1. El documento trata sobre la solubilidad, las teorías de ácidos y bases de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis, así como las propiedades de ácidos y bases en solución acuosa. 2. Incluye conceptos como equilibrios iónicos, pH, fuerza relativa de pares conjugados, reacciones de neutralización y hidrólisis. 3. También analiza ácidos y bases de interés como el amoniaco, ácido sulfúrico y nítrico, y el problema de la lluvia ácida

1. Solubilidad & Ácidos y bases
1. Concepto de ácido y base según la teoría de
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
Arrhenius
Concepto de ácido-base de Brønsted-Lowry..
Pares conjugados.
Fuerza relativa de los ácidos. Constante y
grado de disociación.
Equilibrio iónico del agua. Concepto de pH.
Cálculo y medida del pH en disoluciones
acuosas de ácidos y bases. Importancia del
pH en la vida cotidiana.
Concepto de ácido-base de Lewis
Reacciones de neutralización. Punto de
equivalencia.
Volumetrías ácido-base.
Aplicaciones y tratamiento experimental.
Equilibrios ácido-base de sales en disolución
acuosa. Estudio cualitativo de la hidrólisis.
Estudio de algunos ácidos y bases de interés
industrial y en la vida cotidiana. Amoniaco,
ácidos sulfúrico, nítrico y clorhídrico.
El problema de la lluvia ácida y sus
consecuencias.
© Patricio Gómez Lesarri

2. Objetivos
1. Definir los ácidos y las bases según las teorías de Brönsted –
Lowry y Lewis
2. Deducir la fórmula de un par conjugado
3. Conocer las propiedades de ácidos y bases en solución acuosa
4. Distinguir entre ácidos y bases fuertes y débiles, de acuerdo
con su grado de disociación, reactividad con el agua y
conductividad eléctrica
5. Distinguir entre disoluciones ácidas , básicas o neutras de
acuerdo con su pH
6. Conocer las implicaciones de la escala logarítmica de pH

3. 1. Teoría de la disociación electrolítica
 Electrolito: se disocia en iones
cuando se disuelve en agua
 Los
iones son los mismos
constituyentes del electrolito
 Propiedades
en
disolución
diferentes que en estado sólido
 Tipos: ácidos, bases y sales
AB → A+ + B −

4. 1. Equilibrios de solubilización
 Equilibrios heterogéneos y
homogéneos
 Equilibrio de solubilización
 Solubilidad
 Producto de solubilidad
α
K ps = [ A ] . [ B ]
β
 Relación entre solubilidad y
producto de solubilidad

5. 1. Concepto ácido-base de Arrhenius
 Ácido: electrolito que libera protones
HA → H + + A−
HCl → H + + Cl −
 Base: electrolito que libera hidroxilos
BOH → B + + OH − NaOH → Na+ + OH −
 Neutralización: reacción rápida y
cuantitativa entre ácidos y bases para
formar sal y agua
HA + BOH → BA + H 2O
HCl + NaOH → NaCl + H 2O

6. 2. Concepto ácido-base de Brønsted-Lowry
 Ácido: sustancia que cede protones a
otra
HA → H + + A −
 Base: sustancia que capta protones de
otra
H + + B → HB+
+
H + + NH 3 → NH 4
 Reacciones ácido-base: intercambio de
protones
HA + B → A − + HB+
+
HCl + NH 3 → Cl − + NH 4

7. 2. Par ácido-base conjugado
 Par de sustancias relacionadas
entre sí por pérdida o ganancia
de un protón
HA ↔ H + + A −
 Carácter complementario: ácido
y base
HCl ↔ H + + Cl −
+
NH 4 ↔ H + + NH 3

8. 3. Fuerza de ácidos y bases
 Constante de acidez, ionización
(disociación) ácida
HA + H 2O → A − + H 3O+
 H 3O + .  A − 

 
Ka =
[ HA]
B + H 2O → HB+ + OH −
 HB+ . OH − 



Kb =
[ B]
 Ácido / base fuerte: completamente
disociado, reacción completa frente
al agua
 Ácido / base débil: parcialmente
disociado frente al agua
 Carácter contrapuesto de los pares
conjugados

9. 4. Equilibrio iónico del agua
 Carácter anfótero del agua
2H 2O → H 3O + + OH −
 Producto iónico del agua
K w =  H 3O+ .OH −  = 10 −14



 Medio neutro
 H 3O+  = OH −  = 10 −7 M

 


10. 4. Escala del pH
 Concepto de pH
pH = − log  H 3O+ 


pOH = − log OH − 


 Medio ácido: pH < 7
 Medio neutro pH = 7
 Medio básico pH > 7

11. 4. Fuerza relativa de pares conjugados
 Carácter contrapuesto de los pares conjugados
−
HA + H 2O → A + H 3O
−
A + H 2O → HA + OH
+
−
 H 3O+ . A − 

 
Ka =
[ HA]
Kb =
[ HA] .OH − 


 A− 
 
 H 3O+ .  A−  OH − 
 A− 

  

 
Ka =
.
=
.K w
−
−
OH  [ HA] . OH 
[ HA]


Kw
Ka =
Kb

12. 5. Ácidos y bases de Lewis
 Par electrónico aportado por un
átomo
 Ácidos de Lewis: sustancia que
acepta un par de electrones para
la formación de un enlace
(orbital vacío)
 Bases de Lewis: sustancia que
aporta un par de electrones
(orbital con 2 electrones libres)

13. 6. Reacciones de neutralización
 Reacciones acido-base
 Aplicaciones analíticas
 Valoraciones (volumetrías) ácido-base
 Punto de equivalencia / Indicadores
 Precisión
Ma.Va = Mb.Vb
Na.Va = Nb.Vb
N = M . valencia

14. 7. Hidrólisis
 Reacción entre un ión y el agua que produce un cambio en el
pH del medio
 Sal ácido fuerte – base fuerte
 Sal ácido débil- base fuerte
Medio básico
 Sal ácido fuerte- base débil
Medio ácido
NaCl → Na + + Cl −
NaF → Na + + F −
F − + H 2O → HF + OH −
+
NH 4Cl → NH 4 + Cl −
+
NH 4 + H 2O → NH 3 + H 3O+

15. 8. Ácidos y bases de interés industrial
Amoniaco
Ácido sulfúrico
Ácido nítrico
Ácido clorhídrico

16. 9. Lluvia ácida