Acido-Base 2ºBach

1
REACCIONES DEREACCIONES DE
TRANSFERENCIA DETRANSFERENCIA DE
PROTONESPROTONES
REACCIONES DEREACCIONES DE
TRANSFERENCIA DETRANSFERENCIA DE
PROTONESPROTONES
Química 2º BachilleratoQuímica 2º BachilleratoQuímica 2º BachilleratoQuímica 2º Bachillerato

2
ÁCIDOSÁCIDOS::
Tienen sabor agrio.Tienen sabor agrio.
Son corrosivos para la piel.Son corrosivos para la piel.
Enrojecen ciertos colorantesEnrojecen ciertos colorantes
vegetales.vegetales.
Disuelven sustanciasDisuelven sustancias
Atacan a los metalesAtacan a los metales
desprendiendo Hdesprendiendo H22..
Pierden sus propiedades alPierden sus propiedades al
reaccionar con basesreaccionar con bases..
BASESBASES::
Tiene sabor amargo.Tiene sabor amargo.
Suaves al tacto peroSuaves al tacto pero
corrosivos con la piel.corrosivos con la piel.
Dan color azul a ciertosDan color azul a ciertos
colorantes vegetales.colorantes vegetales.
Precipitan sustanciasPrecipitan sustancias
disueltas por ácidos.disueltas por ácidos.
Disuelven grasas.Disuelven grasas.
Pierden sus propiedades alPierden sus propiedades al
reaccionar con ácidosreaccionar con ácidos..

1903 Tercer premio Nobel de Química1903 Tercer premio Nobel de Química
Svante August Arrhenius
(1859-1927)[http://nobelprize.org/chemistry/laureates/1903/index.html]
“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que ha
prestado al avance de la química mediante su teoría
electrolítica de la disociación”.
Limitaciones:
* Sustancias con propiedades básicas que no contienen
iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido)
* Se limita a disoluciones acuosas.
Se requiere una perspectiva más general

4
ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE
ARRHENIUS.
ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE
ARRHENIUS.
Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente
opuestos
• BaseBase es toda sustancia que contiene
algún grupo OH capaz de disociarse en
disolución acuosa, dando iones hidroxilo
OH-
. Por ejemplo:
NaOH (s) Na+
(aq) + OH-
(aq)
H2OHCl (g) Cl-
(aq) + H+
(aq)
H2O
Los iones H+
, en disolución acuosa, se
representan como la especie H3O+
(aq),
que se denomina ion hidronio.
• ÁcidoÁcido es toda sustancia que posee
algún átomo de hidrógeno capaz de
disociarse en disolución acuosa,
dando iones H+
. Por ejemplo:
Publica en 1887 su teoría de ““disociación iónica”disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos)
que en disolución se disocian en cationes y aniones. “Electrolito” es cualquier
sustancia que en disolución da iones y por tanto es capaz de transportar la corriente
eléctrica. Son electrolitos los ácidos, las bases y las sales.

5
Disociación ácido-base según ArrheniusDisociación ácido-base según Arrhenius
ÁCIDOS:ÁCIDOS: (incluiría los hidrácidos y los oxoácidos)(incluiría los hidrácidos y los oxoácidos)
AHAH (en disolución acuosa)(en disolución acuosa) →→ AA––
+ H+ H++
EjemplosEjemplos::

HClHCl (en disolución acuosa)(en disolución acuosa) →→ ClCl––
+ H+ H++
 HH22SOSO44 (en disolución acuosa)(en disolución acuosa) →→SOSO44
2–2–
+ 2 H+ 2 H++
BASES:BASES: (incluiría los hidróxidos)(incluiría los hidróxidos)
BOHBOH (en disolución acuosa)(en disolución acuosa) →→ BB ++
+ OH+ OH––
EjemploEjemplo::

NaOHNaOH (en disolución acuosa)(en disolución acuosa) →→ NaNa++
+ OH+ OH––
Neutralización
• Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:
H+
+ OH–
—→ H2O
• El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan
en disolución inalterados (sal disociada):
NaOH +HCl —→ H2O + NaCl (Na+
+ Cl–
)

6
DESVENTAJAS DE LA TEORIA DE ARRHENIUSDESVENTAJAS DE LA TEORIA DE ARRHENIUS
Solamente utiliza como disolvente el aguaSolamente utiliza como disolvente el agua
Las bases son sólo las sustancias que contienen ionesLas bases son sólo las sustancias que contienen iones
hidroxilo (lo que excluye amoniaco, Nahidroxilo (lo que excluye amoniaco, Na22 COCO33 etc.)etc.)
Los ácidos son sólo los que poseen hidrógeno (lo queLos ácidos son sólo los que poseen hidrógeno (lo que
excluye a los óxidos ácidos, tipo COexcluye a los óxidos ácidos, tipo CO22, SO, SO33…)…)
El ión hidronio, HEl ión hidronio, H33OO++
, no existe como tal, sólo el H, no existe como tal, sólo el H++
VENTAJASVENTAJAS
• Interpreta las reacciones ácido base en disolución
acuosa
• Compara la fuerza de los ácidos y las bases mediante la
constante de equilibrio y el grado de disociación

7
ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE BRÖNSTEDÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE BRÖNSTED Y
LOWRY.
ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE BRÖNSTEDÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE BRÖNSTED Y
LOWRY.• Ácido es toda especie capaz de ceder un protón. El concepto incluye iones como el
(formado al disolver
NaHCO3 en agua), ya que son capaces de ceder un protón a una molécula de agua:
• Ácido es toda especie capaz de ceder un protón. El concepto incluye iones como el
(formado al disolver
NaHCO3 en agua), ya que son capaces de ceder un protón a una molécula de agua:( ) ( ) ( ) ( )aqOHaqCOlOHaqHCO +−−
+→+ 3
2
323
−
3HCO
• Base es toda especie capaz de aceptar un protón. Además de las bases típicas
(hidróxidos), se puede incluir el amoniaco, ya que, al disolverse, acepta un protón del
agua, formando el ion amonio:
• Base es toda especie capaz de aceptar un protón. Además de las bases típicas
(hidróxidos), se puede incluir el amoniaco, ya que, al disolverse, acepta un protón del
agua, formando el ion amonio:
( ) ( )lOHaqNH 23 + ( ) ( )aqOHaqNH4
−+
+
La teoría de Brönsted y Lowry incluye a la de Arrhenius y la amplía:
•Las propiedades ácidas o bases no dependen de la sustancia en sí, dependen
de la sustancia con que reaccionen.
•No guarda relación con el concepto de sal de Arrehenius. La neutralización es
la transferencia de un protón del ácido a una base (par conjugado).
•El ser ácido o base no se limita al agua como disolvente.
•Se amplia el concepto de base: no son sólo los hidróxidos, sino las
sustancias que acepten protones.

8
PAR ÁCIDO-BASEPAR ÁCIDO-BASE
CONJUGADOS.CONJUGADOS.
PAR ÁCIDO-BASEPAR ÁCIDO-BASE
CONJUGADOS.CONJUGADOS.
Las sustancias que, como el agua, pueden actuar
como ácido o como base se llaman sustancias
anfóteras (por ejemplo, los aminoácidos, o los
iones intermedios de ácidos polipróticos)
Las sustancias que, como el agua, pueden actuar
como ácido o como base se llaman sustancias
anfóteras (por ejemplo, los aminoácidos, o los
iones intermedios de ácidos polipróticos)
como ácido
( ) ( ) ( ) ( )aqOHaqBHlOHaqB 2
−+
+→+
base
conjugadaácido
• Un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido-base conjugados, por
ejemplo: −
3HCO −2
3CO+
4NH (ácido) / NH3 (base) o (ácido) / (base)
como base
( ) ( ) ( ) ( )aqOHaqAlOHaqAH 32
+−
+→+
base
ácido
conjugado
ácido + base Ácido conjugado de la base + base conjugada del ácido

9
Ejemplo:Ejemplo: Justifica porqué el ión HCOJustifica porqué el ión HCO33
––
actúa como ácido frente al NaOH y como baseactúa como ácido frente al NaOH y como base
frente al HCl.frente al HCl.
El NaOH proporciona OHEl NaOH proporciona OH––
a la disolución:a la disolución:
NaOH (aq)NaOH (aq) →→ NaNa++
+ OH+ OH––
por lo que HCOpor lo que HCO33
––
+ OH+ OH––
 COCO33
2–2–
+ H+ H22OO
es decir,es decir, el ión HCOel ión HCO33
––
actúa como ácido, cede protones.actúa como ácido, cede protones.
El HCl proporciona HEl HCl proporciona H++
a la disolución:a la disolución:
HClHCl (aq)(aq) →→ HH++
+ Cl+ Cl––
por lo que HCOpor lo que HCO33
––
++ HH++
HH22COCO33 (CO(CO22 ++ HH22O)O)
es decir,es decir, el ión HCOel ión HCO33
––
actúa como base, acepta protonesactúa como base, acepta protones..
ES UNA SUSTANCIA ANFÓTERAES UNA SUSTANCIA ANFÓTERA

10
Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede HSiempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H++
) hay otra) hay otra
que se comporta como base (captura dichos Hque se comporta como base (captura dichos H++
).).
Cuando un ácido pierde HCuando un ácido pierde H++
se convierte en su “se convierte en su “base conjugadabase conjugada” y” y
ccuando una base captura Huando una base captura H++
se convierte en su “se convierte en su “ácido conjugadoácido conjugado”.”.
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–
)
– H+
+ H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+
)
+ H+
– H+
Disociación de un ácido:
• HCl (g) + H2O (l) → H3O+
(aq) + Cl–
(aq)
• En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+
se transforma en Cl–
(base conjugada)
Disociación de una base:
• HSO4
-
(aq) + H2O (l)  H2SO4 + OH–
• En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+
al HSO4
-
que se transforma en
H2SO4 (ácido conjugado)

11
AUTOIONIZACIÓN DELAUTOIONIZACIÓN DEL
AGUAAGUA
AUTOIONIZACIÓN DELAUTOIONIZACIÓN DEL
AGUAAGUA
Una disolución
es:
Ácida
Neutra
Básica
si [H3O+
] > [OH-
]
si [H3O+
] = [OH-
]
si [H3O+
] < [OH-
]
En una disolución acuosa diluida, la [H2O] es muy
grande y permanece prácticamente constante
(55,5 M), por lo que se incluye en el valor de la
constante de equilibrio, obteniéndose una nueva,
Kw, que recibe el nombre de producto iónico del
agua:
El agua se autoioniza según la ecuación H2O + H2O H3O+
(aq) + OH-
(aq)
Kw = Kc [ H2O]2
= [H3O+
][OH-
]
Kc =
[H3O+
][OH-
]
[H2O]2
= 3,2 10-18
(a 25ºC)
En cualquier disolución
acuosa, las variables [H3O+
] y
[OH-
] son inversamente
proporcionales
Reacción muy desplazada hacia la izquierda
la constante de equilibrio es muy pequeña

12
La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividadLa experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad
eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:
2 H2 H22O (l)O (l)  HH33OO++
(aq) + OH(aq) + OH––
(aq)(aq)
[[HH33OO++
]]·· [[OHOH––
]]
KKcc = ——————= ——————
[[HH22OO]]22
ComoComo [[HH22OO]] es constante por tratarse de un líquido, llamaremoses constante por tratarse de un líquido, llamaremos
KKww = K= Kcc ·· [[HH22OO]]22
, conocido como “, conocido como “producto iónico del aguaproducto iónico del agua””
+
= [ ]×[ ]-
w 3K H O OH
El valor de dicho producto iónico es:
KW (25ºC) = 10–14
M2
En el caso del agua pura:
———–
[H3O+
] = [OH–
] = √ 10–14
M2
= 10–7
M
Se denomina pH a:
Y para el caso de agua pura, como [H3O+
]=10–7
M:
pH = – log 10–7
= 7
3pH log [H O ]+
= −

13
FUERZA DE LOSFUERZA DE LOS
ÁCIDOSÁCIDOS
FUERZA DE LOSFUERZA DE LOS
ÁCIDOSÁCIDOS
• 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.
( ) ( ) ( ) ( )aqOHaqCllOHaqHCl 32
+−
+→+
• 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.
• Electrolitos fuertesElectrolitos fuertes: (: (→→)) Están totalmente disociados
Ejemplos: H Br (aq) → Br–
+ H+
– Otros ácidos fuertes: H Cl O4, H Br, H Cl O3, H I, H2 S O4, , H N O3
• Electrolitos débilesElectrolitos débiles: (: ()) Están disociados parcialmente
Ejemplos: CH3–COOH (aq)  CH3–COO–
+ H+
NH3 (aq)+ H2O  NH4
+
+ OH–
– Otros ácidos débiles: H F, H N O2, catión amonio, agua

14
[A–
] [H+
][HA]
Ácido fuerte
[H+
][A–
]
[HA][HA]
Ácido débil

15
FUERZA DE LAS BASESFUERZA DE LAS BASESFUERZA DE LAS BASESFUERZA DE LAS BASES
•Ejemplos de bases fuertes:
los hidróxidos de litio, sodio, potasio, rubidio, cesio (metales alcalinos) y
calcio, estroncio, bario (alcalino-térreos).
•Ejemplos de bases débiles:
amoniaco, aminas y las bases conjugadas de ácidos fuertes.
• 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)
• 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.
( ) ( )aqOHaqNH 34
++
+( ) +
+ OHaqNH 33

16
Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácido-base es una reacción
de transferencia de protones.
FUERZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS (p.FUERZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS (p.
206).206).
FUERZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS (p.FUERZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS (p.
206).206).
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.

17
FORTALEZA DE LAS ESPECIESFORTALEZA DE LAS ESPECIES
CONJUGADAS.CONJUGADAS.
FORTALEZA DE LAS ESPECIESFORTALEZA DE LAS ESPECIES
CONJUGADAS.CONJUGADAS.

18
FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y ESTRUCTURA MOLECULARFUERZA DE LOS ÁCIDOS Y ESTRUCTURA MOLECULARFUERZA DE LOS ÁCIDOS Y ESTRUCTURA MOLECULARFUERZA DE LOS ÁCIDOS Y ESTRUCTURA MOLECULAR
• En ácidos hidrácidos, cuanto menor es la
energía del enlace H – X, menos estable es el
enlace y con mayor facilidad se rompe, cediendo
el ion H+
•En ácidos oxácidos, cuanto más
electronegativo es el halógeno, más atrae el
par de electrones que comparte con oxígeno
unido al hidrógeno, por lo que éste se ioniza
más fácilmente.
•En ácidos oxácidos con el mismo halógeno,
cuantos más oxígenos haya alrededor del
halógeno, más fácilmente se cederá el protón, al
estar más polarizado el enlace O – H.

19
Ácidos débiles. Constante deÁcidos débiles. Constante de
ionizaciónionización
Ácidos débiles. Constante deÁcidos débiles. Constante de
ionizaciónionización• Se denominan ácidos débiles a los ácidos que se disocian sólo
parcialmente en agua: AH (aq) + H2O (l) A-
(aq) + H3O+
(aq)
•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
Kc =
[A-
][H3O+
]
[AH] [H2O] eq
La constante de equilibrio Ka se denomina constante de acidez o de ionización
del ácido , e incluye el producto Kc * [H2O] . Para un ácido cualquiera tiene la
expresión:
La constante del equilibrio anterior, Kc , se expresará como:
Ka =
[A-
][H3O+
]
[AH] eq

20
En disoluciones acuosas diluidas (En disoluciones acuosas diluidas ([[HH22OO]] ≈≈ constante) la fuerza de un ácidoconstante) la fuerza de un ácido
HA depende de la constante de equilibrio:HA depende de la constante de equilibrio:
HA + HHA + H22OO  AA––
+ H+ H33OO++
[[AA––
]] ·· [[HH33OO++
]] [[AA––
]] ·· [[HH33OO++
]]
KKcc = ——————= —————— ⇒⇒ KKcc ·· [[HH22OO]] = ——————= ——————
[[HAHA]] ·· [[HH22OO]] [[HAHA]]
constante de
⇐ disociación
(K acidez)
− +
×
× = =3
2
[ ] [ ]
[ ]
[ ]
C a
A H O
K H O K
HA
• Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles:
• Si Ka > 100 ⇒ El ácido es fuertefuerte y estará disociado casi en su totalidad.
• Si Ka < 1⇒ El ácido es débildébil y estará sólo parcialmente disociado.
• Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5
M

21
Bases débiles. Constante de ionizaciónBases débiles. Constante de ionizaciónBases débiles. Constante de ionizaciónBases débiles. Constante de ionización
• Se denominan bases débiles, a las bases que se disocian sólo parcialmente enSe denominan bases débiles, a las bases que se disocian sólo parcialmente en
agua, tras aceptar un protón de ésta: B (aq) + Hagua, tras aceptar un protón de ésta: B (aq) + H22O (l)O (l)  BHBH++
(aq) + OH(aq) + OH--
(aq)(aq)
•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.
Kc =
[OH-
][BH+
]
[B] [H2O] eq
La constante de equilibrio Kb se denomina constante de basicidad o de
ionización de la base, e incluye el producto Kc * [H2O] . Para una base cualquiera
tiene la expresión:
La constante del equilibrio anterior, Kc , se expresará como:
Kb=
[OH-
][BH+
]
[B] eq

22
En disoluciones acuosas diluidas (En disoluciones acuosas diluidas ([[HH22OO]] ≈≈ constante) la fuerza de una baseconstante) la fuerza de una base
BOH depende de la constante de equilibrio:BOH depende de la constante de equilibrio:
B + HB + H22OO  BHBH++
+ OH+ OH––
[[BHBH++
]] xx [[OHOH––
]] [[BHBH++
]] xx [[OHOH]]
KKcc = ——————= —————— ⇒⇒ KKcc xx [[HH22OO]] = —————= —————
[[BB]] xx [[HH22OO]] [[BB]]
⇐constante de disociación
(K basicidad)
+ −
×
× = =2
[ ] [ ]
[ ]
[ ]
C b
BH OH
K H O K
B
• Al igual que el pH se denomina pK a:
• pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb
• Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb
mayor es la fuerza del ácido o de la base.
• Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido
o de la base.

23
Relación entre Ka, Kb y KwRelación entre Ka, Kb y KwRelación entre Ka, Kb y KwRelación entre Ka, Kb y Kw
Conocida la Kb para una base se puede calcular la Ka de su ácido conjugado
Multiplicando ambas expresiones y simplificando:
[AH][OH-
]
[A-
]
Ka Kb =
[A-
] [H3O+
]
[AH]
= [H3O+
][OH-
] = Kw
Por tanto conocido, el valor de Kb para un base, se puede calcular el valor de Ka de
su ácido conjugado: Kw = Ka Kb (y viceversa)
Ka =
[A-
][H3O+
]
[AH]
AH + H2O A-
+ H3O+
Kb =
[AH][OH-
]
[A-
]
A-
+ H2O (l) AH + OH-

24
En la práctica, esta relación (KEn la práctica, esta relación (Kaa xx KKbb = K= KWW) significa que:) significa que:
-Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil.-Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil.
-Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.-Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte.
A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el aguaA la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua
se le suele llamarse le suele llamar constante de hidrólisisconstante de hidrólisis (K(Khh).).
Ejemplo:Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka delCalcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del
HCN vale 4,9 · 10–10 M.HCN vale 4,9 · 10–10 M.
El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por
tanto, su base conjugada, el CN–
, será una base
relativamente fuerte. Su reacción con el agua será:
CN–
+ H2O  HCN + OH–
KW 10–14
M2
Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5
M
Ka 4,9 x 10–10
M

25
Conociendo la concentración molar inicial (M) de un ácido débilConociendo la concentración molar inicial (M) de un ácido débil
monoprótico (en mol/L) , podemos obtener el valor de Ka en función demonoprótico (en mol/L) , podemos obtener el valor de Ka en función de
esa concentración y los iones formados en el equilibrio de ionización:esa concentración y los iones formados en el equilibrio de ionización:
HA (aq) + HHA (aq) + H22O(l)O(l)  AA––
(aq)+ H(aq)+ H33OO++
(aq)(aq)
Cálculo de la constante de ionización de ácidos y bases débilesCálculo de la constante de ionización de ácidos y bases débiles
• No se suele tener en cuenta la concentración inicial de iones hidronio
procedentes del equilibrio de autoionización del agua para determinar
la molaridad inicial de la disolución (por ser del orden de 10-7
).
• A menudo se simplifica el denominador de la expresión de Ka (M-x),
despreciando el valor de x, pues tiene un valor muy pequeño. Esta
aproximación será válida si (x/M)*100 es menor del 5%.
Con bases, se trabaja igual.

26
Grado de ionización (Grado de ionización ( αα)) en Ka y Kben Ka y KbGrado de ionización (Grado de ionización ( αα)) en Ka y Kben Ka y Kb
El grado de ionización α de un ácido o una base débiles es la relación
entre la concentración de iones en el equilibrio (x) y la concentración
inicial (M). Expresa el tanto por ciento de moléculas ionizadas.
[AH][AH] [H[H3300++
]] [A[A--
]]
Molaridad inicial ácido débilMolaridad inicial ácido débil MM 00 00
Cambios para el equilibrioCambios para el equilibrio -Mα-Mα + Mα+ Mα + Mα+ Mα
Molaridad en el equilibrioMolaridad en el equilibrio M- MαM- Mα MαMα MαMα
x
——
M
M α2
———
1- α

27
Relación entre la constanteRelación entre la constante
y el grado de disociación “y el grado de disociación “αα””
En la disociación de un ácido o una baseEn la disociación de un ácido o una base
Igualmente:Igualmente:
En el caso de ácidos o bases muy débiles (KEn el caso de ácidos o bases muy débiles (Kaa/c o K/c o Kbb/c < 10/c < 10–4–4
),), αα sese
desprecia frente a 1 con lo que: Kdesprecia frente a 1 con lo que: Kaa = c= c αα22
(K(Kbb = c= c αα22
))
De donde:De donde:
b
c
K
α
α
=
−
2
1
− +
× ×
= = =
−
2
3
1 1
[ ] [ ]
[ ] ( - )
a
A H O c c c
K
HA c
α α α
α α
= aK
c
α = bK
c
α
c
x
=αEl grado de disociación mide la proporción entre lo que
disocia de una sustancia y la cantidad que se puso
inicialmente de la misma.

28
CONCEPTO DE pHCONCEPTO DE pHCONCEPTO DE pHCONCEPTO DE pH
El pH de una disolución es el logaritmo en base 10, con el signo cambiado, de
la concentración de iones H3O+
expresada en mol L-1
. Por tanto,
[H3O+
] = 10-pH
(mol L-1
)
Para una temperatura dada, el producto iónico del agua permanece constante
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
[H3O+
]= 10-7
mol L-1
pH = 7
[H3O+
] < [OH-
]
Disolución básica
[H3O+
] < 10-7
mol L-1
pH > 7
Por tanto, para el agua pura:
pH = - log 10-7
= - (-7) = 7
A 25ºC, Kw = [H3O+
][OH-
] = 10 -14
moles2
L-2
y en el agua pura, [H3O+
] = [OH-
] = 10-7
mol L-1

29
Gráfica de pH en sustanciasGráfica de pH en sustancias
comunescomunes
ÁCIDO BÁSICO
141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7
Zumo de
limón Cerveza
Leche
Sangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada

30
Ejemplo:Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M deDeterminar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de
NHNH33 sabiendo que Ksabiendo que Kbb (25ºC) = 1,8 · 10(25ºC) = 1,8 · 10–5–5
MM
Equilibrio: NHEquilibrio: NH33 + H+ H22OO  NHNH44
++
+ OH+ OH––
conc. in.(mol/l): 0,2conc. in.(mol/l): 0,2 00 00
conc. eq.(mol/l): 0,2 – xconc. eq.(mol/l): 0,2 – x x xx x
[[NHNH44
++
]]xx [[OHOH––
]] xx22
KKbb = ——————— = ——— = 1,8= ——————— = ——— = 1,8 xx 1010–5–5
MM
[[NHNH33]] 0,2 – x0,2 – x
De donde se deduce que x =De donde se deduce que x = [[OHOH––
]] = 1,9= 1,9 xx 1010–3–3
MM
pOH = – logpOH = – log [[OHOH––
]] = – log 1,9= – log 1,9 xx 1010–3–3
== 2,722,72
pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 =pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,2811,28

31
CONCEPTO DE pOHCONCEPTO DE pOHCONCEPTO DE pOHCONCEPTO DE pOH
A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:
Como KComo Kww == [[HH33OO++
]]·· [[OHOH––
]] = 10= 10–14–14
MM22
Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos:Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos:
pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.
pOH log [OH ]−
= −
Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la [OH–
] y el pOH a la
temperatura de 25ºC?
pH = – log [H3O+
]= 12,6  de donde se deduce que: [H3O+
]= 10–pH
= 10–12,6
M = 2,5 · 102,5 · 10–13–13
MM
Como Kw = [H3O+
] · [OH–
] = 10–14
M2
entonces:
• KW 10–14
M2
[OH–
] = ——— = —————— = 0,04 M0,04 M
[H3O+
] 2,5 · 10–13
M
pOH = – log [OH–
] = – log 0,04 M = 1,41,4
Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

32
ÁCIDOS POLIPRÓTICOSÁCIDOS POLIPRÓTICOS
Son aquellos ácidos que pueden ceder más de un protón: el
sulfúrico, el sulfuroso, el fosfórico…
• Otro ejemplo es el ácido carbónico, que es un ácido diprótico
Ka1 =
[ ] [ ]+−
⋅ OHHCO 33
[ ]32COH
= 4,5 10-7
Ka2 =
[ ] [ ]+−
⋅ OHCO 3
2
3
[ ]−
3HCO
= 5,7 10-11
( ) ( )lOHaqCOH 232 + ( ) ( )aqOHaqHCO 33
+−
+
( ) ( )aqOHaqCO 3
2
3
+−
+( ) ( )lOHaqHCO 23 +−
Ka1 es mayor que Ka2, en un factor comprendido entre 104
y 105
. Esto es
un hecho general, pues la cesión de un protón (una partícula cargada
positivamente), le resulta más fácil a una especie neutra que a una
especie cargada negativamente.

Disoluciones amortiguadoras, reguladorasDisoluciones amortiguadoras, reguladoras
o tampóno tampón
Disoluciones amortiguadoras, reguladorasDisoluciones amortiguadoras, reguladoras
o tampóno tampón
33
Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental
(por ejemplo, en reacciones bioquímicas)
Disoluciones amortiguadoras (o tampón): son aquellas que
mantienen un pH aproximadamente constante al agregarles
pequeñas cantidades de ácido o base o al diluirlas.
Composición
Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada
(o una base débil y su ácido conjugado).
(ejemplo: CH3COOH/CH3COONa)

Comportamiento del sistema ácido acético / acetatoComportamiento del sistema ácido acético / acetato
de sodiode sodio
de sodiode sodio
34
CH3COONa (aq)
H2O
CH3COO-
(aq) + Na+
(aq)
La sal, electrolito fuerte, se ioniza totalmente en disolución:
• El ácido acético (débil) se encuentra en equilibrio con su base
conjugada (el acetato); el equilibrio estará muy desplazado hacia la
izquierda, por efecto del ión común (acetato):
• CH3–COOH (aq) + H2O(l)  CH3–COO–
(aq)+ H3O+
(aq)
Escribiendo la constante Ka del equilibrio anterior:
[sal]
[ácido]
KlogpH
;
[sal]
[ácido]
K
]COO–[CH
COOH]–[CH
K]O[H
;
COOH]–[CH
]O][HCOO–[CH
K
a
a
3
3
a3
3
33
a
−=
≅=
=
−
+
+−

de sodiode sodio
de sodiode sodio
35
CH3COONa (aq)
H2O
CH3COO-
(aq) + Na+
(aq)
Las reacciones químicas que tenemos en este sistema son:
• CH3–COOH (aq) + H2O(l)  CH3–COO–
(aq)+ H3O+
(aq)
• Si añadimos una pequeña cantidad de ácido a ese sistema, el
equilibrio se desplazará hacia la izquierda, manteniéndose el pH
en valores parecidos a los iniciales.
•Si añadimos una pequeña cantidad de base, reaccionará con los
hidronios presentes, desplazando de nuevo el equilibrio hacia la
izquierda, manteniendo pues el pH aproximadamente constante.
La capacidad amortiguadora de un sistema depende:
* Del número de moles de ácido y base
(deben ser altos para que la capacidad también lo sea)
* Del cociente [base]/[ácido].
(para que la capacidad sea alta, ha de ser próximo a 1.
Si es < 0.1 ó > 10, no será muy eficiente.
Mayor eficiencia: cuando pH = pKa)

36
Ejemplo:Ejemplo:
Calcular el pH de una disolución tampón formada por unaCalcular el pH de una disolución tampón formada por una
concentración 0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio.concentración 0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio.
KKaa (CH(CH33–COOH) = 1,8 · 10–COOH) = 1,8 · 10–5–5
M.M.
• El acetato está totalmente disociado (es una sal):
• CH3–COONa → CH3–COO–
+ Na+
• El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada
(acetato):
• H2O + CH3–COOH  CH3–COO–
+ H3O+
• cin (M) 0,2 0,2 (de la sal) 0
• ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x
Por el efecto del ion común, el grado de disociación del ácido se
considera despreciable, y rige la aproximación vista:
[sal]
[ácido]
KlogpH
;
[sal]
[ácido]
K
]COO–[CH
COOH]–[CH
K]OH
a
a
3
3
a3
−=
≅= −
+
Operando (son iguales las
concentraciones de ácido y sal):
pH = – log Ka * 1 = 4,744,74

37
Si a la disolución anterior le añadimos 0,1 moles de H Cl, ¿cuántoSi a la disolución anterior le añadimos 0,1 moles de H Cl, ¿cuánto
cambia el pH?cambia el pH?
• Tenemos las reacciones:
CH3–COONa → CH3–COO–
+ Na+
H2O + CH3–COOH  CH3–COO–
+ H3O+
Al añadir ácido (H Cl), el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, se
consume el anión acetato y se evita la formación de más hidronios;
aumenta la concentración de acético (la que había, más la formada
ahora), y disminuye la de acetato (la que había, la de la sal, menos la
consumida), en 0,1 moles.
H2O + CH3–COOH  CH3–COO–
+ H3O+
• cin (M) 0,2 0,2 (de la sal) 0
• ceq (M) 0,2 +0,1 0,2 -0,1 0,1 (del H Cl)
)variaciónpoca4,74;dabaanterior(el4,70pH
;
0,1]-[0,2
0,1][0,2
10*8,1
]eqCOO–[CH
COOH]eq–[CH
K]O[H
5
3
3
a3
=
+
==
−
−
+

Comportamiento de un sistema formado porComportamiento de un sistema formado por
una sal de ácido fuerte y base débil y la baseuna sal de ácido fuerte y base débil y la base
Comportamiento de un sistema formado porComportamiento de un sistema formado por
una sal de ácido fuerte y base débil y la baseuna sal de ácido fuerte y base débil y la base
38
Si el sistema está formado por una base y su ácido conjugado
(como en el caso del amoniaco y el cloruro de amonio), se
llegará, de modo equivalente, a la expresión de la
concentración de iones hidroxilo:
)14(
[sal]
[base]
KblogpOH;
[sal]
[base]
Kb][OH
=+
−=≅−
pOHpH

39
Hidrólisis de las salesHidrólisis de las salesHidrólisis de las salesHidrólisis de las sales
La hidrólisis de un catión es la reacción de éste con el agua
Cualquier catión cuya base conjugada sea débil tendrá carácter ácido
suficientemente fuerte como para reaccionar con el agua, y se hidrolizará soltando
protones, dando pH ácido.
Los cationes que proceden de los hidróxidos que son bases fuertes, que
se disocian totalmente resultan ser ácidos muy débiles y no reaccionan
con el agua (Na+
, Ca2+
, K+
, etc.)
Otros cationes, unidos a una o más moléculas de agua son capaces de ceder
un protón originando disoluciones ácidas.
( ) ( )lOHaqNH 24 ++
( ) +
+ OHaqNH 33
Hay cationes que son ácidos de Brönsted,
capaces de ceder un protón. Por ejemplo,
o las sales de amonio, donde el catión es
el +
4NH
( ) ( ) ( )lOHaqOHFe 2
3
62 +
+
( )[ ] ( ) ++
+ OHaqOHOHFe 3
2
52
( ) ( ) ( )lOHaqOHZn 2
2
62 +
+
( )[ ] ( ) ++
+ OHaqOHOHZn 352

40
Al disolver KCN, se libera el ion CN-
( base conjugada del HCN ácido
débil), que será una base fuerte y
tendrá cierta tendencia a captar un H+
Un anión cuyo ácido conjugado sea débil será una base lo bastante fuerte
como para reaccionar con el agua y se hidrolizará dando iones OH-
y
generando pH básico
La hidrólisis de un anión es la reacción de éste con el agua
Reacción desplazada a la izquierda; las moléculas del HCl ceden un H+
a los OH-
( ) ( )lOHaqCl 2+−
( ) ( )aqOHaqHCl −
+
Al disolver KCl en H2O se libera el ion Cl-
(base conjugada del HCl), que será una
base muy débil y no aceptará H+
del agua
( ) ( )lOHaqCN 2+−
( ) ( )aqOHaqHCN −
+
Los aniones de los ácidos fuertes
son bases débiles por lo que no
reaccionan con agua
Cl-
, Br-
, I-
,
−
3NO−
4ClO ,

41
TIPOS DE HIDRÓLISIS.TIPOS DE HIDRÓLISIS.TIPOS DE HIDRÓLISIS.TIPOS DE HIDRÓLISIS.
Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, lasSegún procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las
sales se clasifican en:sales se clasifican en:
Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerteSales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.. Ejemplo: Na ClEjemplo: Na Cl
Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: Na CNEjemplo: Na CN
Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NHEjemplo: NH44ClCl
Sales procedentes de ácido débil y base débil.Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NHEjemplo: NH44CNCN
Hidrólisis de las salesHidrólisis de las sales
Es la reacción ácido-base que pueden realizar
los iones procedentes de una sal con el agua

42
El catión sodio procede de base fuerte, por lo que es un ácido débil;El catión sodio procede de base fuerte, por lo que es un ácido débil;
el anión cloruro procede de ácido fuerte, por lo que es una baseel anión cloruro procede de ácido fuerte, por lo que es una base
débil (recordar teoría par ácido-base conjugado).débil (recordar teoría par ácido-base conjugado).
Eso explica que no tengan ninguna tendencia a reaccionar con losEso explica que no tengan ninguna tendencia a reaccionar con los
iones procedentes del equilibrio de autoionización del agua:iones procedentes del equilibrio de autoionización del agua:
HH22O + HO + H22OO  HH33OO++
(aq) + OH(aq) + OH--
(aq)(aq)
Al no ser alterado ese equilibrio por reacciones con otrosAl no ser alterado ese equilibrio por reacciones con otros
iones, se mantiene el pH neutro (7) de la disolución.iones, se mantiene el pH neutro (7) de la disolución.
Sales de ácido fuerte y base fuerte. Ej: NaSales de ácido fuerte y base fuerte. Ej: Na
ClCl
Sales de ácido fuerte y base fuerte. Ej: NaSales de ácido fuerte y base fuerte. Ej: Na
ClCl
Na Cl (aq) → Na+
(aq) + Cl–
(aq) disociación total (es una sal)

43
• El NaNa++
es un ácido muy débil (viene de base fuerte) y apenas reacciona con agua,
pero el CHCH33–COO–COO––
es una base fuerte (viene de ácido débil) y sí reacciona con el
agua de forma significativa:
• CH3–COO–
+ H2O  CH3–COOH+ OH–
lo que provoca un aumento en la concentración de hidroxilos, y
que el pH sea mayor que 7 (disolución básica).
Sales de base fuerte y ácido débil. Ej: CHCH33–COONa–COONaSales de base fuerte y ácido débil. Ej: CHCH33–COONa–COONa
Escribiendo la constante Kh del equilibrio anterior, llamada de hidrólisis:
;
]COO–[CH
]COOH][OH–[CH
K
3
3
h −
−
=
Multiplicando arriba y abajo por
la concentración de H3O+
, se
llega a la expresión:
Kb==
Ka
Kw
Kh
Cuanto más débil sea el ácido,
mayor será Kb, más básica será la
disolución

44
Sales de base débil y ácido fuerte. Ej: NHNH44ClClSales de base débil y ácido fuerte. Ej: NHNH44ClCl
;
][NH4
]O][H[NH
K
33
h +
+
=
la concentración de OH-
, se
Ka==
Kb
Kw
Kh
Cuanto más débil sea la base,
mayor será Ka, más ácida será la
disolución
El NHNH44
+
es un ácido relativamente fuerte (viene de base débil) y reacciona con el agua
mientras que el ClCl––
es una base débil (viene de ácido fuerte) y no lo hace de forma
significativa:
NH4
+
+ H2O  NH3 + H3O+
Aumenta la concentración de hidronios, por lo que el pH
disminuye por debajo de 7: Disolución ácida

45
Sales de ácido fuerte y base débil. Ej:Sales de ácido fuerte y base débil. Ej: NHNH44ClClSales de ácido fuerte y base débil. Ej:Sales de ácido fuerte y base débil. Ej: NHNH44ClCl
;
][NH4
]O][H[NH
K
33
h +
+
=
la concentración de OH-
, se
Ka==
Kb
Kw
Kh
Cuanto más débil sea la base,
mayor será Ka, más ácida será la
disolución
El NHNH44
+
es un ácido relativamente fuerte (viene de base débil) y reacciona con el agua
mientras que el ClCl––
es una base débil (viene de ácido fuerte) y no lo hace de forma
significativa:
NH4
+
+ H2O  NH3 + H3O+
Aumenta la concentración de hidronios, por lo que el pH
disminuye por debajo de 7: Disolución ácida

46
Sales de ácido débil y base débil. Ej:
NHNH44CNCN
Sales de ácido débil y base débil. Ej:
NHNH44CNCN
Kb*Ka
Kw
Kh = El pH dependerá del valor relativo de Ka y Kb
Tanto el catión como el anión sufrirán hidrólisis, por ser especies conjugadas de
ácidos o bases débiles. En estos casos:
Si Ka > Kb, el catión se hidroliza más que el anión, y el pH
será menor que 7 (disolución ácida)
Si Ka < Kb, el anión se hidroliza más que el catión, y el pH
será mayor que 7 (disolución básica)
Si Ka es aproximadamente igual a Kb, ambos iones se hidrolizarán de
modo semejante, y el pH será 7 (disolución prácticamente neutra)

47
En resumen : la hidrólisis es la reacción de los iones de una sal con el agua
Las sales pueden obtenerse por reacción de un ácido con una base.
Considerando el tipo de ácido y de base del que proceden , las sales se dividen en
• Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte como por ejemplo: NaNO3 o
CaCl2 ni el anión ni el catión experimentan hidrólisis sus disoluciones son neutras
(pH = 7)
• Sales procedentes de un ácido débil y una base fuerte como por ejemplo: Na2CO3 o
KCN sólo se hidroliza el anión, dando iones OH-
sus disoluciones son básicas (pH >7)
• Sales procedentes de un ácido fuerte y una base débil como por ejemplo: NH4NO3 o
FeCl3 sólo se hidroliza el catión, dando iones H3O+
sus disoluciones son ácidas (pH > 7)
• Sales procedentes de un ácido débil y una base débil como por ejemplo:
NH4CN o CaCl2 se hidrolizan tanto el anión como el catión la disolución es
ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado

48
EQUIVALENTE DE ÁCIDOS Y BASES.
NORMALIDAD.
EQUIVALENTE DE ÁCIDOS Y BASES.
NORMALIDAD.
Todas las reacciones químicas ocurren equivalente a equivalente
En todas las reacciones ácido-base se da la relación 1 eq de ácido : 1 eq de base
1 eq HCl : 1 eq Ca(OH)2
CaCl2 + 2 H2OCa(OH)2 + 2 HClUn ejemplo:
2 moles HCl
1 mol Ca(OH)2
2 eq HCl
2 eq Ca(OH)2
=
Una forma de expresar la
concentración de una disolución es la
Normalidad (L)disoluciónladevolumen
esequivalentdenúmero
N =
Valencia (v) para un ácido, el número de H+
que cede por molécula
Valencia (v) para una base, el número de H+
que reacciona con cada molécula
número de eq = número de moles .valencia N = M · vnúmero de eq = número de moles .valencia N = M · v

49
VALORACIONES ÁCIDO-BASE (pág.VALORACIONES ÁCIDO-BASE (pág.
223)223)
VALORACIONES ÁCIDO-BASE (pág.VALORACIONES ÁCIDO-BASE (pág.
223)223)
La volumetría ácido-base es un procedimiento
que permite calcular la concentración de una
disolución conociendo la concentración de otra,
en una reacción de neutralización ácido- base.
Se basa en el cambio brusco del pH de una
disolución (ácida o básica), cuando se completa la
reacción de neutralización (OH-
+ H+
= H2O)
Instante definido como
punto de equivalenciapunto de equivalencia
Para saber cuándo se ha alcanzado el punto
de equivalencia, se utiliza un indicadorindicador
ácido baseácido base, que avisa, cambiando decambiando de
colorcolor, cuando se ha completado la reacción
Ver flash de carpeta

50
Zona de viraje fenolftaleína
En el punto de equivalencia nº eq de ácido = nº de eq de base Na Va = Nb Vb
NORMALIDAD DEL ÁCIDO POR SU VOLUMEN ES IGUAL A
NORMALIDAD DE LA BASE POR SU VOLUMEN en el momento de la
neutralización.
20 40 60 V NaOH(ml)
12
10
8
6
4
2
pH Curvas de valoraciónCurvas de valoración
De ácido débil con base
fuerte: la sal formada da
hidrólisis básica.

51
El pH en el punto de equivalencia no es necesariamente 7
De base débil con ácido fuerte: hidrólisis
ácida
De ácido débil con base fuerte

52
Indicadores ácido- baseIndicadores ácido- baseIndicadores ácido- baseIndicadores ácido- base
Son ácidos o bases débiles cuyo color es diferente a su base o ácido conjugado
HIn (aq) + H2O (l)
Forma ácida (color 1)
In-
(aq) + H3O+
(aq)
Forma básica (color 2)
La constante de acidez del indicador es: KIn =
[In-
] [H3O+
]
[HIn]
[HIn]
[In-
]
[H3O+
]
KIn
⇒ =
El cambio de color se considera apreciable cuando [HIn] > 10·[In–
] o bien cuando
[HIn]< 1/10·[In–
] ; si se parecen las concentraciones, mezcla de colores
Si se añade una pequeña cantidad de indicador a un ácido AH:
HA + H2O  A–
+ H3O+
HIn (aq) + H2O (l)
In-
(aq) + H3O+
(aq)
Al aumentar la concentración de hidronio, por el efecto del ion común, el equilibrio
del indicador se desplazará hacia la izquierda, predominando entonces su color
ácido. Al combinar el indicador con una base, los hidroxilos que proceden de ésta
consumirán los hidronios del equilibrio del indicador, que se desplazará
entonces hacia la derecha, predominado su color básico.

53
EJEMPLOS DE INDICADORES ÁCIDO-BASE
Rojo
Naranja
Rojo
Rojo
Amarillo
Amarillo
Incoloro
Rojo
Amarillo
Amarillo
Amarillo
Azul
Azul
Azul
Rosa
Púrpura
1,2-2,8
3,1-4,4
4,2-6,3
5,0-8,0
6,0-7,6
8,0-9,6
8,2-10,0
11,0-12,4
1,7
3,4
5,0
6,5
7,1
8,9
9,4
11,7
Nombre del indicador
Azul de timol
Naranja de metilo
Rojo de metilo
Tornasol
Azul de bromotimol
Azul de timol
Fenolftaleína
Alizarina
pKin
Color forma
ácida
Color forma
básica
Rango pH de
cambio color
Un indicador es tanto más útil cuanto menor es su intervalo de viraje (rango de pH
en el cual pasa de forma ácida a básica o viceversa) y de forma más clara se
aprecia el cambio de color.

54
El SO2 junto con el O2 del aire y el agua atmosférica se transforma en ácido sulfúrico
SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (l)
LA LLUVIA
ÁCIDA.
LA LLUVIA
ÁCIDA.
Se debe principalmente a los ácidos sulfúrico y nítrico que se transforman en la
atmósfera a partir de contaminantes del aire
El ácido sulfúrico disuelto en el agua de la lluvia ataca a los materiales de construcción
como la piedra caliza o el mármol: CaCO3 (s) + H2SO4 (aq) CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2O (l)
El CaSO4 es una sal soluble que desaparece arrastrada por el agua de lluvia que la disuelve
El ácido sulfúrico procede principalmente del azufre del carbón utilizado en las centrales
térmicas, donde se transforma en SO2: 4 FeS2 (s) + 11O2 (g) 2Fe2O3 (s) + 8SO2 (g)
El ácido sulfúrico, es el
responsable, también, del
deterioro del papel de
libros y documentos
fabricados con trazas de
varios óxidos metálicos que
catalizan la conversión del
dióxido en trióxido de azufre
Los efectos de la lluvia ácida son especialmente dañinos en zonas que
son de granito o de otros materiales incapaces de neutralizar los iones H+

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