCl + H2O  Cl– + H3O+
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H2O + H2O  OH– + H3O+
HCN + H2O  CN– + H3O+
En estos dos procesos el
agua actúa como base…
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H2O + H2O  OH– + H3O+
H2O + NH3  OH– + NH4
+
…pero en este actúa como ácido
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H2O + H2O  OH– + H3O+
H2O + NH3  OH– + NH4
+
H2O + OH–  OH– + H2O
En el caso del NaOH, la especie se
disocia y produce OH– (el Na+ apenas
tiene influencia en el sistema; se dice
que es un ion espectador). Este OH–
puede tomar un protón del H2O
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NaHCO3 + NaOH  Na2CO3 + H2O
El NaHCO3 constituye un claro ejemplo de anfoterismo.
Enfrentado a una base fuerte se comporta como un ácido
(téngase en cuenta que la especie a tener en cuenta es el anión
HCO3
–, pues el Na+ es en esta reacción un ion espectador; como
ácido, el HCO3
– libera un protón y se convierte en CO3
2– )
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NaHCO3 : anfótero

HCl + NaHCO3  NaCl + H2CO3
NaHCO3 + NaOH  Na2CO3 + H2O
Pero enfrentado con un ácido
se comporta como una base
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NaHCO3 : anfótero

Al(OH)3 + NaOH  Na[Al(OH)4]
3HCl + Al(OH)3  AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 : anfótero
Otro conocido caso de
anfoterismo es el del Al(OH)3
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Reacción de neutralización
El modelo de arriba es una reacción entre un ácido y
una base; por lo tanto también sirve para explicar las
reacciones de neutralización, que son precisamente
las que se producen entre ácidos y bases
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H2O + NH3  OH– + NH4
+
Consideremos un ácido (HCN) y una base (NH3)
y sus comportamientos de ionización en H2O
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H2O + NH3  OH– + NH4
+
HCN + NH3  CN– + NH4
+
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Si sumamos ambas, se obtiene una reacción de neutralización que
sigue el modelo de arriba, siendo CN– una base y NH4
+ un ácido

H2O + OH–  OH– + H2O
Consideremos el NaOH. Como dijimos antes, la
especie que hay que tener en cuenta en este
caso realidad es el OH–, y este sería su esquema
de reacción según el modelo general de arriba
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H2O + OH–  OH– + H2O
HCN + OH–  CN– + H2O
La reacción de neutralización de HCN con NaOH se obtendría
sumando ambas reacciones. Esta suma es:
HCN + 2 H2O + OH–  CN– + H2O + OH– + H3O+
Los términos en rojo suman 2 H2O, por lo que, simplificando,
se llega a esta ecuación (a la que se le pueden agregar los
Na+ para dar: HCN + NaOH  NaCN + H2O)

ácido + base  sal + H2O
En general, las reacciones de
neutralización responden a este patrón
(ejemplo: HCN + NaOH  NaCN + H2O)
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ácido + base  sal
ácido + base  sal + H2O
O bien a este (por ejemplo: HCN + NH3  NH4CN )
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pH de sales - Hidrólisis
La mayoría de las sales dan pH
ácido o básico al disolverlas en
agua; solo algunas dan pH
aproximadamente neutro

NaCl(s)  Na+(ac) + Cl-(ac)
Para saber si una sal da reacción ácida, básica o neutra hay que
1. considerar cómo se disocia en disolución acuosa;
2. deducir de qué ácido y de qué base procede la sal
Con el segundo criterio cabe distinguir, en general, cuatro tipos
de sales, como veremos seguidamente
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H2O
El NaCl en disolución
acuosa se disocia así…
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HCl
NaOH
H2O
…y procede de la
neutralización entre
la base NaOH y el
ácido HCl
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HCl
NaOH
NH4Cl(s)  NH4
+(ac) + Cl-(ac)
H2O
H2O
Así se disocia la
sal NH4Cl…
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HCl
NaOH
NH4Cl(s)  NH4
+(ac) + Cl-(ac)
H2O
H2O
HCl
NH3
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…que procede de la
base NH3 y el ácido HCl

HCl
NaOH
NH4Cl(s)  NH4
+(ac) + Cl-(ac)
NH4CN(s)  NH4
+(ac) + CN-(ac)
H2O
H2O
H2O
HCl
NH3
La del NH4CN es así
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HCl
NaOH
NH4Cl(s)  NH4
+(ac) + Cl-(ac)
NH4CN(s)  NH4
+(ac) + CN-(ac)
H2O
H2O
H2O
HCl
NH3
HCN
NH3
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Es una sal generada por la
base NH3 y el ácido HCN

HCl
NaOH
NH4Cl(s)  NH4
+(ac) + Cl-(ac)
NaCN(s)  Na+(ac) + CN-(ac)
NH4CN(s)  NH4
+(ac) + CN-(ac)
H2O
H2O
H2O
H2O
HCl
NH3
HCN
NH3
Finalmente, el NaCN se disocia de este modo
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HCl
NaOH
NH4Cl(s)  NH4
+(ac) + Cl-(ac)
NH4CN(s)  NH4
+(ac) + CN-(ac)
H2O
H2O
H2O
H2O
HCl
NH3
HCN
NH3
HCN
NaOH
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Esta sal la forman el NaOH y el HCN

HCl
NaOH
NH4Cl(s)  NH4
+(ac) + Cl-(ac)
NH4CN(s)  NH4
+(ac) + CN-(ac)
H2O
H2O
H2O
H2O
base fuerte + ácido fuerte
base débil + ácido fuerte
base débil + ácido débil
base fuerte + ácido débil
HCl
NH3
HCN
NH3
HCN
NaOH
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Los 4 son
ejemplos
de las
posibles
combina-
ciones
de
ácidos y
bases
según su
fuerza

HCl
NaOH
NH4CN(s)  NH4
+(ac) + CN-(ac)
H2O
H2O
base fuerte + ácido fuerte
base débil + ácido débil
HCN
NH3
De las cuatro combinaciones, hay dos para las que se puede considerar
que el pH de la sal es aproximadamente 7: son los dos casos en que ácido
y base tienen aproximadamente la misma fuerza relativa. Eso hace que se
compensen sus fuerzas y que den un sal que podemos considerar neutra
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De las cuatro combinaciones, hay dos para las que se puede considerar
que el pH de la sal es aproximadamente 7: son los dos casos en que ácido
y base tienen aproximadamente la misma fuerza relativa. Eso hace que se
compensen sus fuerzas y que den un sal que podemos considerar neutra

NH4Cl(s)  NH4
+(ac) + Cl-(ac)
H2O
H2O
HCl
NH3
HCN
NaOH
Los otros dos casos, sin embargo, ya no son triviales y hay que hacer
cálculos para determinar el pH de esas sales. La regla general es que si
la sal procede de ácido fuerte y base débil tendrá pH ácido, pero si
proviene de base fuerte y ácido débil tendrá pH básico
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HCN
NaOH
H2O
Vamos a razonar cada uno de los
dos casos. Empecemos por este
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CN- + H2O  HCN + OH-
H2O
¿Es posible considerar que el ion
CN–, procedente también del
NaCN, se comporte como una base
reaccionando con el agua para dar
HCN y OH–? Lo escribiríamos así
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Na+ + 2H2O  NaOH + H3O+
H2O
¿Es posible considerar que el ion Na+
procedente del NaCN y que se halla en
disolución acuosa se comporte como
un ácido reaccionando con el agua
para dar NaOH y H3O+? Teóricamente
sí, por lo que vamos a anotar la
reacción correspondiente
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Na+ + 2H2O  NaOH + H3O+ CN- + H2O  HCN + OH-
H2O
Ahora bien, el primer equilibrio estaría muy desplazado hacia la
izquierda, ya que al ser el NaOH una base fuerte y el H3O+ un ácido
fuerte reaccionarán extensamente. Sin embargo, en el segundo
equilibrio, en su segundo miembro, tenemos una base fuerte (OH–)
reaccionando con un ácido débil (HCN), por lo que aunque el equilibrio
estará desplazado hacia la izquierda como el otro, en este caso lo estará
menos, y por eso hemos dibujado la flecha roja más corta
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H2O
A ambas reacciones de iones (Na+, CN–) procedentes
de sales con H2O se les da el nombre de reacciones de
hidrólisis. Suelen ser reacciones que se dan en
pequeña extensión; es decir, los equilibrios están
desplazados en el sentido contrario de la hidrólisis
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[CN-]
Kh =
[HCN][OH-]
H2O
Por los razonamientos hechos, de las dos hidrólisis
que cabe considerar en este caso despreciaremos
la primera frente a la segunda. Así que
trabajaremos solo con el equilibrio de la reacción
de hidrólisis del anión CN– , equilibrio que estará
caracterizado por una constante de hidrólisis, Kh
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[CN-]
Kh =
[HCN][OH-]
×
[H3O+]
[H3O+]
H2O
A efectos prácticos (como veremos a la hora de resolver
problemas de este tipo), resulta conveniente relacionar
el valor de esta constante de hidrólisis, Kh, con el valor
de la constante de acidez de la especie ácida implicada
en la reacción, que es el HCN (Ka,HCN). Para buscar la
relación entre ambas constantes multiplicaremos
numerador y denominador por [H3O+]
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[CN-]
Kh =
[HCN][OH-]
H2O
×
[H3O+]
[H3O+]
Los factores englobados en amarillo son la
inversa de la constante de acidez del HCN.
(Recordemos que la expresión de esta constante
de acidez es: Ka,HCN = [CN–][H3O+]/[HCN]). Lo que
queda fuera, [OH–][H3O+], es el producto iónico
del agua (Kw , que es igual a 10-14)
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[CN-]
Kh =
[HCN][OH-]
Kw
Ka,HCN
Kh=
H2O
×
[H3O+]
[H3O+]
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Kw
Ka
Kh=
Constante de hidrólisis para
aplicar en una disolución de sal
de ácido débil y base fuerte
El valor de Kh y el equilibrio escrito más abajo
permitirán calcular el pH de una disolución de una sal
de este tipo (que en este ejemplo ha sido el NaCN)
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NH4Cl(s)  NH4
+(ac) + Cl-(ac)
H2O
HCl
NH3
Análogos razonamientos se pueden
hacer para una sal de ácido fuerte
y base débil como el NH4Cl
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NH4
+ + H2O  NH3 + H3O+ Cl- + H2O  HCl + OH-
NH4Cl(s)  NH4
+(ac) + Cl-(ac)
Estas son las dos reacciones de hidrólisis posibles de
los iones producidos por la sal al disolverla en agua
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NH4
+ + H2O  NH3 + H3O+ Cl- + H2O  HCl + OH-
NH4Cl(s)  NH4
+(ac) + Cl-(ac)
En este caso, la más plausible es la 1ª (la 2ª implica una reacción muy fuerte entre
HCl y OH– que prácticamente anulará la hidrólisis del Cl– ; por ello, la descartamos)
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NH4
+ + H2O  NH3 + H3O+
NH4Cl(s)  NH4
+(ac) + Cl-(ac)
[NH4
+]
Kh =
[NH3][H3O+]
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NH4
+ + H2O  NH3 + H3O+
NH4Cl(s)  NH4
+(ac) + Cl-(ac)
[NH4
+]
Kh =
[NH3][H3O+]
×
[OH-]
[OH-]
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NH4
+ + H2O  NH3 + H3O+
NH4Cl(s)  NH4
+(ac) + Cl-(ac)
[NH4
+]
Kh =
[NH3][H3O+]
×
[OH-]
[OH-]
=
Kw
Kb,NH3
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Kw
Kb
Kh=
Constante de hidrólisis para
aplicar en una disolución de sal
de ácido fuerte y base débil
NH4
+ + H2O  NH3 + H3O+
El valor de Kh y el equilibrio anterior permitirán
calcular el pH de una disolución de una sal de
este tipo (que en este ejemplo ha sido el NH4Cl)
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Disolución de ácido débil +
sal de dicho ácido con una base fuerte
Veremos ahora cómo se calcula el pH de las llamadas
disoluciones amortiguadoras, que son aquellas en las que se
mezclan dos solutos según uno de estos dos esquemas:
1. Un ácido débil y una sal formada entre este ácido y una
base fuerte. Ejemplo: HCN + NaCN
2. Una base débil y una sal formada entre esta base y un
ácido fuerte. Ejemplo: NH3 + NH4Cl
Empezaremos considerando el tipo 1
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HCN + NaCN
Ejemplo
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NaCN  Na+ + CN-
HCN + NaCN
Por un lado, la sal se
disocia en la disolución
acuosa de este modo
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HCN + H2O  CN– + H3O+ NaCN  Na+ + CN-
HCN + NaCN
Por otro, el ácido
experimenta esta
reacción de
disociación en agua
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HCN + NaCN
(También cabría considerar la reacción de hidrólisis del CN- :
pero la extensión en que se produce esta reacción es
despreciable en comparación con la de la disociación del
HCN, ya que la constante de acidez de esta ácido es mucho
mayor que la constante de hidrólisis del CN-. Por eso, la
reacción de hidrólisis no se tiene en cuenta)
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[HCN]
Ka,HCN =
[CN–][H3O+]
HCN + NaCN
El correspondiente
equilibrio tiene esta
constante de acidez
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[HCN]
Ka,HCN =
[CN–][H3O+]
HCN + NaCN
[HCN]
– log (Ka,HCN) =
[CN–]
– log (H3O+)
– log
Tomando logaritmos y cambiando
de signo y teniendo en cuenta que
a la expresión – log (Ka,HCN) se le
denomina pKa,HCN …
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[HCN]
Ka,HCN =
[CN–][H3O+]
HCN + NaCN
[HCN]
– log (Ka,HCN) =
[CN–]
– log (H3O+)
– log pKa,HCN =
[HCN]
[CN–]
+ pH
– log
NaCN  Na+ + CN-
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[HCN]
Ka,HCN =
[CN–][H3O+]
HCN + NaCN
[HCN]
– log (Ka,HCN) =
[CN–]
– log (H3O+)
– log pKa,HCN =
[HCN]
[CN–]
+ pH
– log
NaCN  Na+ + CN-
Este CN– lo producen tanto el ácido HCN como la
sal NaCN, pero la sal produce mucho más porque
es un electrolito fuerte (es decir, se disocia
completamente) mientras que el ácido es débil
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[HCN]
Ka,HCN =
[CN–][H3O+]
HCN + NaCN
[HCN]
– log (Ka,HCN) =
[CN–]
– log (H3O+)
– log pKa,HCN =
[HCN]
[CN–]
+ pH
– log
pH = pKa + log
[CN–]
[HCN]
NaCN  Na+ + CN-
Por lo tanto, como todo el CN– se puede considerar
procedente de la sal y como en este caso cada mol de sal
produce uno de CN–, puede considerarse que [CN–] 
[NaCN]. Además, como el HCN se disocia poco (no solo
por ser débil, sino por la presencia de CN– –principio de Le
Châtelier–) puede considerarse que la concentración
[HCN] coincide con la concentración nominal del ácido (es
decir, la concentración del ácido cuando se preparó su
disolución en agua, ya que apenas se disocia)
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HA + H2O  A– + H3O+
HCN + NaCN
pH = pKa + log
[A–]
[HA]
MA  M+ + A-
En general, para mezclas de HA (ácido
débil) y MA (sal de metal monovalente) se
cumple esta ecuación, siendo [A–] la
concentración de A– generada por la sal y
[HA] la concentración del ácido
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Ecuación de Henderson-Hasselbalch

Disolución de base débil +
sal de dicha base con un ácido fuerte
NH3 + NH4Cl
Del mismo modo puede razonarse para calcular el pH
de una disolución amortiguadora como esta,
consistente en una mezcla de una base débil con una
sal obtenida entre dicha base débil y un ácido fuerte
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NH4Cl  NH4
+ + Cl-
NH3 + NH4Cl
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NH3 + H2O  NH4
+ + OH- NH4Cl  NH4
+ + Cl-
NH3 + NH4Cl
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NH3 + H2O  NH4
+ + Cl-
[NH3]
Kb,NH3
=
[NH4
+][OH–]
NH3 + NH4Cl
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NH3 + H2O  NH4
+ + Cl-
[NH3]
Kb,NH3
=
[NH4
+][OH–]
[NH3]
– log (Kb,HN3
) =
[NH4
+]
– log (OH–)
– log
NH3 + NH4Cl
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NH3 + H2O  NH4
+ + Cl-
[NH3]
Kb,NH3
=
[NH4
+][OH–]
[NH3]
– log (Kb,HN3
) =
[NH4
+]
– log (OH–)
– log pKb,HN3
=
[NH3]
[NH4
+]
+ pOH
– log
NH3 + NH4Cl
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NH3 + H2O  NH4
+ + Cl-
[NH3]
Kb,NH3
=
[NH4
+][OH–]
[NH3]
– log (Kb,HN3
) =
[NH4
+]
– log (OH–)
– log pKb,HN3
=
[NH3]
[NH4
+]
+ pOH
– log
NH3 + NH4Cl
pOH = pKb + log
[NH4
+]
[NH3]
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B: + H2O  B:H+ + OH- (B:H)Cl  B:H+ + Cl-
NH3 + NH4Cl
pOH = pKb + log
[B:H+]
[B:]
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En general, para mezclas de B: (base débil) y
(B:H)Cl (sal de especia monovalente) se
cumple esta ecuación, siendo [B:H–] la
concentración de B:H– generada por la sal y
[B:] la concentración de la base

Se disuelven 25 g de NaOH hasta completar un litro de
disolución. ¿Cuál es su pH?
(Pesos atómicos: Na = 23, O = 16; H = 1)
PROBLEMA
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Se disuelven 25 g de NaOH hasta completar un litro de disolución. ¿Cuál es su pH?
El NaOH es una base fuerte. Los problemas de
cálculo de pH de bases fuertes o ácidos fuertes
son muy sencillos. Lo que hay que saber es qué
concentración de OH– se obtiene al disolver 25 g
de NaOH en un volumen de agua tal que el
volumen de la disolución final sea 1 L
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NaOH  Na+ OH–
+
El NaOH se disocia en agua
totalmente de esta manera
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NaOH Na+ OH–
+
INICIO [(25/40) / 1] M

La disolución de NaOH que preparamos va a tener una concentración
molar de NaOH que calculamos así:
Molaridad = número de moles de NaOH / volumen de disolución =
= (masa de NaOH / masa molecular de NaOH) / volumen de disolución
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NaOH Na+ OH–
+
INICIO 0,625 M

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NaOH Na+ OH–
+
INICIO — —
0,625 M

Inicialmente no hay nada de Na+ y OH–
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NaOH Na+ OH–
+
INICIO — —
— 0,625 M 0,625 M
0,625 M

Pero en cuanto se disuelva toda la NaOH, el 100%
de la misma estará disociada (pues es un electrolito
fuerte). Como cada mol de NaOH produce 1 mol de
Na+ y otro de OH–, estas especies tendrán la misma
concentración que la inicial de NaOH
FIN
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NaOH Na+ OH–
+
INICIO — —
— 0,625 M 0,625 M
pOH = – log [OH-]
0,625 M

FIN
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NaOH Na+ OH–
+
INICIO — —
— 0,625 M 0,625 M
pOH = – log [OH-] = – log 0,625 = 0,20
0,625 M

FIN
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NaOH Na+ OH–
+
INICIO — —
— 0,625 M 0,625 M
pOH = – log [OH-] = – log 0,625 = 0,20
pH + pOH = 14
0,625 M

Siempre se cumple esta expresión
FIN
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NaOH Na+ OH–
+
INICIO
FIN
— —
— 0,625 M 0,625 M
pOH = – log [OH-] = – log 0,625 = 0,20
pH = 13,8
0,625 M

pH + pOH = 14
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En una disolución acuosa de ácido fórmico 0,1 M, esta especie
está disociada en un 4,2%. ¿Cuál es el pH de la disolución?
(Ka,HCOOH= 1,77 × 10-4 molL-1)
PROBLEMA
En el caso anterior disponíamos de una
base fuerte; ahora se trata de un ácido
débil. Los electrolitos débiles (ácidos o
bases) no se disocian completamente en
disolución. Por lo tanto, hay que calcular
qué cantidad de ácido fórmico se disocia
en al anión formiato y protones
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HCOOH  HCOO– H3O+
+
H2O
+
En disolución, el ácido fórmico 0,1 M está disociado en un 4,2%. ¿Cuál es el pH?
(Ka,HCOOH= 1,77 × 10-4)
El ácido fórmico, HCOOH, se disocia según este equilibrio
(solo se desprende de uno de sus H, el unido a O; el otro
está unido covalente y fuertemente al C; la disociación
genera el anión formiato, HCOO–, y un ion hidronio, H3O+)
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+
INICIO 0,1 M — —
H2O
+
(Ka,HCOOH= 1,77 × 10-4)
Esta es la concentración de ácido fórmico
que se va a preparar para disolverlo en agua
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+
VARIAC.
H2O
+
– (0,1 × 0,042) M
(Ka,HCOOH= 1,77 × 10-4)
Como se disocia el 4,2% de esa cantidad,
desaparecerán de ácido fórmico:
0,1 × (4,2 / 100) moles/L = 0,0042 M…
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+
H2O
+
VARIAC. – 0,0042 M + 0,0042 M + 0,0042 M
(Ka,HCOOH= 1,77 × 10-4)
…para generar esas mismas cantidades
por litro de HCOO– y de H3O+, ya que la
reacción, según lo indica su
estequiometría, consiste en que cada
mol de HCOOH disociado genera 1 mol
de HCOO– y 1 mol de H3O+
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+
INICIO
EQUIL.
0,1 M — —
0,0958 M 0,0042 M 0,0042 M
H2O
+
VARIAC. – 0,0042 M + 0,0042 M + 0,0042 M
(Ka,HCOOH= 1,77 × 10-4)
En el equilibrio quedarán estas cantidades
(en moles por litro) de los tres compuestos
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+
pH = – log [H3O+]
H2O
+
EQUIL. 0,0958 M 0,0042 M 0,0042 M
VARIAC. – 0,0042 M + 0,0042 M + 0,0042 M
(Ka,HCOOH= 1,77 × 10-4)
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+
pH = – log [H3O+] = – log 0,0042 = 2,38
H2O
+
EQUIL. 0,0958 M 0,0042 M 0,0042 M
VARIAC. – 0,0042 M + 0,0042 M + 0,0042 M
(Ka,HCOOH= 1,77 × 10-4)
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¿Cuál es el pH de una disolución 1,34 M de fluoruro sódico?
(Ka,HF = 3,55 × 10–4 molL-1)
PROBLEMA
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¿Cuál es el pH de una disolución 1,34 M de fluoruro sódico? (Ka,HF= 3,55 × 10–4).
Los problemas anteriores se referían a una base y un
ácido; ahora tenemos una sal (NaF). Para calcular el pH
de una sal conviene investigar de qué ácido y de qué
base procede. En este caso son, respectivamente, el HF
(débil, y por eso en el enunciado nos dan su constante
de disociación) y la NaOH (base fuerte)
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NaF  F– Na+
+
En disolución acuosa esta sal se
disocia completamente (se dice que
es un electrolito fuerte) en F– y Na+
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F–  HF OH–
+
H2O
+
NaF F– Na+
+

Ambos iones podrían, en principio, reaccionar con el agua, pero en la
práctica solo lo hará el F– . Esto es así porque, al ser el HF un ácido débil,
la especie HF será más estable que la especie F– (pues la debilidad del HF
como ácido hace que se dé poco su reacción de disociación en F– y H+).
De este modo, si F– se encuentra con la posibilidad de convertirse
(aunque sea parcialmente) en HF, lo hará. La posibilidad la tiene
tomando un protón del H2O según la reacción escrita. (El Na+ no será
más que un “espectador” en este sistema, ya que no tiene ninguna
tendencia a tomar OH– del H2O para dar NaOH. La razón es que al ser
NaOH una base fuerte, lo que ocurre es precisamente lo contrario: que
se desprende de su OH– para dar Na+. Por todo ello, el valor del pH lo va
a determinar la presencia de iones F–, no la de iones Na+) F–
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F–  HF OH–
+
H2O
+
NaF F– Na+
+

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F–  HF OH–
+
VARIAC.
H2O
+
– x M
NaF F– Na+
+

Llamaremos x a la cantidad en moles/L
de F– que va a reaccionar con H2O
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F–  HF OH–
+
VARIAC.
H2O
+
– x M + x M + x M
NaF F– Na+
+

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F–  HF OH–
+
INICIO
EQUIL.
1,34 M — —
VARIAC.
H2O
+
– x M + x M + x M
NaF F– Na+
+

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F–  HF OH–
+
INICIO
EQUIL.
1,34 M — —
(1,34 – x) M x M x M
VARIAC.
H2O
+
– x M + x M + x M
NaF F– Na+
+

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F–  HF OH–
+
INICIO
EQUIL.
1,34 M — —
(1,34 – x) M x M x M
VARIAC.
H2O
+
– x M + x M + x M
NaF F– Na+
+
Kh =
Kw
Ka,HF

Esta reacción se llama de hidrólisis y
tiene, por lo tanto, su correspondiente
constante de hidrólisis, Kh, la cual se
calcula a partir de esta expresión
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F–  HF OH–
+
INICIO
EQUIL.
1,34 M — —
(1,34 – x) M x M x M
VARIAC.
H2O
+
– x M + x M + x M
NaF F– Na+
+
Kh =
Kw
Ka,HF
10 –14
=
3,55 × 10-4

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F–  HF OH–
+
INICIO
EQUIL.
1,34 M — —
(1,34 – x) M x M x M
VARIAC.
H2O
+
– x M + x M + x M
NaF F– Na+
+
Kh =
Kw
Ka,HF
10 –14
= =
3,55 × 10-4
2,82 × 10–11

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F–  HF OH–
+
INICIO
EQUIL.
1,34 M — —
(1,34 – x) M x M x M
VARIAC.
H2O
+
– x M + x M + x M
NaF F– Na+
+
[F– ]
Kh =
[HF][OH–]
Kh =
Kw
Ka,HF
10 –14
= =
3,55 × 10-4
2,82 × 10–11

Por otro lado, esta es la expresión de la
constante de hidrólisis en la reacción de
hidrólisis de este problema (la concentración
del H2O no figura por ser constante)
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F–  HF OH–
+
INICIO
EQUIL.
1,34 M — —
(1,34 – x) M x M x M
VARIAC.
H2O
+
– x M + x M + x M
NaF F– Na+
+
[F– ]
Kh =
[HF][OH–]
=
1,34 – x
x2
Kh =
Kw
Ka,HF
10 –14
= =
3,55 × 10-4
2,82 × 10–11

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F–  HF OH–
+
INICIO
EQUIL.
1,34 M — —
(1,34 – x) M x M x M
VARIAC.
H2O
+
– x M + x M + x M
NaF F– Na+
+
[F– ]
Kh =
[HF][OH–]
=
1,34 – x
x2
= 2,82 × 10–11
Kh =
Kw
Ka,HF
10 –14
= =
3,55 × 10-4
2,82 × 10–11

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F–  HF OH–
+
INICIO
EQUIL.
1,34 M — —
(1,34 – x) M x M x M
VARIAC.
H2O
+
– x M + x M + x M
NaF F– Na+
+
[F– ]
Kh =
[HF][OH–]
=
1,34 – x
x2
= 2,82 × 10–11
x = 6,14 × 10 –6
Kh =
Kw
Ka,HF
10 –14
= =
3,55 × 10-4
2,82 × 10–11

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F–  HF OH–
+
INICIO
EQUIL.
1,34 M — —
(1,34 – x) M x M x M
VARIAC.
H2O
+
– x M + x M + x M
NaF F– Na+
+
[F– ]
Kh =
[HF][OH–]
=
1,34 – x
x2
= 2,82 × 10–11
x = 6,14 × 10 –6 = [OH–]
Kh =
Kw
Ka,HF
10 –14
= =
3,55 × 10-4
2,82 × 10–11

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F–  HF OH–
+
INICIO
EQUIL.
1,34 M — —
(1,34 – x) M x M x M
pOH = – log [OH–] = 5,21
VARIAC.
H2O
+
– x M + x M + x M
NaF F– Na+
+
[F– ]
Kh =
[HF][OH–]
=
1,34 – x
x2
= 2,82 × 10–11
x = 6,14 × 10 –6 = [OH–]
Kh =
Kw
Ka,HF
10 –14
= =
3,55 × 10-4
2,82 × 10–11

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F–  HF OH–
+
INICIO
EQUIL.
1,34 M — —
(1,34 – x) M x M x M
pOH = – log [OH–] = 5,21
VARIAC.
H2O
+
– x M + x M + x M
NaF F– Na+
+
[F– ]
Kh =
[HF][OH–]
=
1,34 – x
x2
= 2,82 × 10–11
x = 6,14 × 10 –6 = [OH–]
Kh =
Kw
Ka,HF
10 –14
= =
3,55 × 10-4
2,82 × 10–11
pH = 14 – 5,21 = 8,79

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Se mezclan 25 mL de una disolución de CH3COOH 0,2 M con
35 mL de NaOH 0,1 M. ¿Cuál es el pH de la mezcla?
(Ka,HAc= 1,8 × 10–5 molL-1)
PROBLEMA
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Se mezclan 25 mL de una disolución de CH3COOH 0,2 M con 35 mL de NaOH 0,1 M.
¿Cuál es el pH de la mezcla? (Ka,HAc= 1,8 × 10–5).
En este problema se hace reaccionar un ácido débil con una base
fuerte. Se va a formar, por tanto, una sal. Hay dos posibilidades:
• Que la reacción sea estequiométrica, es decir, que solo se forme
sal, no sobrando nada de ácido o de base. En ese caso el problema
se resolverá como el anterior (será un problema de la hidrólisis de
la sal formada)
• Que se forme la sal pero sobre algo de ácido o de base
• Si sobra base, por ser esta fuerte será la que determine el pH
(en general, aunque en cada caso particular todo va a
depender de su fuerza relativa y otros posibles factores)
• Si sobra ácido, tendremos una mezcla de la sal formada y del
ácido débil de la que procede; se tratará de una disolución
amortiguadora
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25 ml
HAc 0,2 M
35 ml
NaOH 0,1 M
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25 ml
HAc 0,2 M
35 ml
NaOH 0,1 M
60 mL
HAc+NaOH
Al mezclar las disoluciones, el volumen total será de
60 mL (Nota: los volúmenes de líquidos no son
exactamente aditivos, pero se puede considerar muy
aproximadamente que sí lo son)
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25 mL dis. HAc ×
1000 mL dis. HAc
0,2 mol HAc
=
25 ml
HAc 0,2 M
35 ml
NaOH 0,1 M
60 mL
HAc+NaOH
Para saber si tras la reacción va a sobrar algo
de alguno de los reactivos conviene calcular
el número de moles que tenemos de ambos
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25 mL dis. HAc ×
1000 mL dis. HAc
0,2 mol HAc
=
= 0,0050 mol HAc
25 ml
HAc 0,2 M
35 ml
NaOH 0,1 M
60 mL
HAc+NaOH
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25 mL dis. HAc ×
1000 mL dis. HAc
0,2 mol HAc
=
= 0,0050 mol HAc
35 mL dis. NaOH ×
1000 mL dis. NaOH
0,1 mol NaOH
=
25 ml
HAc 0,2 M
35 ml
NaOH 0,1 M
60 mL
HAc+NaOH
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25 mL dis. HAc ×
1000 mL dis. HAc
0,2 mol HAc
=
= 0,0050 mol HAc
35 mL dis. NaOH ×
1000 mL dis. NaOH
0,1 mol NaOH
=
= 0,0035 mol NaOH
25 ml
HAc 0,2 M
35 ml
NaOH 0,1 M
60 mL
HAc+NaOH
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25 mL dis. HAc ×
1000 mL dis. HAc
0,2 mol HAc
=
= 0,0050 mol HAc
35 mL dis. NaOH ×
1000 mL dis. NaOH
0,1 mol NaOH
=
= 0,0035 mol NaOH
HAc  NaAc H2O
+
+ NaOH
25 ml
HAc 0,2 M
35 ml
NaOH 0,1 M
60 mL
HAc+NaOH
Esta es la reacción de neutralización que se produce
al mezclarlos (como se puede observar, es mol a mol,
es decir, 1 mol de HAc por cada mol de NaOH)
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25 mL dis. HAc ×
1000 mL dis. HAc
0,2 mol HAc
=
= 0,0050 mol HAc
35 mL dis. NaOH ×
1000 mL dis. NaOH
0,1 mol NaOH
=
= 0,0035 mol NaOH
HAc NaAc H2O
+
+ NaOH
0,0035 mol
0,0050 mol
ANTES
25 ml
HAc 0,2 M
35 ml
NaOH 0,1 M
60 mL
HAc+NaOH

Por lo tanto, cuando hacemos la mezcla
estamos combinando estas cantidades
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25 mL dis. HAc ×
1000 mL dis. HAc
0,2 mol HAc
=
= 0,0050 mol HAc
35 mL dis. NaOH ×
1000 mL dis. NaOH
0,1 mol NaOH
=
= 0,0035 mol NaOH
HAc NaAc H2O
+
+ NaOH
0,0035 mol
0,0050 mol
– 0,0035 mol
ANTES
VARIAC. – 0,0035 mol
25 ml
HAc 0,2 M
35 ml
NaOH 0,1 M
60 mL
HAc+NaOH

Como HAc y NaOH reaccionan mol a mol, reaccionarán las
mismas cantidades de estas dos especies. En este caso,
todo lo que podrá reaccionar son 0,0035 moles, pues son
los que hay de NaOH. De HAc, pues, sobrará algo
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25 mL dis. HAc ×
1000 mL dis. HAc
0,2 mol HAc
=
= 0,0050 mol HAc
35 mL dis. NaOH ×
1000 mL dis. NaOH
0,1 mol NaOH
=
= 0,0035 mol NaOH
HAc NaAc H2O
+
+ NaOH
0,0035 mol
0,0050 mol
– 0,0035 mol
ANTES
VARIAC. – 0,0035 mol + 0,0035 mol
25 ml
HAc 0,2 M
35 ml
NaOH 0,1 M
60 mL
HAc+NaOH

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25 mL dis. HAc ×
1000 mL dis. HAc
0,2 mol HAc
=
= 0,0050 mol HAc
35 mL dis. NaOH ×
1000 mL dis. NaOH
0,1 mol NaOH
=
= 0,0035 mol NaOH
HAc NaAc H2O
+
+ NaOH
0,0035 mol
0,0050 mol
– 0,0035 mol
ANTES
DESPUÉS
VARIAC. – 0,0035 mol + 0,0035 mol
0,0015 mol 0,0035 mol
25 ml
HAc 0,2 M
35 ml
NaOH 0,1 M
60 mL
HAc + NaAc

En resumen, tenemos una mezcla de ácido acético (0,0015 mol/L) y
de una de sus sales con una base fuerte (concretamente la sal NaAc).
Esta mezcla es, pues, una disolución amortiguadora
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25 mL dis. HAc ×
1000 mL dis. HAc
0,2 mol HAc
=
= 0,0050 mol HAc
35 mL dis. NaOH ×
1000 mL dis. NaOH
0,1 mol NaOH
=
= 0,0035 mol NaOH
HAc NaAc H2O
+
+ NaOH
0,0035 mol
0,0050 mol
pH = pKa,AcH + log
[NaAc]
[HAc]
– 0,0035 mol
ANTES
DESPUÉS
VARIAC. – 0,0035 mol + 0,0035 mol
0,0015 mol 0,0035 mol
25 ml
HAc 0,2 M
35 ml
NaOH 0,1 M
60 mL
HAc + NaAc

El pH se puede calcular
aplicando la ecuación de
Henderson-Hasselbalch
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25 mL dis. HAc ×
1000 mL dis. HAc
0,2 mol HAc
=
= 0,0050 mol HAc
35 mL dis. NaOH ×
1000 mL dis. NaOH
0,1 mol NaOH
=
= 0,0035 mol NaOH
HAc NaAc H2O
+
+ NaOH
0,0035 mol
0,0050 mol
– 0,0035 mol
ANTES
DESPUÉS
VARIAC. – 0,0035 mol + 0,0035 mol
0,0015 mol 0,0035 mol
pH = – log 1,8 × 10–5
+ log
0,0035/0,060
0,0015/0,060
25 ml
HAc 0,2 M
35 ml
NaOH 0,1 M
60 mL
HAc + NaAc

Para calcular las
concentraciones del ácido y la
sal hay que tener en cuenta
que las cantidades de moles
averiguadas están contenidas
en 60 mL de la mezcla
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25 mL dis. HAc ×
1000 mL dis. HAc
0,2 mol HAc
=
= 0,0050 mol HAc
35 mL dis. NaOH ×
1000 mL dis. NaOH
0,1 mol NaOH
=
= 0,0035 mol NaOH
HAc NaAc H2O
+
+ NaOH
0,0035 mol
0,0050 mol
– 0,0035 mol
ANTES
DESPUÉS
VARIAC. – 0,0035 mol + 0,0035 mol
0,0015 mol 0,0035 mol
pH = – log 1,8 × 10–5
+ log
0,0035/0,060
0,0015/0,060
= 5,1
25 ml
HAc 0,2 M
35 ml
NaOH 0,1 M
60 mL
HAc + NaAc

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Valoración ácido-base - Indicadores

NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
Una valoración ácido-base
consiste en calcular la
concentración de una
disolución de ácido
añadiéndole poco a poco una
disolución de base de
concentración conocida, o
viceversa. (Para explicarlo,
consideraremos que
conocemos las
concentraciones de ambas
sustancias). Todo se basa en
la medida continua del pH a
medida que se va añadiendo
la base sobre el ácido (o
viceversa)
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NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
En este ejemplo, conforme
vayamos añadiendo NaOH,
esta irá reaccionando con el
HCl. En el vaso se irá
formando sal, pero quedará
algo de ácido, mezclado.
Llegará un momento en que
la última gota de ácido
reaccione, momento en el
que en el vaso solo quedará
NaCl. Esta sal es neutra, por
lo que el pH en el vaso
debería ser en ese momento
7. Para detectar que
efectivamente se ha
alcanzado ese pH podemos
usar un indicador ácido-
base, del que añadiremos
unas gotas
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NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
HInd + H2O ⇌ Ind- + H3O+
Los indicadores ácido-base cambian de
color según el pH debido a reacciones
como esta, referida en concreto a un
indicador que en sí mismo tiene naturaleza
ácida (Hind). Este indicador tiene un color
determinado, pero al disociarse produce
una especie (Ind–) que tiene otro color. Al
añadir unas gotas de indicador a la
disolución de HCl, al ser el medio muy
ácido, el indicador estará en la forma
protonada (HInd), pero a medida que,
como consecuencia del proceso de
valoración con una base, el ácido que se
halla en el vaso vaya desapareciendo, irá
cobrando importancia la forma HInd– del
indicador
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NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
Si el medio es
ácido, dicho
ácido aporta
mucho H3O+,
que reacciona
con Ind–
En el ejemplo que
estamos considerando,
el medio es una
disolución de HCl, ácido
que produce una gran
concentración de H3O+
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NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
El equilibrio se desplazará hacia la izquierda,
efecto que hará que predomine la especie HInd
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Si el medio es
ácido, dicho
ácido aporta
mucho H3O+,
que reacciona
con Ind–

NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
Si se añaden
grupos
hidróxido, los
OH-
reaccionan con
los H3O+
A lo largo de la
valoración se van
añadiendo OH–
procedentes del NaOH.
Cuando el NaOH ha
neutralizado al HCl, sus
OH– se emplearán en
neutralizar también al
indicador (ya que en
este ejemplo, como se
ve, el indicador también
es un ácido)
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NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
Conforme vamos añadiendo base
vamos desplazando el equilibrio
hacia la derecha. Llegará un
momento en que el indicador solo
exista en la forma Ind–, que dará su
color a la disolución
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NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
HInd Ind–
Si empleamos el indicador fenolftaleína,
su forma Hind es incolora, pero su forma
Ind– es de color rosa-salmón; la aparición
de este color es la que indica el final de la
valoración, momento en que todo el HCl
del vaso habrá reaccionado con el NaOH
que se le vaya añadiendo
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NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
HInd Ind–
Si a lo largo de la valoración vamos midiendo
el pH con un pHmetro, podremos
representar la variación del pH en función
del volumen de NaOH añadido
Usamos un agitador para favorecer la reacción
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NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
HInd Ind–
Empezamos a añadir
NaOH y a medir el pH
Empezamos a añadir
NaOH y a medir el pH
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NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
HInd Ind–
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NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
Punto de
equiva-
lencia
HInd Ind–
En el momento
exacto en que la
NaOH neutraliza a
todo el HCl presente,
se produce un
cambio brusco de pH
y de color en el vaso
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NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
Si se sigue añadiendo NaOH, el pH
aumentará mucho debido a esta
especie, que ahora estará en
exceso (junto al NaCl formado)
Si se sigue añadiendo NaOH, el pH
aumentará mucho debido al
carácter básico del NaOH, que
ahora estará en exceso (junto a la
sal NaCl formada)
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NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
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NaOH 0.2 M
(50 mL)
HCl 0.2 M
(35 mL)
Vácido · Nácido = Vbase · Nbase
En el punto de equivalencia (señalado con el aspa) debe
cumplirse esta expresión que permitiría conocer la
concentración del ácido (en términos de normalidad, Nácido).
Vácido es la concentración de HCl inicial en el vaso, Vbase el
volumen de base que ha sido preciso añadir y Nbase la
normalidad de la base)
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Estos son ejemplos de
curvas de valoración
reales de ácidos de
distinta fuerza con
NaOH (base fuerte)
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Volumen de ácido añadido
Volumen de ácido añadido Volumen de ácido añadido
Base fuerte – Ácido fuerte Ácido fuerte – base débil
Ácido débil – base fuerte Ácido débil – base fuerte
En este caso se ha
procedido al revés: se
valora una base (en el
vaso de precipitados)
con un ácido (en la
bureta) que se va
añadiendo sobre ella
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Volumen de ácido añadido Volumen de ácido añadido
Base débil – Ácido fuerte
Base fuerte – Ácido débil Base débil– Ácido débil
Base fuerte – Ácido fuerte
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Otros
casos

Ácido poliprótico débil – base fuerte
Cuando el ácido es débil y tiene más
de un protón (diprótico, triprótico…),
en la valoración se suele observar
cómo se va neutralizando cada protón
(hay un salto de pH por cada protón)
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Intervalo de viraje de un indicador

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Supongamos un
indicador ácido débil
Hind disuelto en agua;
este sería su equilibrio
de disociación

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[HInd]
Ka,HInd =
[Ind–][H3O+]
Su Ka vendrá dada por
la siguiente expresión

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pH = pKa + log
[Ind-]
[HInd]
[HInd]
Ka,HInd =
[Ind–][H3O+]
Y tomando logaritmos
se llega a esta

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pH = pKa + log
[Ind-]
[HInd]
Si pH = pKa + 1  [Ind-] = 10 [HInd]
Si pH = pKa + 1  [Ind-] = 10 [HInd]
Si ponemos el indicador en una disolución cuyo pH sea una unidad
mayor que el pKa del indicador, a partir de la ecuación anteriores fácil
deducir que se cumplirá: log[Ind-]/[HInd] = 1  [Ind-] = 10 [HInd]. Es
decir, la forma Ind- tendrá una concentración 10 veces superior a la de
la forma HInd

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pH = pKa + log
[Ind-]
[HInd]
Si pH = pKa + 1  [Ind-] = 10 [HInd]
Si pH = pKa – 1  [HInd] = 10 [Ind-]
Pero si ponemos el indicador en una disolución
cuyo pH sea una unidad menor que el pKa del
indicador se cumplirá: log[Ind-]/[HInd] = -1 
[Ind-] = 0,1 [HInd], o bien [HInd] = 10 [Ind-]

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pH = pKa + log
[Ind-]
[HInd]
Si pH = pKa + 1  [Ind-] = 10 [HInd]
Si pH = pKa – 1  [HInd] = 10 [Ind-]
La argumentación hecha es la base de la definición del intervalo de viraje de un
indicador: se asume que el viraje de color se produce entre valores de pH una unidad
mayor y una unidad menor que el pKa del indicador, ya que se da por hecho que, cuando
la concentración de una de las formas es 10 veces superior a la de la otra, predominará
claramente su color sin riesgo de confundirse con el color de la otra forma
INTERVALO DE VIRAJE:
pH = pKa  1


Acidez/basicidad en otros disolventes
autoionizables

H2O NH3
No solo cabe considerar la acidez o
basicidad de determinadas
sustancias en disolución acuosa, sino
también en otros disolventes. Por
ejemplo, el amoniaco líquido
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H2O + H2O  H3O+ + OH− NH3 + NH3  NH4
+ + NH2
−
H2O NH3
Autoioniz.
El NH3 líquido es autoionizable en el sentido de que,
análogamente al H2O, que se autoioniza en H3O+ y
OH–, el NH3 lo hace en NH4
+ y NH2
–. En el amoniaco,
el NH4
+ hace el papel del H3O+ y el NH2
– el del OH–
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H2O + H2O  H3O+ + OH− NH3 + NH3  NH4
+ + NH2
−
H2O NH3
Ácido HCl  Cl− + H+
Autoioniz.
En este sentido, del mismo
modo que se considera que
en disolución acuosa el HCl
es un ácido porque libera
H+ (en realidad, H3O+)…
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H2O + H2O  H3O+ + OH− NH3 + NH3  NH4
+ + NH2
−
H2O NH3
Ácido HCl  Cl− + H+ NH4Cl  NH4
+ + Cl−
Autoioniz.
…en disolución de amoniaco
líquido el NH4Cl es un ácido
porque libera NH4
+
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H2O + H2O  H3O+ + OH− NH3 + NH3  NH4
+ + NH2
−
H2O NH3
+ + Cl−
Base NaOH  Na + OH− NaNH2  Na+ + NH2
−
Autoioniz.
En este mismo sentido también
podemos comparar lo que son
las bases en ambos disolventes
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H2O + H2O  H3O+ + OH− NH3 + NH3  NH4
+ + NH2
−
H2O NH3
+ + Cl−
Base NaOH  Na + OH− NaNH2  Na+ + NH2
−
Neutraliz. HCl + NaOH  NaCl + H2O NH4Cl + NaNH2  NaCl + 2NH3
Autoioniz.
Y lo que son las reacciones de
neutralización, que generan el disolvente
(H2O en un caso y NH3 en el otro)
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La teoría explicada aquí se puede afianzar resolviendo los ejercicios
correspondientes a este tema que figuran en:
Ejercicios de Reactividad Química Básica

Curso Básico de Reactividad Química
01 – Unidades y estequiometría
02 – Termodinámica química
03 – Equilibrio químico y ley de acción de masas
04 – Cinética química
05 – Equilibrios físicos
06 – Disoluciones y sus propiedades coligativas
07 – Equilibrios de ácidos y bases
08 – Equilibrios de solubilidad
09 – Reacciones de oxidación-reducción
10 – Electroquímica: pilas galvánicas y electrolisis
11 – Reacciones de polimerización y nucleares
12 – Visión general de la reactividad química

Para afianzar estos conocimientos conviene realizar los
Ejercicios de Reactividad Química Básica

Más teoría, ejercicios y prácticas de
Química General, Química Inorgánica Básica,
Química Orgánica Básica, Química Física,
Técnicas Instrumentales…
en
triplenlace.com/en-clase

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