El documento describe las propiedades y teorías de los ácidos y bases. Brevemente resume que los ácidos tienen sabor agrio y son corrosivos, mientras que las bases tienen sabor amargo y son corrosivas. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis sobre la definición de ácidos y bases. También cubre conceptos como la neutralización, el equilibrio de ionización del agua, y el pH.

1. 1
Ácido-Base
ING. TEODORO RIEGA ZAPATA

2. 2
Características
ÁCIDOS:
 Tienen sabor agrio.
 Son corrosivos para la
piel.
 Enrojecen ciertos
colorantes vegetales.
 Disuelven sustancias
 Atacan a los metales
desprendiendo H2.
 Pierden sus propiedades al
reaccionar con bases.
BASES:
 Tiene sabor amargo.
 Suaves al tacto pero
corrosivos con la piel.
 Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales.
 Precipitan sustancias
disueltas por ácidos.
 Disuelven grasas.
 Pierden sus propiedades al
reaccionar con ácidos.

3. 3
Definición de Arrhenius
 Publica en 1887 su teoría de
―disociación iónica”.
* Hay sustancias (electrolitos) que en disolución
se disocian en cationes y aniones.
 ÁCIDO: Sustancia que en disolución
acuosa disocia cationes H+.
 BASE: Sustancia que en disolución acuosa
disocia aniones OH–.

4. 4
Disociación
 ÁCIDOS:
 AH (en disolución acuosa) A– + H+
 Ejemplos:
* HCl (en disolución acuosa) Cl– + H+
* H2SO4 (en disolución acuosa) SO4
2– + 2 H+
 BASES:
 BOH (en disolución acuosa) B + + OH–
 Ejemplo:
* NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–

5. 5
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. 6
Teoría de Brönsted-Lowry.
 ÁCIDOS:
 ―Sustancia que en disolución cede H+‖.
 BASES:
 ―Sustancia que en disolución acepta H+‖.

7. 7
Par Ácido/base
conjugado
 Siempre que una sustancia se comporta como
ácido (cede H+) hay otra que se comporta
como base (captura dichos H+).
 Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su
―base conjugada” y cuando una base captura
H+ se convierte en su ―ácido conjugado”.
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)
– H+
+ H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)
+ H+
– H+

8. 8
Ejem. de par Ácido/base
conjugado
Disociación de un ácido:
 HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac)
 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:
 NH3 (g) + H2O (l)  NH4
+ + OH–
 En este caso el H2O actúa como ácido pues
cede H+ al NH3 que se transforma en NH4
+
(ácido conjugado)

9. 9
Teoría de Lewis
()
ÁCIDOS:
 ―Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aceptar un par de electrones y
formar un enlace covalente coordinado‖.
BASES:
 ―Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones para
formar un enlace covalente coordinado‖.

10. 10
Teoría de Lewis
(Ejemplos)
 HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac)
En este caso el HCl es un ácido porque
contiene un átomo (de H) que al disociarse
y quedar como H+ va a aceptar un par de
electrones del H2O formando un enlace
covalente coordinado (H3O+).
 NH3 (g) + H2O (l)  NH4
+ + OH–
En este caso el NH3 es una base porque
contiene un átomo (de N) capaz de aportar
un par de electrones en la formación del
enlace covalente coordinado (NH4
+).

11. 11Teoría de Lewis
(cont.)
 De esta manera, sustancias que no tienen
átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden
actuar como ácidos:
 AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3
 Cl H Cl H
| | | |
Cl–Al + : N–H Cl–Al N–H
| | | |
Cl H Cl H

12. 12Equilibrio de ionización
del agua.
 La experiencia demuestra que el agua tiene una
pequeña conductividad eléctrica lo que indica que
está parcialmente disociado en iones:
 2 H2O (l)  H3O+(ac) + OH– (ac)
 H3O+ · OH–
Kc = ——————
H2O 2
 Como H2O es constante por tratarse de un
líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O 2
 conocido como ―producto iónico del agua‖
[ ]×[ ]-
w 3K H O OH

13. 13
Concepto de pH.
 El valor de dicho producto iónico del agua
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 ]

14. 14
Tipos de disoluciones
 Ácidas: H3O+ > 10–7 M pH < 7
 Básicas: H3O+ < 10–7 M pH > 7
 Neutras: H3O+ = 10–7 M pH = 7
 En todos los casos: Kw = H3O+ · OH–
 luego si H3O+ aumenta (disociación de un
ácido), entonces OH– debe disminuir para
que el producto de ambas concentraciones
continúe valiendo 10–14 M2

15. 15
Gráfica de pH en sustancias
comunes
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

16. 16
Concepto de pOH.
 A veces se usa este otro concepto, casi
idéntico al de pH:
 Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
 Aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos:
 pH + pOH = 14
 para una temperatura de 25ºC.
pOH log [OH ]

17. 17
EJEMPLO

Si en una solución la concentración molar de iones es
Determinar el PH y el POH.
H
8
10
PH = - log[ ]
8
10
PH = -(-8)
PH = 8

18. 18
Ejercicio : Una disolución de ácido sulfúrico
tiene una densidad de 1,2 g/ml y una riqueza
del 20 % en peso.
a) Calcule su concentración expresada en
moles/litro y en gramos/litro.
b) Calcule el pH

19. 19
ns ms conc(g/L) 240 g/L
Molaridad = —— = ——— = ———— = ————
Vdn Vdn x Ms Ms 98 g/mol
Molaridad = 2,45 mol/L
b) pH = –log [H+] = –log ( 2,45 M) =
a) ms ms
% = —— x 100 = ——— x 100
mdn Vdn x d
ms % x d 20 x 1,2 g
conc (g/L) = —— = —— = ————— = 240 g/L
Vdn 100 10–3 L x 100

20. 20
Electrolitos fuertes y
débiles
 Electrolitos fuertes: ( )
Están totalmente disociados
* Ejemplos: HCl (ac) Cl– + H+
NaOH (ac) Na+ + OH–
 Electrolitos débiles: ()
Están disociados parcialmente
* Ejemplos: CH3–COOH (ac)  CH3–COO– + H+
NH3 (ac)+ H2O  NH4
+ + OH–

21. 21
Electrolitos fuertes y débiles
[A–] [H+]
[H+][A–]
[HA][HA]
Ácido fuerte
[HA]
Ácido débil

22. 22
Fuerza de ácidos.
 En disoluciones acuosas diluidas ( H2O
constante) la fuerza de un ácido HA depende
de la constante de equilibrio:
 HA + H2O  A– + H3O+
A– · H3O+ A– · H3O+
Kc = —————— Kc · H2O = ——————
HA · H2O HA
3
2
[ ] [ ]
[ ]
[ ]
C a
A H O
K H O K
HA
constante de
disociación
(K acidez)

23. 23Fuerza de ácidos
(cont.).
 Según el valor de Ka hablaremos de ácidos
fuertes o débiles:
 Si Ka > 100 El ácido es fuerte y estará
disociado casi en su totalidad.
 Si Ka < 1 El ácido es débil 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

24. 24
Ácidos polipróticos
 Son aquellos que pueden ceder más de un H+.
Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.
 Existen pues, tantos equilibrios como H+
disocie:
 H2CO3 + H2O  HCO3
– + H3O+
 HCO3
– + H2O  CO3
2– + H3O+
 HCO3
– · H3O+ CO3
2– · H3O+
Ka1 = ———————— Ka2 = ———————
H2CO3 HCO3
–
 Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M
 La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

25. 25
Ejemplo: Sabiendo que la constante de
acidez del ácido fosfórico es: Ka = 7,5 x 10–3,
calcular las concentraciones de los iones H3O+,
H2PO4 en una disolución de H3PO4 0,08 M.

26. 26
Equilibrio 1: H3PO4 + H2O  H2PO4
– + H3O+
c. in.(mol/l): 0,08 0 0
c. eq.(mol/l): 0,08 – x x x
x = 0,021
2
32 4 3
1
3 4
[ ] [ ]
7,5 10
[ ] 0,08
a
H PO H O x
K M
H PO x
2 4 3[ ] [ ] 0,021H PO H O M

27. 27
Fuerza de bases.
 En disoluciones acuosas diluidas ( H2O
constante) la fuerza de una base BOH
depende de la constante de equilibrio:
 B + H2O  BH+ + OH–
 BH+ x OH– BH+ x OH–
Kc = —————— Kc x H2O = ——————
B x H2O B
2
[ ] [ ]
[ ]
[ ]
C b
BH OH
K H O K
B
(K basicidad)

28. 28
Fuerza de ácidos y bases
(pK)
 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.

29. 29
Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de
una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo
que Kb (25ºC) = 1,8 x 10–5 M

30. 30
 Equilibrio: NH3 + H2O  NH4
+ + OH–
 conc. in.(mol/l): 0,2 0 0
 conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x
 NH4
+ x OH– x2
Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M
NH3 0,2 – x
 De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M
 pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,72
 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

31. 31Disoluciones
amortiguadoras
(tampón) 
 Son capaces de mantener el pH después de
añadir pequeñas cantidades tanto de ácido
como de base. Están formadas por:
 Disoluciones de ácido débil + sal de dicho
ácido débil con catión neutro:
* Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
 Disoluciones de base débil + sal de dicha
base débil con anión neutro:
* Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.

32. 32
Variación del pH al añadir
pequeñas cantidades de
NaOH o HCl
© Ed. Santillana

33. 33
Ejemplo: Calcular el pH de una disolución
tampón formada por una concentración
0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato
de sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M.

34. 34
 El acetato está totalmente disociado:
 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 0
 ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x

35. 35
 CH3–COO– · H3O+ (0,2+x) · x M2
1,8 · 10–5 M = ————————— = ——————
CH3–COOH (0,2 – x) M
 De donde se deduce que:
 x = H3O+ = 1,8 · 10–5 M
 pH = – log H3O+ = 4,74

36. 36Indicadores de pH
(ácido- base)
 Son sustancias que cambian de color al
pasar de la forma ácida a la básica:
 HIn + H2O  In– + H3O+
forma ácida forma básica
 El cambio de color se considera apreciable
cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–]
 In– · H3O+ HIn
Ka = —————— H3O+ = Ka · ———
HIn In–
 pH = pKa + log In– / HIn = pKa 1

37. 37
Algunos indicadores de pH
Indicador
Color forma
ácida
Color forma
básica
Zona de
viraje (pH)
Violeta de
metilo
Amarillo Violeta 0-2
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de
metilo
Rojo Amarillo 4-6
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

38. 38
Valoraciones
ácido-base
 Valorar es medir la
concentración de un
determinado ácido o
base a partir del
análisis volumétrico
de la base o ácido
utilizado en la
reacción de
neutralización.

39. 39
•Si la solución patron es acida la solución
problema debe ser basica.
•Si la solución patrón es básica la solución
problema debe ser acida.
•..
Consideremos que la solución ploblema sea
básica, medimos un volumen de esta y ponemos
en un matraz, adicionamos unas gotas de
indicador de fenolftaleina.
Con la solución patrón (acido) llenamos una
bureta hasta el punto cero y la adaptamos a un
soporte universal como indica la figura.

40. 40
•La solución patrón debe dejarse gotear muy
lentamente, simultaneamente se va agitando
la solución problema. Esta operación
termina justo en el instante que cae la gota
que origina el cambio de color en la
solución problema (base).
•A este punto se le llama punto de
equivalencia , cumpliendose en este
instante:
#Eq –g Acido = #Eq-g Base
Vacido
VbaseNbase
Nacido
N base = conocido, es la solución problema
V base = conocido , se lee en la bureta
V acido = conocido, se midio previamente.

41. 41
•En la titulación de una solución problema
de 40mL de solución de NaOH, se alcanzo
el punto de equivalencia con 32,8mL de
H2SO4 , 0,255N. Cuál es la normalidad de
la solución de NaOH?
Ejm:

42. 42
Gráfica de valoración de
vinagre con NaOH
Zona de viraje fenolftaleína
20 40 60 V NaOH(ml)
12
10
8
6
4
2
pH

43. 43Valoraciones
ácido-base.
 La neutralización de un ácido/base con una
base/ácido de concentración conocida se
consigue cuando n(OH–) = n(H3O+).
 La reacción de neutralización puede
escribirse:
b HaA + a B(OH)b BaAb + a·b H2O
 En realidad, la sal BaAb (aBb+ + bAa–) se
encuentra disociada, por lo que la única
reacción es: H3O+ + OH– 2 H2O
n(ácido) x a = n(base) x b

44. 44
Valoraciones ácido-
base
 Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b
 Todavía se usa mucho la concentración
expresada como Normalidad:
 Normalidad = Molaridad x n (H u OH)
 Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
 En el caso de sales procedentes de ácido o
base débiles debe utilizarse un indicador
que vire al pH de la sal resultante de la
neutralización.
Simulación

45. 45
Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4
se neutralizan con 25 ml de una disolución
2 M de Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?

46. 46
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 3SO4
2– +2Al3+ + 6 H2O
 25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x Mácido x 2
 De donde:
 25 ml x 2 M x 3
Mácido = ——————— = 0,75 M
100 ml x 2
 [H2SO4] = 0,75 M
 Vácido x Nácido = Vbas x Nbase (Nbase= 3 x Mbase)
 100 ml x Nácido = 25 ml x 6 N
 Nácido = 1,5 N Mácido= Nácido/2 = 0,75 M