Acido Base

Reacciones ácido - base

8.- REACCIONES ACIDO-BASE.

8.1.- Introducción. ................................................................................. 200

8.2.- Concepto ácido-base según Arrhenius. ........................................ 201

8.3.- Teoría de Brönsted-Lowry. ......................................................... 203

8.4.- Definición ácido-base según Lewis. ............................................. 206

8.5.- Autoionización del agua. Escala pH. ........................................... 208

8.6.- Cálculo del pH de disoluciones ácidas y básicas. ......................... 209
8.6.1.- Ácidos y bases fuertes. ..................................................................... 209
8.6.2.- Ácidos y bases débiles. .................................................................... 209

8.7.- Hidrólisis. ...................................................................................... 209
8.7.1.- Sales de ácido fuerte y base fuerte. ................................................... 210
8.7.2.- Sales de ácido fuerte y base débil. ..................................................... 210
8.7.3.- Sales de base fuerte y ácido débil. ..................................................... 212
8.7.4.- Sales de ácido débil y base débil. ...................................................... 214

8.8.- Indicadores. ................................................................................... 215

8.9.- Volumetrías ácido-base. ................................................................ 216
8.9.1.- Valoración ácido fuerte-base fuerte. ................................................. 217
8.9.2.- Valoración ácido débil-base fuerte. .................................................. 218
8.9.3.- Valoración base débil-ácido fuerte. ................................................... 219

8.10.- Disoluciones amortiguadoras. .................................................... 219

8.11.- Problemas y cuestiones. ............................................................. 222

199

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8.1.- Introducción.

Hay tres tipos fundamentales de reacciones químicas en función de su mecanismo de
reacción:

a) Ácido – base: tiene lugar una transferencia de protones.
b) Redox: tiene lugar una transferencia de electrones.
c) Precipitación: se forma un compuesto insoluble que precitita en estado sólido.

En este tema, vamos a estudiar las reacciones ácido-base y en los dos siguientes, las
Redox y las de precipitación.

Los ácidos y las bases son familias de compuestos químicos. Todos los ácidos, al igual
que las bases, poseen un similar comportamiento químico.

Los ácidos tienen un sabor característico agrio, enrojecen
el papel de tornasol, son capaces de disolver el mármol y
reaccionan fácilmente con las bases obteniéndose la sal
correspondiente. Por ejemplo:

H2SO4 + 2 Na(OH) Na2SO4 + H2O

también los ácidos reaccionan con los óxidos de los metales (los
llamados óxidos básicos), dando asimismo, la sal
correspondiente, por ejemplo:

2 HCl + K2O 2 KCl + H2O

y reaccionan con muchos metales, disolviéndolos y desprendiendo hidrógeno; por ejemplo:

2 HCl + Zn ZnCl2 + H2

Por su parte, las bases o álcalis (del árabe “al kali” que
significa cenizas vegetales), tienen un sabor amargo, una
sensación jabonosa al tacto, colorean de azul el papel de tornasol
y reaccionan con los ácidos para formar las sales
correspondientes.

Este comportamiento químico similar tanto en los ácidos
como en las bases, se debe a razones derivadas de la estructura
química de sus moléculas.

Vamos a ver en primer lugar cómo ha ido evolucionando el concepto de ácido y de
base a lo largo de la historia.

200


8.2.- Concepto de ácido - base según Arrhenius.

El concepto de ácido y base que, hoy en día sigue
prevaleciendo con algunas mejoras, fue propuesto por Svante
Arrhenius en 1884 como parte de otra teoría, también propuesta por
él: la teoría de la ionización.

- Ácido: Es cualquier sustancia que en disolución acuosa es
capaz de dar protones (H+). Por ejemplo:
H2SO3 HSO3- + H+ SO3-2 + 2 H+

- Base: Es cualquier sustancia que en disolución acuosa es
capaz de dar iones oxidrilo (OH-). Por ejemplo:
Na(OH) Na+ + OH-

Fue la primera teoría que sugirió la causa de las propiedades comunes de los ácidos y
las bases, (la producción de H+ para los ácidos y OH- para las bases) lo que conduce a
identificar reacciones ácido - base por ser estos iones los causantes de las mismas. Sin
embargo surgieron algunas dificultades:

a) En disolución acuosa, el ion H+ no existe ya que al tener un radio pequeño y no
poseer electrones, se solvata con mucha facilidad:

HCl + H2O Cl- + H3O+

b) Existen sustancias que no poseen grupos OH- y son capaces de comportarse como
las bases. Por ejemplo:

NH3 + HCl NH4Cl

el NH3 reacciona con los ácidos para dar una sal.

A pesar de todo, la teoría de Arrhenius permite dar una explicación satisfactoria de la
fuerza de un ácido, por ejemplo en la reacción:

HA + H2O A- + H3O+ K=
[H O ]⋅ [A ]
3
+ −

[HA]⋅ [H 2O]
pero, el agua al ser el disolvente de una disolución acuosa diluida, está en exceso, siendo su
concentración prácticamente constante, entonces se define una nueva constante de equilibrio
llamada constante de acidez (Ka) como:
[
K a = K ⋅ [H 2O ] =
][ ]
H 3O + ⋅ A−
Ka =
[
H 3O + ⋅ A− ][ ]
[HA] [HA]
donde Ka es la constante de disociación de un ácido.

201


Un ácido fuerte será aquel que ceda muchos protones (H+), por lo tanto, a mayor Ka, el
ácido será más fuerte.

Los ácidos polipróticos poseen varias constantes de ionización, tantas como protones
puedan ceder en disociaciones sucesivas, siendo cada vez más pequeñas. Por ejemplo:

H2S + H2O HS-(ac) + H3O+(ac) K1= 9'1.10-8 M

HS-(ac) + H2O S= (ac) + H3O+(ac) K2= 1'1.10-13 M

De forma similar, la disociación de una base será:

B(OH) B+ + OH- Kb =
[B ]⋅ [OH ]
+ −

[B(OH )]
a mayor Kb, la base será más fuerte.

Con frecuencia se utiliza, en lugar de Ka y Kb, las constantes pKa y pKb, que se
definen en una escala logarítmica decimal de la siguiente manera:

pKa = - log Ka y pKb = - log Kb

y al ser pKa inversamente proporcional a Ka, también lo es la fuerza relativa del ácido. Lo
mismo ocurre con las bases.

Existen ácidos y bases que se disocian totalmente. En este caso, la teoría de Arrhenius
no da una explicación clara de su fuerza, ya que si:

AH + H2O A- + H3O+

cuando se alcance el equilibrio, la concentración de AH será igual a cero, ya que la reacción
está totalmente desplazada, luego:

si [AH] = 0 entonces Ka = ∞

En líneas generales los hidrácidos son ácidos más fuertes que los oxoácidos, debido a
que en los hidrácidos, la polaridad del enlace es muy grande y dicho enlace es más atacable,
por lo que el protón se libera con mayor facilidad:

HF > HCl > HBr > HI

en cuanto a los oxoácidos, a medida que tienen más número de oxígenos, la unión X-O es más
fuerte y la unión O-H es más débil, por lo que aumenta la fuerza del ácido, ya que el
hidrógeno se puede desprender con mayor facilidad.

202


Un procedimiento que nos permite, de forma aproximada, determinar la fuerza de un
oxoácido es la llamada “Fuerza relativa de ácido”, o FRA. Consiste en restar al número de
átomos de oxígeno el de los hidrógenos y establecer la siguiente relación:

F.R.A. Fuerza del ácido Ejemplos
3 Ácido muy fuerte HClO4,
2 Ácido fuerte HNO3 , H2SO4
1 Ácido débil H2CO3 , H3PO4
0 Ácido muy débil H3PO3 , H2CO2

evidentemente, es una forma aproximada de comparar fuerzas relativas de unos ácidos con
otros, pero no me permite saber cuál es más fuerte si el cálculo anterior es el mismo. Desde
luego, la mejor forma de comparar la fuerza de los ácidos (o de las bases) es a través sus
constantes de acidez (o de basicidad).

8.3.- Teoría de Brönsted - Lowry.

La teoría de Arrhenius sólo servía para ácidos y
para bases en solución acuosa. En 1923, de forma
independiente y casi simultánea, N. Brönsted (a la
izquierda) y T. M. Lowry (a la derecha) elaboraron un
concepto más amplio, que puede resumirse de la
siguiente manera:

- Ácido: Sustancia que tiende a dar protones a otra.

- Base: Sustancia que tiende a aceptar protones cedidos por un ácido.

Por ejemplo:

H2O + HCl H3O+ + Cl- (ac)
base1 ácido2 ácido1 base2

203


CH3COOH + H2O CH3COO- (ac) + H3O+
ácido1 base2 base1 ácido2

Esta teoría plantea que cuando una sustancia pierde un protón, se está comportando
como un ácido, pero una vez se ha desprendido de él, como las reacciones son de equilibrio,
podría volver a cogerlo por lo que se transforma en una base, la base conjugada del ácido. De
manera similar, una base acepta protones, pero una vez lo ha captado, puede desprenderse de
él, transformándose en un ácido, su ácido conjugado:

ácido1 + base2 base1 + ácido2

el ácido1 y la base1 forman lo que se denomina un par ácido - base conjugado, (al igual que el
ácido2 y la base2).

Según esta definición, en la reacción:

HCl + NH3 Cl- + NH4+

el amoniaco es una base ya que tiende a aceptar los protones cedidos por un ácido.

Estructuralmente una sustancia es un ácido en potencia si posee átomos de hidrógeno;
mientras que, una sustancia es una base en potencia si posee algún átomo con un par o más de
electrones no enlazantes, en los que el protón queda unido mediante un enlace covalente
coordinado o dativo.

La principal ventaja de esta teoría es que permite ordenar de mayor a menor la fuerza
de los ácidos. Toda sustancia capaz de ceder protones a otra, será un ácido más fuerte que
ésta. Según la citada teoría, una sustancia actuará como ácido frente a otra de menor acidez y
como base frente a otra de mayor acidez, es decir, que hasta un ácido puede actuar como base;
por ejemplo:
HClO4 + HNO3 NO2ClO4 + H2O
ácido base

el ácido perclórico libera un protón por lo que se comporta como ácido, mientras que el ácido
nítrico aquí actúa como base ya que lo capta. Por lo tanto, una sustancia actuará como base
frente a cualquier otra sustancia que sea un ácido más fuerte que él, (en este caso, el ácido
perclórico es más fuerte que el ácido nítrico).

204


Se denominan sustancias anfóteras o anfipróticas a aquellas que pueden actuar como
ácido o como base según el medio en el que se encuentren. Este es el caso del agua o del ion
bisulfato entre otros:

- como ácido HSO4- + OH- SO4-2 + H2O
- como base HSO4- + H3O+ H2SO4 + H2O

De forma análoga a la teoría de Arrhenius, también se definen las constantes de acidez
y basicidad como:

HA + H2O A- + H3O+ Ka = 3
[
H O + ⋅ A− ][ ]
[HA]

B + H2O BH+ + OH- Kb =
[BH ]⋅ [OH ]
+ −

[B]
que permiten ordenarlos según su fuerza relativa respecto al agua.

A continuación te mostramos dos tablas con las constantes de acidez y basicidad de
los ácidos y las bases más comunes:

Para los ácidos:

Fuerza Ácido Base conjugada Ka pKa
ácidos HClO4 ClO4- - -
fuertes HCl, HBr, HI Cl-, Br-, I- - -
HNO3 NO3- - -
Ka > 55,55 H2SO4 HSO4- - -
H3O+ H2O 55’55 - 1’74
ácidos HIO3 IO3- 1’9.10-1 0’72
semifuertes H2SO3 HSO3- 1’7.10-2 1’77
HSO4- SO4-2 1’2.10-2 1’92
55,55 > Ka > 10-4 HClO2 ClO2- 1’0.10-2 2’00
H3PO4 H2PO4- 7’5.10-3 2’12
HCOOH HCOO- 1’8.10-4 3’74
ácidos CH3COOH CH3COO- 1’8.10-5 4’74
débiles H2CO3 HCO3- 4’3.10-7 6’37
H2S HS- 9’1.10-8 7’04
10-4 > Ka > 10-10 H2PO4- HPO4-2 6’2.10-8 7’21
NH4+ NH3 5’6.10-10 9’25
HCN CN- 4’9.10-10 9’31
ácidos HCO3- CO3-2 6’0.10-11 10’22
muy débiles HIO IO- 1’0.10-11 11’00
HPO4-2 PO4-3 4’8.10-13 12’32
Ka < 10-10 HS- S-2 1’0.10-13 13’00
H2O OH- 1’8.10-16 15’74

205


y para las bases:

Fuerza Base Ácido conjugado Kb pKb
Bases Li(OH), K(OH) Li+ , K+ - -
fuertes Na(OH) Na+ - -
Ca(OH)2 Ca+2 - -
Ba(OH)2 Ba+2 - -
Bases CO3-2 HCO3- 1’7.10-4 3’77
débiles CN- HCN 2’0. 10-5 4’69
NH3 NH4+ 1’8. 10-5 4’75
N2H4 N2H5+ 9’0. 10-7 6’05
Bases NH2OH NH3OH+ 1’0. 10-9 9’00
muy débiles C6H5NH2 C6H5NH3+ 3’8. 10-10 9’42

de las dos tablas anteriores se puede observar fácilmente que a medida que un ácido es más
fuerte, su base conjugada será más débil y viceversa, si un ácido es muy débil, su base
conjugada será muy fuerte.
La teoría de Brönsted - Lowry también tiene sus limitaciones, ya que hay sustancias
con un comportamiento típicamente ácido y que no poseen átomos de hidrógeno.

8.4.- Definición de Lewis.

También en 1923, G. N. Lewis da una definición más
amplia de ácido y de base:

- Ácido: Sustancia electrónicamente deficiente, capaz de
aceptar un par de electrones.
- Base: Sustancia capaz de ceder un par de electrones.

Vamos a ver un ejemplo: el tricloruro de aluminio (AlCl3).
Su estructura de Lewis será:

el Aluminio es deficitario en electrones, sólo tiene 6 de electrones a su alrededor, 3 suyos y
otros tres compartidos por sendos átomos de cloro, por tanto, el átomo de Aluminio dispone
de un orbital vacío que puede albergar electrones, por lo que actuará como un ácido de Lewis,
por ejemplo:
AlCl3 + Cl- AlCl4-
ácido base

206


Lo mismo le ocurre al trifluoruro de boro, ya que también es deficitario en electrones,
tal y como se muestra en el siguiente gráfico:

Las reacciones ácido - base según la teoría de Brönsted - Lowry, también pueden
explicarse con la teoría de Lewis, por ejemplo:

está claro que las bases de Brönsted - Lowry reaccionan dando electrones a un protón, luego
coinciden con la definición de base de Lewis; sin embargo, un ácido de Brönsted - Lowry
necesita de un protón para transferirlo a otra molécula, mientras que la definición de Lewis no
lo requiere.

Pero como nosotros estamos más interesados en las disoluciones acuosas en donde las
reacciones ácido - base implican la transferencia del protón, las definiciones de Brönsted -
Lowry nos serán de mayor utilidad.

207


8.5.- Autoionización del agua. Escala de pH.

Según Brönsted-Lowry hay sustancias que actúan como bases y otras como ácidos, y
ésto depende de con quién actúen. Por ejemplo:

H2O + H2O H3O+ + OH-
ácido1 base2 ácido2 base1

esta autoionización del agua es pequeña pero medible. Si escribimos la ley de equilibrio:

K=
[H O ]⋅ [OH ]
3
+ −

[H 2O]2
considerando la [H2O] como constante, resulta:

Kw = K . [H2O]² = [H3O+].[OH-]

que es la constante de autoionización del agua, que a 25ºC toma el valor de:

Kw = [H3O+].[OH-] =10-14

En una disolución, se pueden dar las siguientes situaciones:

- si [H3O+] > [OH-], es decir [H3O+] > 10-7 disolución ácida.

- si [H3O+] = [OH-] = 10-7 disolución neutra.

- si [H3O+] < [OH-], es decir [H3O+] < 10-7 disolución básica.

Sin embargo, para expresar la acidez o basicidad de una disolución, es más cómodo
utilizar un parámetro llamado pH, que se define como:

pH = - log [H3O+]
entonces:

- Para disoluciones neutras pH = 7
- Para disoluciones ácidas pH < 7
- Para disoluciones básicas pH > 7

208


En este esquema te mostramos el pH aproximado de algunas disoluciones de
sustancias comunes:

También se puede definir el pOH como: pOH = - log [OH-]

y, a 25 º C, se debe cumplir la relación:
pH + pOH = 14

Cuando se trata de disoluciones acuosas de ácidos, la contribución de los iones H3O+
del agua, en general, es despreciable, siempre que la [H3O+] debida al ácido sea mayor o igual
a 10-6 M.

Es importante saber que existe una relación entre la constante de acidez de un ácido
(Ka) y la constante de basicidad (Kb) de su base conjugada:
K
Ka = w
Kb
ecuación que demostraremos en el punto 8.7 cuando tratemos el problema de la hidrólisis de
sales. De momento puedes limitarte a comprobar la veracidad de ésta ecuación con los datos
de las constantes que te dimos en el punto 8.3.

8.6.- Cálculo del pH de disoluciones ácidas y básicas.

8.6.1.- Ácidos y bases fuertes.

Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente, por lo tanto, al final de la
disolución no quedará nada del ácido (o de la base) y de acuerdo con la estequiometría de la
reacción es fácil calcular la concentración de iones H3O+ (o de OH-) y a partir de ahí su pH.

8.6.2.- Ácidos y bases débiles.

Si el ácido o la base son débiles, el problema se reduce a calcular la concentración de
iones H3O+ (o de OH-) teniendo en cuenta que se trata de un equilibrio que viene determinado
por su constante de acidez (Ka) o de basicidad (Kb).

209


8.7.- Hidrólisis.

La hidrólisis es una reacción ácido-base que se produce al disolver determinadas sales
en agua. La reacción tiene lugar entre uno de los iones de la sal y el agua y, hay que tener en
cuenta que se trata de una reacción de equilibrio. Sólo pueden dar hidrólisis los siguientes
iones:

a) Los aniones, (carga negativa), procedentes de los ácidos débiles (Ka pequeñas).
b) Los cationes, (carga positiva), procedentes de las bases débiles (Kb pequeñas).

Cabe distinguir cuatro casos:

8.7.1.- Sales de ácido fuerte y base fuerte.

Estas sales no se hidrolizan. Todas las sales se disocian completamente en sus iones
(ya que son compuestos iónicos), pero en el caso de las sales de ácido fuerte y base fuerte,
estos iones no reaccionan con el agua. Por ejemplo:

Na2SO4 2 Na+ + SO4-2 (reacción totalmente desplazada)

H2SO4 + 2 H2O SO4-2 + 2 H3O+

al ser un ácido fuerte, esta reacción también estará muy desplazada, por lo tanto la reacción
inversa, es decir, la del anión con el agua para volver a dar el ácido, no se podrá dar (y ésta
sería la reacción de hidrólisis).

Para el otro ion de la sal (Na+), al proceder de una base fuerte, le ocurrirá lo mismo:

Na(OH) Na+ + OH-

esta reacción está totalmente desplazada a la derecha, por lo que la reacción inversa, la del
catión con el agua para volver a dar el hidróxido sódico, nunca se dará.

Otro ejemplo de este tipo de sales es:

MgCl2 Mg+2 + 2 Cl-

el cloruro magnésico proviene del ácido clorhídrico, que es un ácido fuerte, y del hidróxido
magnésico, que es una base fuerte, por lo que ni el catión magnesio Mg+2, ni el anión cloruro
Cl-, se hidrolizarán.

Al disolver este tipo de sales en agua, el pH resultante es igual a 7, ya que al no
producirse ni un exceso de protones ni de iones hidroxilo, el pH será el del agua.

210


8.7.2.- Sales de ácido fuerte y base débil.

En este caso, el anión no se hidrolizará ya que proviene de un ácido fuerte, pero si se
hidrolizará el catión ya que proviene de una base débil.
Darán lugar a soluciones acuosas ácidas puesto que el catión reacciona con el agua
para dar protones.

Vamos a ver un ejemplo con la sal de cloruro amónico (NH4Cl):

NH 4Cl ⎯⎯⎯→ NH 4 + Cl −
+
2 H O
(reacción totalmente desplazada)

el anión no reaccionará con el agua al provenir de un ácido fuerte:

Cl- + H2O no reacciona

el catión al provenir de una base débil reacciona con el agua de la siguiente manera (y ésta es
la reacción de hidrólisis):

NH4+ + 2 H2O NH4OH + H3O+

la constante de esta reacción de hidrólisis será:

Kh =
[NH 4OH ] [H O ] 3
+

[NH ] +
4

si multiplicamos y dividimos por [OH-] resulta:
⎡ NH OH ⎤ ⋅ ⎡ H O + ⎤ ⋅ ⎡OH − ⎤ ⎡ H O + ⎤ ⋅ ⎡OH − ⎤ K
⎢ 4
⎣ ⎥ ⎢ 3 ⎥ ⎢
⎦ ⎣ ⎦ ⎣ ⎥
⎦ ⎢ 3 ⎥ ⎢
⎣ ⎦ ⎣ ⎥
⎦ w
Kh = = =
⎡ NH + ⎤ ⋅ ⎡OH − ⎤ ⎡ NH + ⎤ ⋅ ⎡OH − ⎤ ⎡ NH + ⎤ ⋅ ⎡OH − ⎤
⎢ 4⎥ ⎢ ⎥ ⎢ 4⎥ ⎢
⎣ ⎦ ⎣ ⎥
⎦ ⎢ 4⎥ ⎢
⎣ ⎦ ⎣ ⎥
⎦
⎣ ⎦ ⎣ ⎦
[NH 4OH ] [NH 4OH ]
por otra parte:

NH 4OH
H 2O +
⎯⎯⎯→ NH 4 + OH −
Kb =
[NH ] [OH ]
+
4
−

[NH 4OH ]
luego:

esta ecuación nos permite calcular la constante de hidrólisis conociendo Kw y la constante de
disociación de la base débil (Kb).

211


Es fácil calcular la concentración de protones si se conoce la concentración de la sal
en disolución (c) y la fracción de dicha sal que se hidroliza (α). Vamos a verlo con un
ejemplo:
NH 4Cl ⎯⎯⎯→ NH 4 + Cl −
+
2 H O

inicio (M) c 0 0
final (M) 0 c c

ya que la reacción está totalmente desplazada.

Como el catión proviene de una base débil se hidrolizará según la siguiente ecuación
química:
NH4+ + 2 H2O NH4OH + H3O+

Inicio (M) c - 0 0

equilibrio (M) c(1 - α) - cα cα

sustituyendo en la constante de hidrólisis resulta:

cα ⋅ cα
Kh =
c ⋅ (1 − α )

si Kh < 1O-4, entonces α se puede despreciar frente a 1 y resulta que:

K h = c ⋅α 2
de donde:
Kh
α=
c

[H O ]= cα = c ⋅
3
+ Kh
c
= Kh ⋅ c

y una vez determinado la concentración de protones, ya podemos calcular el pH que dejará la
disolución de dicha sal (y el pOH).

pH = - log [H3O+]

pOH = 14 - pH

recordemos que en la hidrólisis de sales de ácido fuerte – base débil, la disolución resultante
debe ser ácida, por lo que el pH calculado debe ser inferior a 7.

212


8.7.3.- Sales de base fuerte y ácido débil.

En este caso es el anión procedente del ácido el que reacciona con el agua
hidrolizándose y dará lugar a disoluciones básicas porque el anión al reaccionar con el agua
producirá aniones OH- como veremos en el siguiente ejemplo:

CH3COONa CH3COO - + Na+ (reacción totalmente desplazada)

como el catión proviene de una base fuerte no se hidrolizará:

Na+ + H2O no reacciona

pero el anión al provenir de un ácido débil si reaccionará con el agua según la siguiente
reacción de hidrólisis:

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

=
[CH COOH ] [OH ]
3
−

[CH COO ]
Kh
−
3

multiplicando y dividiendo por [H3O+] resulta:

=
[CH COOH ] [OH ] [H O ] = [OH ] [H O ]
3
−
3
+ −
3
+

[CH COO ] [H O ] [CH COO ] [H O ]
Kh
− + − +
3 3 3 3

[CH COOH ] 3

por otra parte:

H 2O − +
[CH COO ] [H O ]
3
−
3
+
CH 3COOH ←⎯ ⎯→ CH 3COO + H 3O =
[CH COOH ]
Ka
3

luego:

213


de la misma forma que en el caso anterior, para calcular el pH de la disolución de una sal de
este tipo:

CH 3COONa ⎯⎯⎯→ CH 3COO − + Na +
2 H O

Inicio (M) c 0 0

Final (M) 0 c c

ya que la reacción está totalmente desplazada. Como el anión proviene de un ácido débil se
hidrolizará según la siguiente ecuación química:

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

Inicio (M) c - 0 0

equilibrio (M) c(1 - α) - cα cα

cα ⋅ cα
sustituyendo en la constante de hidrólisis resulta: Kh =
c ⋅ (1 − α )

si Kh < 10-4, entonces α se puede despreciar frente a 1 y resulta que:

K h = c ⋅α 2

de donde:

α=
Kh
c
[OH ]= cα = c ⋅
− Kh
c
= Kh ⋅ c

y una vez determinado la concentración de iones hidroxilo, ya podemos calcular el pOH, y a
partir de él, el pH que dejará la disolución de dicha sal.

pOH = - log [OH-]

pH = 14 - pOH

recordemos que en la hidrólisis de sales de ácido débil – base fuerte, la disolución resultante
debe ser básica, por lo que el pH calculado debe ser superior a 7.

214


8.7.4.- Sales de ácido débil y base débil.

Tanto el anión como el catión se hidrolizan, por lo tanto, el carácter ácido o básico de
la disolución resultante dependerá de cuál de las dos reacciones de hidrólisis tenga lugar con
mayor extensión, (mayor Kh). Vamos a ver un ejemplo:

NH 4 + CN −
+
H O
NH 4CN ⎯⎯⎯→
2

+ Kh
NH 4 + 2 H 2O ←⎯ 1 →
⎯ NH 4OH + H 3O +
Kh
CN − + H 2O ←⎯⎯→
2
HCH + OH −

en este caso, dado que Ka < Kb se cumplirá que Kh1 < Kh2 (puesto que son inversamente
proporcionales a las constantes Ka y Kb respectivamente), luego la disolución tendrá un pH
básico.

8.8.- Indicadores.

Los indicadores son compuestos orgánicos de carácter ácido o básico débil y que
tienen la propiedad de cambiar de color según el pH, es decir, que la forma ionizada tiene
distinto color a la forma no ionizada, por ejemplo:

HIn + H2O In- + H3O+

donde HIn e In- poseen distinta coloración. Dicho cambio de coloración se produce en un
intervalo de pH definido y relativamente estrecho.

Si se añade OH- el equilibrio se desplaza hacia la derecha y se verá el color de la
forma In-, en caso contrario, si se añaden protones, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda
y se verá el color de la forma HIn. Este cambio de color tendrá lugar a un determinado pH
según el tipo de indicador utilizado.

Del equilibrio anterior se obtiene:

pero, en el instante de viraje o de cambio de color del indicador, ambas formas coloreadas
coexisten, siendo sus concentraciones iguales:

[In-] = [HIn]

215


sustituyendo y simplificando de la Ka:

es decir, el pH de viraje del indicador es igual a la pKa de éste.

Ahora bien, si en la disolución hay 10 veces más de concentración de un ion que del
otro (por lo menos), el ojo humano apreciará el color de la especie que exista en mayor
cantidad, por lo tanto es fácil demostrar que el indicador tendrá un intervalo de cambio viraje
de:
pH = pKa ± 1

Hay una gran gama de indicadores ácido-base que cambian de color entre pH 0 y 14.
Aquí te presentamos algunos de ellos con los intervalos de viraje y el cambio de coloración:

Si se quiere conocer de forma aproximada el pH de una
disolución, se utiliza el indicador universal, que es una mezcla en
volúmenes iguales de rojo de metilo, timolftaleina, fenolftaleina,
α-nalftolftaleina y azul de bromotinol, que da un color rojo a pH = 4
pasando a violeta para pH = 11.

216


8.9.- Volumetrías ácido-base.

Muchas veces, necesitaremos calcular la concentración de
una disolución. Si la disolución es ácida o básica, un método muy
utilizado es la volumetría (medición de volúmenes). Se denomina:

- Alcalimetría: Valoración de una disolución básica
mediante una disolución ácida de concentración conocida.
- Acidimetría: Valoración de una disolución ácida mediante
una disolución básica de concentración conocida.

El material a utilizar es siempre el mismo:
a) Vaso matraz erlenmeyer.
b) Una bureta.
c) Un indicador adecuado.

Se pueden presentar varios casos:

8.9.1.- Valoración ácido fuerte - base fuerte.

Por ejemplo: H 2 SO4 + 2 NaOH → Na 2 SO4 + 2 H 2O

la sal formada se ioniza y ni el catión ni el anión se hidrolizan (ya que provienen de un ácido
fuerte y una base fuerte).
Supongamos que tenemos 1 mol de ácido sulfúrico en disolución. Como por cada mol
de ácido sulfúrico se forma un mol de sal, el punto de equivalencia se alcanzará cuando se
haya añadido la suficiente sosa como para formar ese mol de sal (por estequiometría sabemos
que serían 2 moles de NaOH).
El hecho de que las relaciones molares no sean siempre 1:1, (en este caso es 1:2),
llevó a introducir el concepto de equivalente para utilizarlo en lugar de mol y así los ácidos y
las bases reaccionan siempre equivalente a equivalente. En este caso:

Mr 98
Peso equivalente del ácido = = = 49
+ 2
nº H que se disocian

Mr 40
Peso equivalente de la base = = = 40
− 1
nº OH que se disocian

También se define otra forma de calcular la concentración que es la normalidad (N):

nº equivalentes
N=
litros de disolución

Luego el punto de equivalencia es aquel en el que se han añadido una cantidad de
equivalentes de base igual a los del ácido que tenemos.

217


El pH de equivalencia, si la valoración es de un ácido fuerte con una base fuerte, será
de 7, luego habrá que buscar un indicador que cambie de color alrededor de estos pHs
neutros.

El proceso a seguir es el siguiente: tenemos en un vaso de precipitados una disolución
ácida de concentración perfectamente conocida y le añadimos unas gotas de indicador. Luego,
gota a gota, mediante una bureta, vamos añadiendo la base cuya concentración queremos
conocer. Al principio la base añadida reaccionará con el ácido y desaparecerá formando la sal.
Como el ácido también irá desapareciendo, el pH irá aumentando. Cuando nos acerquemos al
punto de equivalencia y ya no quede ácido en la disolución, la siguiente gota de base hará que
el indicador cambie de color ya que el pH subirá considerablemente y sabremos que hemos
llegado a ese punto de equivalencia. En ese momento, medimos el volumen de base que
hemos añadido y aplicando la ecuación:

nº equivalentes ácido = nº equivalentes base

Na . Va = Nb . Vb

podremos calcular Nb que es lo único que desconocemos.

Es importante saber elegir el indicador adecuado para cada volumetría y para ello es
conveniente construirse una curva de valoración que nos da el pH en función del volumen de
base añadido:

en la primera gráfica los tres indicadores serían válidos, pero en la segunda, el naranja de
metilo y el rojo de metilo no se podrían utilizar ya que cambian de color a pHs lejos del punto
de equivalencia (que se encuentra en el punto de inflexión de la curva de valoración).

218


8.9.2.- Valoración ácido débil - base fuerte.

Se forma la sal de un ácido débil y base fuerte, cuyo anión sufre hidrólisis y por lo
tanto el pH final de equivalencia será básico, es decir, pH > 7. Hay que utilizar un indicador
de la zona básica.

Un ejemplo de este tipo de valoraciones puede ser el propuesto en el ejercicio 455 de
este tema. En él se pretende valorar 50 ml de ácido acético 0'1 M con hidróxido sódico
también 0'1 M. Los datos del pH resultante de la disolución, a medida que se va añadiendo
volumen de sosa, son:

Vol Na(OH) ml pH Vol Na(OH) ml pH Vol Na(OH) ml pH
0 2’88 40 5’36 52 11’29
5 3’80 45 5’71 53 11’46
10 4’15 46 5´82 54 11’57
15 4´39 47 5’95 55 11’68
20 4’58 48 6’13 60 11´96
25 4’76 49 6´44 65 12’11
30 4´93 50 8’73 70 12’22
35 5’12 51 11’0 75 12’30

y si representamos estos datos en papel milimetrado:

se observa que, en torno al punto de equivalencia, que evidentemente se produce cuando se ha
añadido 50 ml de hidróxido sódico (ya que las concentraciones del ácido acético y de la sosa
son iguales), los saltos de pH son mucho más bruscos, y que el pH se neutralización es de
8'73, que obviamente es un pH básico, luego el indicador adecuado a elegir para esta
valoración debe virar en la zona básica, por ejemplo la fenolftaleina.

219


8.9.3.- Valoración base débil - ácido fuerte.

Se forma la sal de un ácido fuerte y una base débil cuyo catión sufre hidrólisis y por lo
tanto el pH final de equivalencia será ácido, es decir, pH < 7. Hay que utilizar un indicador
que cambie de color en la zona ácida como puede ser el naranja de metilo.

8.10.- Disoluciones amortiguadoras.

Algunas reacciones, de tipo bioquímico especialmente, requieren medios en los que el
pH no varíe.

Las disoluciones amortiguadoras, también llamadas tampón, cumplen este fin,
mantienen el pH constante al añadirles pequeñas cantidades de ácido o de base.

Estas soluciones son siempre de un ácido débil y su sal con una base fuerte o
viceversa, es decir de una base débil y su sal con un ácido fuerte. Por ejemplo:

CH3COOH y CH3COONa

NH4OH y NH4Cl

Para ver cómo actúa una disolución amortiguadora, vamos a fijarnos en el primer
ejemplo, donde se produce el siguiente equilibrio:

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

que es el responsable de la regulación del pH, siempre que sean grandes las concentraciones
del ácido acético y de su base conjugada frente a la cantidad de ácido o de base añadidos.
Si añadimos una pequeña cantidad de ácido, aumentamos la concentración de protones
+
[H3O ] y, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia la
izquierda, consumiéndose algo de iones CH3COO-, que se combinan con los protones en
exceso, con lo que en la nueva situación de equilibrio apenas ha variado la [H3O+] y por lo
tanto el pH.
De forma análoga, si añadimos una pequeña cantidad de base, se combina con los
protones y disminuye su concentración. Entonces el equilibrio se desplaza hacia la derecha,
consumiéndose algo de ácido acético, con lo que se restituyen los iones H3O+ y se mantiene
casi constante su concentración.

Vamos a comprobar como funciona una disolución tampón resolviendo el siguiente
ejercicio:

Calcular la variación de pH que se produce al añadir 1 ml. de HCl 1 M a un litro de:
a) agua pura.
b) una disolución tampón de ácido acético 0'5 M y acetato sódico 0'5 M.
DATO: Ka = 1'85.10-5

220


a) al añadir 1 nl. de HCl 0'1 M a un litro de agua, la nueva concentración de HCl será:

moles = M.V = 1 . 0'001 = 0'001 moles de HCl

M = n/V = 0'001/(1+0'001) ≈ 0'001 M de HCl

como el ácido clorhídrico, al ser un ácido fuerte, se disocia completamente:

HCl + H2O Cl- + H3O+

Inicio (M) 0,001 - 0 0
Final (M) 0 0,001 0,001

[H3O+] = 0'001 M

pH = - Log (0'001) = 3

y como el pH original del agua es de 7, podemos decir que el pH de la disolución resultante
ha descendido en 4 unidades.

b) Para la disolución reguladora, tenemos:

[CH COO ] [H O ]
3
−
3
+
=
[CH COOH ]
Ka
3

- antes de añadir el HCl:

[CH3COO-] = 0'5 M [CH3COOH] = 0'5 M

ya que al ser grande la concentración de CH3COO-, apenas estará disociado el ácido acético,
mucho menos que en agua pura por el efecto del ion común. Por lo tanto, sustituyendo en la
constante de acidez:

K a = 1´85 ⋅10 −5
=
[
0´5 ⋅ H 3O + ]
0´5
luego:
[H3O+] = 1'85.10-5 ; pH = 4'733

- después de añadir el HCl: como 1 cc. de HCl 1 M contiene 0'001 moles de HCl
(ácido fuerte), éste reacciona con 0'001 moles de CH3COO- (base fuerte) para formar 0'001
moles de CH3COOH (ácido débil), y por lo tanto, aproximando el volumen total que es de
1'001 litros a 1 litro:

[CH3COO-] = 0'499 M [CH3COOH] = 0'501 M

221


y sustituyendo en la constante de acidez:

K a = 1´85 ⋅10 −5
=
[
0´499 ⋅ H 3O + ]
0´501
luego:
[H3O+] = 1'857.10-5 ; pH = 4'731

vemos que el pH, ahora solamente ha variado en 2 milésimas, es decir, que prácticamente se
ha mantenido constante.

8.11.- Problemas y cuestiones.

430.- Calcular el pH de una disolución de ácido sulfúrico que contiene 0,5 gr/l. Considera
las dos disociaciones completas.

431.- Calcular el pH de una disolución de ácido nítrico 0,05 M.

432.- Calcular el pH de una disolución obtenida al disolver 0,387 gr de NaOH en 400 ml de
agua.

433.- Se añaden 0,05 cc. de una disolución de HCl 0,1 M a 500 cc. de agua. Hallar el pH de
la nueva disolución.

434.- Hallar el pH de una disolución de HCl 10-8 M.

435.- Se hacen reaccionar 200 ml de ácido nítrico 0,5 M con 300 ml de NaOH 0,5 M.
Calcular el pH de las disoluciones por separado y el pH de la disolución resultante.

436.- Se prepara una disolución disolviendo 0,5 moles de ácido fórmico (HCOOH), en un
poco de agua, y añadiendo agua hasta enrasar a un litro. ¿Cuál es el pH de la
disolución?. (Ka = 0,00017)

437.- ¿Qué pH tendrá una disolución de ácido acético 0,1 M disociada en un 3,2 %?.

438.- Medidas experimentales han demostrado que una disolución de HCN 0,1 M está
ionizada en un 0,0085%. Determinar la constante de ionización de dicho ácido.

439.- Determinar la concentraciones de protones y de iones oxidrilo de una disolución de
amoniaco 0'01 M que está ionizada en un 4'2%.

440.- Calcula la molaridad de una disolución de ácido cianhídrico que está ionizada el 2%.
DATO: Ka = 7.10-10

441.- Una disolución de ácido acético 0'1 M está ionizada en un 1'34 %. Calcula su Ka y el
pH de la disolución.

222


442.- Halla el pH de cada una de las siguientes disoluciones:
a) 10 ml de HCl 15 M en 750 ml de disolución.
b) 0'1 M de ácido hipocloroso (Ka = 3.10-8).
c) 0'01 M de hidracina: N2H4. (Kb = 2,3.10-6).

443.- Calcular las concentraciones de todas las especies presentes en una disolución de
ácido fórmico (HCOOH) de pH = 3 si Ka = 1,7.10-4.

444.- Si 0,2 moles de acetato sódico (CH3COONa), se disuelven en un litro de agua.
Calcular el pH de la disolución resultante. (Ka = 1,75.10-5 y Kw = 10-14).

445.- Hallar el pH y la concentración de HCN (Ka = 4,93.10-10) en una solución preparada
disolviendo 0,45 moles de NaCN hasta un litro de agua.

446.- Calcular el pH de una disolución 0,1 M de acetato sódico tomando la Ka = 1,8.10-5.

447.- Calcular el pH de una disolución 0'1 M de nitrato amónico si Kb=1,8.10-5 y Kw=10-14.

448.- El pH de una disolución de acetato sódico es de 8'35, calcular la concentración de esta
disolución si la constante de acidez del ácido acético vale Ka = 1,8.10-5.

449.- Para neutralizar una disolución de 0,186 gr de KOH puro en 100 ml de agua, se
necesitan 40,4 ml de una disolución de HCl. ¿Cuál es la Normalidad de la disolución
de ácido clorhídrico?.

450.- ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 0,1 M se necesita para neutralizar una mezcla de 0'5
gr de NaOH y 0,8 gr de KOH? ¿Qué indicador se podría utilizar?

451.- Se mezclan 50 ml de ácido nítrico 0,1 M con 60 ml de hidróxido cálcico 0,1 M. ¿Qué
volumen de ácido clorhídrico 0'05 M se necesitaría para neutralizar la mezcla?

452.- ¿Qué volumen de una disolución de ácido acético 0'1 M se necesita para neutralizar 25
ml de NaOH 0,2 M? ¿Qué indicador será el adecuado?

453.- Calcular el pH de equivalencia para una valoración de 35 ml de ácido tricloroacético
0,1 N (Ka = 0,13), con KOH 0,1 M.

454.- Un vinagre comercial se valora con sosa 0,127 N consumiéndose 50 ml para
neutralizar 10,1 ml de muestra. Calcular:
a) La Normalidad del ácido en el vinagre.
b) La acidez del vinagre es debida al ácido acético. Calcular el tanto por cien en peso
del ácido acético que hay en el vinagre si éste tiene una densidad de 1 gr/ml.

455.- Se pretende seguir con algo de detalle la valoración de 50 ml de ácido acético 0,1 M
(Ka= 1,75.10-5), con 60 ml de NaOH 0,1 M. Calcular el pH de la disolución resultante:
a) Cuando no se ha añadido nada de sosa. b) Se han añadido 25 ml de solución de
NaOH. c) Se ha neutralizado exactamente el ácido. d) Se han añadido 5 ml en
exceso de NaOH 0,1 M.

223


456.- Una central térmica de producción de energía eléctrica libera 5 Tn de dióxido de
azufre por hora a la atmósfera. En días húmedos, el dióxido de azufre liberado
reacciona con el oxígeno atmosférico y el agua para producir ácido sulfúrico. A cierta
distancia de la central existe una laguna con un volumen de 5 Hm3. Si un 1% de todo
el dióxido liberado en un día precipita en forma de ácido sulfúrico en la laguna en
forma de lluvia ácida y la fauna autóctona existente en ella no puede soportar un pH
inferior a 5'2, ¿podrá sobrevivir a dicha agresión?

457.- Responde verdadero o falso a cada una de las siguientes afirmaciones, justificando la
respuesta:
a) Para una disolución acuosa 1 M de un ácido fuerte HX:
i) La concentración del ion X- es 1 M.
ii) La concentración del ácido no ionizado es de 0,5 M.
iii) el pH = 0.
b) Para una disolución acuosa 0'1 M de un ácido débil HA:
i) La concentración del ion A- es 0,1 M.
ii) el pH = 1.
iii) La concentración del ion H+(ac) es la misma que la del ion A-(ac).
c) una disolución de Ca(OH)2 tiene un pH=3.
d) Una disolución de cloruro sódico tiene un pH=7

458.- La aspirina o ácido acetil salicílico es un ácido monoprótico débil, cuya fórmula
empírica es HA = C9O4H8 (Ka = 2,64.10-5).
Hallar el pH de una disolución preparada disolviendo una tableta de aspirina de 0,5 gr
en un vaso de 100 cc. de agua.

459.- Seguidamente se formulan 5 sales. Para todas ellas escribe su nombre (o su fórmula) y
si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas, básicas o neutras:
sulfato amónico ; KCl ; Acetato sódico ; NaBr ; cianuro potásico

460.- La hidracina es una base débil que se hidroliza según la reacción:
N2H4 + H2O N2H5+ + OH- Kb = 2.10-6
a) calcular la concentración de ion hidracinio (N2H5+) que existirá en una disolución
preparada disolviendo 0,05 moles de hidracina en agua hasta un volumen de 250 ml.
b) Determinar el pH de dicha disolución.

461.- Responde verdadero o falso a cada una de las siguientes afirmaciones, justificando la
respuesta:
a) Para una disolución acuosa 1 M de un ácido fuerte HX:
i) La suma de las concentraciones de los iones X-(ac) y H+(ac) es 2 M.
ii) el pH de la disolución es negativo.
iii) la concentración de HX(ac) es 1 M.
b) Para una disolución acuosa 0,1 M de un ácido débil HA:
i) La concentración del ion H+ (ac) es la misma que la del ion A- (ac).
ii) El pH de la disolución es mayor que 1.
iii) la disolución es básica.
g) una disolución de cloruro amónico es básica.
h) Una disolución de nitrato cálcico tiene un pH = 5

224


462.- Seguidamente se formulan 5 sales. Para todas ellas escribe su nombre (o su fórmula) y
si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas, básicas o neutras:
NH4Cl ; KBr ; carbonato potásico ; sulfato sódico ; Ca(NO3)2

463.- Calcular el pH de una disolución de formiato sódico (HCOONa) que contiene 0,1 gr
de la sal en 25 ml de disolución acuosa. DATO: Ka = 1,78.10-4

464.- Se dispone de tres indicadores para los cuales figura entre paréntesis el pH de viraje:
Rojo de metilo (5), Azul de bromotinol (7), fenolftaleina (9)
Indica cuál será el más adecuado para las siguientes valoraciones ácido-base:
a) hidróxido sódico con ácido nítrico.
b) amoniaco con bromuro de hidrógeno.
c) ácido acético con hidróxido sódico.

465.- Si a una disolución de un electrolito fuerte se le añade un electrolito débil de forma
que ambas sustancias posean un ion común, ¿Cuál es el efecto resultante?

466.- El ácido salicílico es un ácido monoprótico de fórmula C7O3H6 y de Ka = 1,06.10-3.
Hallar:
a) el grado de ionización del ácido salicílico en una disolución que contiene un gramo
de ácido por litro de disolución.
b) el pH de la disolución resultante del apartado anterior.
c) el grado de ionización del ácido salicílico cuando se prepara una disolución de 1
gramo de dicho ácido en una disolución de 1 litro de ácido clorhídrico 0,1 M.

467.- Dados los pK correspondientes, escribir en orden creciente de acidez las siguientes
especies químicas:
HCO3- ; H2S ; S-2 y NH4+
Datos: Ácido carbónico: pK1 = 6,4 pK2 = 10,3
Ácido sulfhídrico: pK1 = 7,0 pK2 = 12,9
Amoniaco: pK = 4,8

468.- Identifica las especies ácidas o básicas en las siguientes reacciones:
a) H2O + S2- OH- + HS-
+ -
b) NH4 + OH NH3 + H2O
c) HNO3 + HClO4 H2NO3+ + ClO4-
d) H2CO3 + NaOH Na2CO3 + H2O

469.- Identifica cuáles de las siguientes especies son ácidas y cuáles son básicas,
escribiendo reacciones que lo pongan de manifiesto: NH4+ ; CO32- ; H3O+ ; HS-

470.- Se tiene un ácido débil HX en disolución acuosa. ¿Qué le sucederá al pH de la
disolución si se añade agua?, ¿y si se añaden iones H+?.

471.- Dadas las especies: NH3, OH-, HCl, HCO3-. Escribe reacciones que justifiquen el
carácter ácido o básico de las mismas, e identifica en cada reacción los pares
ácido/base conjugados.

225


472.- Ordena por fuerza ácida creciente las siguientes especies:
H2SO3 (pKa1 = 1,81); HCOOH (pKa = 3 ,75); NH4+ (pKa = 9,24)

473.- ¿Por qué al mezclar 50 ml de disolución 0,5 M de HF con 50 ml de disolución 0,5 M
de NaOH la disolución resultante no es neutra?

474.- Dadas las siguientes bases:
La metilamina CH3NH2 (pKb= 3,30),
la anilina C6H5NH2 (pKb= 9,38) y
el amoniaco NH3 (pKb= 4,74)
a) Escribe reacciones que lo pongan de manifiesto.
b) Explica cuál será el ácido conjugado más débil.

475.- Calcula el pH de las siguientes disoluciones:
a) 0,35 M de ácido hipobromoso.
b) 0,02 M de hipobromito de potasio.
La constante de acidez del ácido hipobromoso es 2,1.10-9.

476.- Calcula el pH y la concentración de todas las especies en una disolución 0,75 M de
nitrato de amonio. La constante de acidez del catión amonio es 5,6.10-10.

477.- Un ácido monoprótico débil en disolución acuosa tiene un pH = 3. Para neutralizar
100 ml de esta disolución son necesarios 100 ml de una disolución 0,1 M de hidróxido
de sodio. Determina el pKa del ácido.

478.- Una disolución de ácido fórmico, HCOOH, que contiene 10 gramos por litro de
disolución, tiene un pH de 2,2.
a) Calcula la constante de acidez del ácido fórmico.
b) Se mezclan 10 ml de la disolución ácida con 30 ml de una disolución de hidróxido
de sodio 0,1 M. Deduce cómo será la disolución resultante (ácida, básica o neutra).

479.- Se preparan 100 ml de una disolución acuosa a partir de 10 ml de NH3 (d = 0,9 g/ml;
25 % de riqueza). La constante de basicidad del amoniaco es 1,8.10-5.
a) Calcula el pH de la disolución.
b) Se hacen reaccionar 10 ml de dicha disolución con 15 ml de disolución 0,88 M de
ácido clorhídrico. Explica si la disolución resultante será ácida, básica o neutra.

480.- ¿Qué sucede cuando se disuelve cloruro de amonio en agua?. Escribe la reacción y
analízala desde el punto de vista ácido-base de Brönsted. Calcula el pH de una
disolución 0,25 M de cloruro de amonio sabiendo que la constante de basicidad del
amoniaco es Kb = 1,8.10-5.

481.- La hidracina (N2H4) es extremadamente soluble en agua, siendo sus disoluciones
débilmente alcalinas. Cuando 4 g de hidracina se disolvieron en agua hasta obtener
250 ml de disolución, el pH de la misma resultó ser 10,85. Calcula:
a) El pKb de la hidracina.
b) El volumen de disolución de ácido clorhídrico 0,2 M necesario para neutralizar
totalmente 10 ml de la disolución de hidracina.

226


482.- Se preparó una disolución de ácido cloroso con 2 g de dicho ácido y agua suficiente
para tener 250 ml de disolución. La constante de ácidez de este ácido es 1,1.10-2
a) Calcula el pH de la disolución.
b) Calcula el volumen de disolución 0,2 M de hidróxido de potasio que consume en la
valoración de 10 ml de la disolución de ácido cloroso. Razona si el pH en el punto de
equivalencia de esta valoración será ácido, básico o neutro.

483.- Calcula la constante de acidez de un ácido débil HA monoprótico sabiendo que en una
disolución del mismo 0,05 M está disociado un 0,15%. ¿Cuál es el pH de la
disolución?. ¿Cuántos ml de una disolución 0,01 M de hidróxido de sodio se
necesitarían para neutralizar completamente 100 ml de la disolución anterior?.

484.- Una disolución acuosa 0,1 M de ácido propanoico, CH3CH2COOH, tiene un pH =
2,95. A partir de este dato, calcula la constante de acidez del ácido propanoico y su
grado de disociación.

485.- Calcula el pH de la disolución y el grado de disociación del ácido nitroso, en una
disolución que contiene 0,47 g de dicho ácido en 100 ml. ¿Cuántos gramos de
hidróxido sódico se necesitan para neutralizar 25 ml de la disolución anterior de ácido
nitroso?. La constante de acidez del ácido nitroso es 5.10-4.

486.- El ácido fórmico está ionizado en un 3,2 % en una disolución acuosa 0,2 M. Calcula:
a) La constante de acidez del ácido fórmico.
b) El porcentaje de ionización en una disolución 0,01 M.

487.- ¿A qué concentración tendrá pH = 3 una disolución de ácido fórmico (ácido
metanoico) cuya constante de acidez es 1,77.10-4 a 25º C?, ¿cuánto valdrá el grado de
disociación a la misma temperatura?.

488.- A un litro de disolución 0,5 M de ácido acético se le adicionan 0,002 moles de ácido
nítrico (considera despreciable la variación de volumen). Calcula:
a) El pH de la disolución.
b) El grado de disociación del ácido acético.
Dato: Ka = 1,8.10-5 M

489.- Calcular el pH en: a) una disolución 0,2M de hidróxido sódico. b) una disolución
0,05M de ácido nítrico.

490.- Determinar la concentración de OH- y H+ en una disolución de amoníaco 0,01M, que
está ionizada en un 4,2%.

491.- Calcular la molaridad de una disolución de ácido cianhídrico, HCN, que está ionizada
al 2%.
Datos: Ka = 7.10-10.

492.- Una disolución de ácido acético 0,1M, está ionizada al 1,34%. Calcular la constante
de acidez, Ka, del ácido.

227


493.- Hallar la concentración del ión H+ y el pH de cada una de las siguientes disoluciones:
a) 10 ml de ácido clorhídrico 15 M en 750 ml de disolución.
b) 0,1M de ácido hipocloroso. Ka = 3.10-8.
c) 0,01M de hidracina, N2H4. Kb = 2,3.10-6.

494.- Calcular las concentraciones de todas las especies moleculares e iónicas presentes en
una disolución de ácido fórmico, H-COOH, de pH = 3, siendo Ka=1,7.10-4.

495.- La aspirina o ácido acetilsalicílico, HA, es un ácido monoprótico débil, cuya fórmula
molecular es C9O4H8. Hallar el pH de una disolución preparada disolviendo una
tableta de aspirina de 0,5 gramos en un vaso (100 ml) de agua. Se supone que la
aspirina se disuelve totalmente.
Dato: Ka = 1,06.10-3.

496.- La hidracina es una base débil que se ioniza en el agua según el equilibrio:
N2H4 (aq) + H2O (l) = N2H5+ (aq) + OH- (aq)
cuya constante es Kb = 2.10-6, determinar:
a) la concentración del ión hidracinio, N2H5+, que existirá en una disolución preparada
disolviendo 0,05 moles de hidracina en agua hasta obtener un volumen de 250 ml de
disolución.
b) el pH de dicha disolución.

497.- Calcular el pH de una disolución 0,1M de nitrato amónico, si Kb(NH3)=1,8.10-5.

498.- El pH de una disolución de acetato de sodio es 8,35. Calcular la concentración de esta
disolución si Ka del ácido acético es 1,8.10-5.

499.- Seguidamente se citan cuatro sales. Para todas ellas, escribir su nombre químico (o su
fórmula):
KBr; formiato de sodio; NaCN; CaCl2, nitrato de amonio.
Indicar, para cada una de ellas, si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas,
básicas o neutras, explicándolo.

500.- Calcular el pH de una disolución de formiato sódico, HCOONa, que contiene 0,1
gramos de la sal en 25 cc de disolución. La reacción de disociación del ácido fórmico
y su constante de acidez es la siguiente:
HCOOH (aq) HCOO- (aq) + H+ (aq) Ka = 1,78.10-4

501.- Calcular el contenido en acético del vinagre comercial, sabiendo que 10 ml del mismo
consumen 18 ml de una disolución de NaOH 0,5 M. Expresar el resultado en gramos
de acético por 100 ml de vinagre (grado de acidez).

502.- Calcular el contenido (en %) en hidróxido cálcico de una muestra sólida, si se disuelve
1 gramo de esta muestra en agua hasta obtener 100 ml de disolución y 10 ml de ésta
consumen 21,6 ml de ácido clorhídrico 0,1 M para su neutralización. Ten en cuenta el
hidróxido cálcico es una base fuerte y el ácido clorhídrico un ácido que se disocia en
un 100 %.

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503.- ¿Qué volumen de ácido nítrico 0,1M se necesitaría para neutralizar una mezcla de 0,5
gramos de hidróxido sódico y 0,8 g de hidróxido potásico?.

504.- Se mezclan 50 ml de ácido nítrico 0,1M com 60 ml de hidróxido cálcico 0,1M. ¿Qué
volumen de ácido clorhídrico 0,05M se necesitaría para neutralizar esta mezcla?.

505.- ¿Qué volumen de una disolución de ácido acético (CH3COOH) 0,1 M se necesitará
para poder neutralizar 25 ml de hidróxido sódico 0,2 M?.

506.- a) ¿Cuales son las bases conjugadas de los siguientes ácidos de Brönsted?: HCl, H2O,
NH4+, CH3COOH.
b) Indicar cual de las siguientes afirmaciones es correcta o falsa, explicándolo
i) La base conjugada de un ácido fuerte es débil.
ii) Una disolución de acetato sódico tiene un pH = 7.
iii) Una disolución de cloruro amónico tiene un pH > 7.

507.- Una disolución acuosa que contiene 0,01 moles de ácido acético en un volumen de
100 ml tiene un pH = 3.
a) Calcular la constante de acidez del ácido acético.
b) Determinar cual debe ser el volumen de agua que deberá añadirse a la disolución
anterior para que el pH de la disolución alcance el valor de 4.

508.- La constante de acidez de un ácido monoprótico es 10-5.
a) Determinar el valor del pH de una disolución 0,5 M de dicho ácido.
b) Determinar el valor del pH de una disolución de 50 cc que contiene 0,01 mol de la
sal sódica de dicho ácido.

509.- a) Definir ácidos y bases según la teoría protónica de Brönsted.
b) Escribir reacciones que justifiquen el carácter ácido o básico de las disoluciones
acuosas de las siguientes sustancias: cloruro amónico, yoduro sódico, acetato sódico y
perclorato de sodio.

510.- a) ¿Cómo se mide la fuerza de los ácidos o las bases según la teoría protónica?
b) Escribir reacciones que justifiquen el carácter ácido, básico o anfótero, según la
misma teoría, de las especies: HCO3-, NH4+, NO3-.

511.- Indicar la especie más ácida y más básica de los siguientes pares, justificando la
respuesta:
CH3COOH/CH3COO- Ka = 2.10-5
NH4+/NH3 Ka = 5.10-10
-
HNO2/NO2 Ka = 4.10-4

512.- El vinagre comercial es una disolución acuosa de ácido acético, de 5% de riqueza en
masa de ácido y densidad 1,05 g/ml.
a) ¿Cuál es el pH del vinagre?
b) ¿Qué volumen de disolución de hidróxido sódico 0,5 M será necesario para
neutralizar 100 ml de vinagre?.
Datos: pKa(CH3COOH) = 4,74

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513.- Pon algún ejemplo de sales cuya disolución acuosa sea ácida, básica y neutra. Escriba
reacciones que lo justifiquen.

514.- a) Escribir la reacción del amoníaco gaseoso con el agua, identificando los pares
ácido-base.
b) Indicar cualitativamente cómo se modificará el pH de la disolución (aumentará,
disminuirá o no se modificará) en las siguientes condiciones:
i) adición de NaOH,
ii) adición de HCl,
iii) adición de agua.

515.- Explicar, mediante reacciones, el hecho observado de que en una disolución acuosa de
amoníaco, la fenolftaleína se colorea de rojo, mientras que en una disolución de
cloruro amónico no se colorea.

516.- a) Escribir la reacción del ácido acético con agua, señalando el doble par ácido-base.
b) Con referencia al apartado anterior, indicar cualitativamente cómo se modifica el
pH de la disolución (aumentará, disminuirá o no se modificará) en las siguientes
condiciones:
i) adición de NaOH,
ii) adición de HCl,
iii) adición de agua.

517.- Utilizando la teoría protónica, indicar y justificar cuales de las siguientes sustancias
son ácidos o bases: SO42- ; HCO3-; Cl-; H3O+.
b) Dados los pares:
CH3COOH/CH3COO- (pKa = 4,8)
HF/F- (pKa = 2,8 )
-
HCN/CN (pKa = 10,0),
elegir el ácido más fuerte y la base más fuerte. Justificar la elección.

518.- Cuando 150 mg de una base orgánica de masa molar 31,06 g/mol, se disolvieron en
agua hasta obtener 50 ml de disolución, el pH de la misma resultó ser 10,05. Calcular:
a) El pKb de dicha base orgánica.
b) El volumen de disolución de clorhídrico 1 M que se necesita para neutralizar
totalmente 10 ml de dicha disolución.
c) Explicar si la disolución resultante en b) será ácida, básica o neutra.

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