El documento trata sobre los sistemas ácido-base. Explica el sistema conjugado de ácidos y bases, la ionización del agua y el pH. También describe las disoluciones amortiguadoras y la hidrólisis de sales, así como los tipos de titulaciones ácido-base.

1. ÁCIDO -BASE
1.- Sistema ácido base conjugado
2.- Ionización del agua y pH
3.- Disoluciones amortiguadoras
4.- Hidrólisis de sales
5.- Titulaciones

2. Según Brönsted ySegún Brönsted y
Lowry en disoluciónLowry en disolución
acuosaacuosa
- Ácidos:Ácidos: son especies dadoras deson especies dadoras de
protones, éstos pasan a moléculas deprotones, éstos pasan a moléculas de
agua, formándose Hagua, formándose H33OO++

3. - Bases:Bases: son especies que recibenson especies que reciben
protonesprotones

4. El protón no tiene existencia libre, y debe pasar a otra
base. En consecuencia se establece un equilibrio en
un doble sistema conjugado:
Sistema conjugado
Ácido 1 + base 2  ácido 2 + base 1
ácido  base conjugada + protón

5. Ssistema conjugadoSsistema conjugado
H2SO4 + H2O HSO4
-
+ H3O-
ACIDO BASE
CONJUGADA
BASE ÁCIDO
CONJUGADO
HCO3
-
+ H2O H2SO3 + 0H-
BASE ÁCIDO
CONJUGADO
ACIDO BASE
CONJUGADA

6. Sistema conjugado
NH3 + H2O NH4 + OH-

7. Àcido conjugado Base conjugada
• H3
O+
• H2
O
• H2
O • OH-
• H2
SO4 • HSO4
-
• HSO4
-
• SO4
2-
• NH4
+
• NH3
• NH3 • NH2
-
• H3
PO4 • H2
PO4
-
• H2
PO4
-
• HPO4
2-
• HPO4
2-
• PO4
3-
• CH3
COOH • CH3
COO-
• CH3
NH3
+
• CH3
NH2

8. El agua como anfótero

9. • Fuertes
• Débiles
Fuerza de los
electrolitos

10. . Ionización del
agua y concepto de pH.
H2O + H2O H3O+
+ OH-
Kw = [H3O+
][OH-
]

11. A 25 ºC se cumple que:
Kw = [H3O+
] . [OH-
] = 10-14
Sacando logaritmos y cambiando el signo
-Log Kw = - Log [H3O+
] - Log [OH-
]
pKw = pH + pOH = 14
Esta expresión permite relacionar las
concentraciones de iones hidronio e hidroxilo en
una disolución

12. [ H3
O+
] pH carácter
10 -1
1 ácido
10 -2
2 ácido
10 -3
3 ácido
10 -4
4 ácido
10 -5
5 ácido
10 -6
6 ácido
10 -7
7 neutro
10 -8
8 básico
10 -9
9 básico
10 -10
10 básico
10 -11
11 básico
10 -12
12 básico
10 -13
13 básico
10 -14
14 básico

13. Efecto de ión comúnEfecto de ión común
HFHF(aq)(aq) + H+ H22OO(l)(l)  HH33OO++
(aq)(aq) ++ FF--
(aq)(aq)
NaFNaF(s)(s) + H+ H22OO(l)(l) NaNa++
(aq)(aq) ++ FF--
(aq)(aq)
FF--
(aq)(aq) es el ión comúnes el ión común
Cambia el equilibrio, pH aumenta

14. Efecto del ión comúnEfecto del ión común
Para basesPara bases
NHNH3(aq)3(aq) + H+ H22OO(l)(l)  NHNH44
++
(aq)(aq) + OH+ OH--
(aq)(aq)
Se agrega NHSe agrega NH44ClCl(s)(s)::
NHNH44ClCl(s)(s) + H+ H22OO  NHNH44
++
(aq)(aq) + Cl+ Cl--
(aq)(aq)
Cambia el equilibrio, pH disminuye

15. Efecto del ión comúnEfecto del ión común
Ejemplo:Ejemplo:
2.0 M HF2.0 M HF(aq)(aq) tiene un pH = 1.4tiene un pH = 1.4
Se agrega NaFSe agrega NaF(s)(s) hasta [NaFhasta [NaF(aq)(aq)] = 2.0 M,] = 2.0 M,
calcular el pHcalcular el pH
(K(Kaa (HF) = 7.2 x 10(HF) = 7.2 x 10-4-4
))

16. Efecto del ión comúnEfecto del ión común
HFHF(aq)(aq) + H+ H22OO(l)(l)  HH33OO++
(aq)(aq) + F+ F--
(aq)(aq)
NaFNaF(s)(s) + H+ H22OO(l)(l)  NaNa++
(aq)(aq) + F+ F--
(aq)(aq)
Inicial EquilibrioInicial Equilibrio
HFHF(aq)(aq) 2.02.0 2.0 - x2.0 - x
FF--
2.02.0 2.0 + x2.0 + x (de NaF + HF)(de NaF + HF)
HH33OO++
00 x (x (de la disociaciónde la disociación HFHF))

17. Efecto del ión comúnEfecto del ión común
Ka = 7.2 x 10-4
= [H3O+
] [F
-
]
[HF]
x (2.0 + x)
2.0 - x
=
≈
X (2.0)
2.0
(x se desprecia)
≈ x

18. Efecto del iónEfecto del ión
comúncomún
[H[H33OO++
] = x = 7.2 x 10] = x = 7.2 x 10-4-4
MM
pH = -logpH = -log1010 (7.2 x 10(7.2 x 10-4-4
))
= 3.14= 3.14
(era 1.4 antes de la adición de NaF)(era 1.4 antes de la adición de NaF)

19. DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS
Debe estar presente un ácido o base débil y su sal
Estas disoluciones tienen la capacidad de
resistir cambios de pH cuando se agrega
un ácido o base
Por ejemplo : CH3
COOH y CH3
COO-
CH3
COO-
+ H+
 CH3
COOH
CH3
COOH + OH-
 CH3
COO-
+ H2
O

20. CH3
COOH y CH3
COO-
y se agrega un ácido fuerte

21. CH3
COO-
+ H+
 CH3
COOH

22. CH3
COOH y CH3
COO-
y se agrega una base
fuerte

23. CH3
COOH + OH-
 CH3
COO-
+ H2
O

24. Ka =
[ A-
] [H3
O+
]
[ AH ]
=
[ A-
]
[H3
O+
]
[ AH ]
Ka
=
[ A-
]
-Log [H3
O+
]
[ AH ]
-Log Ka- Log
AH  A-
+ H3
O+
=
[ A-
]
pH
[ AH ]
pKa + Log
Ecuación de Henderson-Hasselbalch

25. HIDRÓLISIS
El comportamiento ácido o básico de las disoluciones
acuosas de sales neutras se debe a que, al menos, uno de
los iones de la sal reacciona con el agua y se produce la
hidrólisis

26. Desde el punto de vista cualitativo, pueden presentarse 4
casos distintos:
1.- Sal de ácido fuerte y base fuerte
HCl + NaOH NaCl + H2
O
• Na+
+ H2
O ⇒ No reacciona
• Cl-
+ H2
O ⇒ No reacciona
Ejemplo: NaCl, KI, NaNO3, etc.

27. 2.- Sal de ácido fuerte y base débil
HCl + NH3
 NH4
Cl
Ejemplos: NH4Cl, NH4NO3,
etc.
Cl-
no hidroliza
NH4
+
hidroliza
NH4
Cl + H2
O  NH4
+
+ Cl-
NH4
+
+ H2
O  NH3+ H3
O+
La sal producida genera una disolución ácida
Ka =
[NH3] [H3
O]
[NH4
+
]

28.
CH3
COOH + NaOH  CH3
COONa
Ejemplos: CH3COONa, KCN, Na2CO3, etc.
Na+
no hidroliza
CH3
COO-
hidroliza
3.- Sal de ácido débil y base fuerte
CH3
COO Na + H2
O  Na+
+ CH3
COO-
CH3
COO-
+ H2
O  CH3
COOH + OH-
Kb =
[ CH3
COOH ][ OH-
]
[ CH3
COO-
]
La sal producida genera una disolución básica

29. CH3
COOH + NH3
 CH3
COO NH4
Ejemplos: NH4CH3COO, NH4CO3
4.- Sal de ácido débil y base débil
CH3
COONH4
+ H2
O  NH4
+
+
CH3
COO-
NH4
+
hidroliza
CH3
COO-
hidroliza
El pH de la disolución va depender de la Ka y Kb

30. Titulación Punto de equivalencia
Moles de ácidos = moles de base

31. 1.- Titulación de un acido fuerte con una base fuerte

32. 2.- Titulación de un ácido débil con una base fuerte

33. 3.- Titulación de una base débil con un ácido fuerte