El documento presenta información sobre ácidos y bases. Define ácidos y bases según las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y habla sobre la fuerza relativa de ácidos y bases, distinguiendo entre ácidos y bases fuertes vs débiles. También incluye ejemplos de cálculos de pH y pOH para soluciones de ácidos y bases.

1. UNIVERSIDAD TECNOLOGICA DEL
PERU
PROF: ING. ENCARNACION V. SANCHEZ CURI
vicsancu5@yahoo.es

2. INDICE

3. competencias

4. INTRODUCCIÓN
• Generalmente en toda industria y
en nuestra vida cotidiana lidiamos
permanentemente con soluciones
ácidas o básicas, aún sin
percatarnos de ello. Por ejemplo el
vinagre que empleamos
permanentemente, las diversas
reaciones que se generan en una
reacción de neutralización, etc.

5. APLICACIÓN DE SOLUCIONES Y
ESTEQUIOMETRÍA

6. ÁCIDOS Y BASES. - CONSTANTES DE IONIZACIÓN.
Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.
퐻퐴 푎푐 + 퐻2푂(푙) → 퐻3푂 + + 퐴푎푐
[A ][H O ]
K 3
Constante de acidez
(de disociación, de ionización)
Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa)
Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...)
se encuentra totalmente disociado
퐾푎 ≫ 1, 퐾푎 → ∞
퐾푎푐 =
퐻3푂+ 퐴−
퐻퐴
→
[HA]
a
 


7. Análogamente con las bases:
퐵푎푐 + 퐻20(푙) → 퐵퐻+
푎푐 + 푂퐻−
푎푐
Constante de basicidad
퐾푏 =
퐵퐻+ 푂퐻−
퐵
→
Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb)
Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...)
se encuentra totalmente disociada 퐾푏 ≫ 1, 퐾푏 → ∞
En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas
퐾푏 =
퐵퐻+ 푂퐻−
퐵
*
w
  
[H O ]
3
[BH ][OH ]
K    
퐻푂+
b 3→ 퐾K
퐻푂+ 푤 = 퐾푎 ∗ 퐾푏 3
a
3K
[H O ]
[B]

8. TEORÍA DE NEUTRALIZACIÓN ÁCIDO -
BASE
• La reacción entre un acido y
una base → neutralización
+ ↔

9. Ácidos - propiedades
☻Tienen sabor agrio.
☻Cambian a rojo, el color del papel de tornasol azul.
☻Reaccionan con los metales activos:
☻2HCl(ac) + Mg(s)  MgCl2(ac) + H2(g)
☻Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos, para
producir C02 dióxido de carbono gaseoso:
☻HCl(ac) + NaHCO3(s)  NaCl(ac) + H2O(l) + CO2(g)
☻Neutralizan a las bases
☻HCl (ac) + NaOH(ac)  NaCl(ac) + H20(l)

10. Bases - propiedades
☻Tienen sabor amargo.
☻Son untuosas al tacto.
☻Cambian a azul, el color del papel de tornasol
rojo.
☻Pueden disolver algunos metales
☻Neutralizan a los ácidos
☻HCl(ac) + NaOH(ac)  NaCl(ac) + H2O(l)

11. Teoría clásica de Arrhenius
• Ácido: Es la sustancia que en solución acuosa,
produce o forma iones H+:
HCl(ac)  H+
(ac) + Cl-
(ac)
CH3COOH(ac)
 H+
(ac) + CH3 COO-
(ac)
• Base: Es la sustancia que al disolverse en agua,
produce iones (OH)- :
NaOH(ac)  Na+
(ac) + OH-
(ac)

12. Limitaciones de Arrhenius
• Define ácidos y bases sólo en solución acuosa.
• No existe en solución acuosa el ión H+ aislado, la
representación más frecuente es H3O+ , ión
hidronio.
• Esta definición sólo es válida para especies
químicas que poseen en su estructura grupos OH-y
H+ disociados.

13. Concepto de Brönsted-Lowry
Ácido: Es toda especie química capaz de donar protones.
Base: Es toda especie química capaz de aceptar protones.
PAR CONJUGADO
PAR CONJUGADO
ACIDO1 + BASE2 ACIDO CONJUGADO2 + BASE CONJUGADA1
H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4
–
HSO4
– + H2O H30+ + SO4
2–
H3O+ + OH– H2O + H2O
NH4
+ + Cl– HCl + NH3
NH3 + NH3 NH4
+ + NH2
–
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO–
H2O + NaO Na+.H2O + OH–

14. Especie Anfótera o Anfiprótica
La especie anfiprótica es H2P04
-, o anfótera posee carácter ácido y
ACIDO1 + BASE2 AC. CONJUGADO2 + BASE CONJUGADA1
H2PO4
– + H2O H3O+ + HPO4
2–
H3O+ + H2PO4
– H3PO4 + H2O
base a la vez

15. Fuerza Relativa de Ácidos y Bases
• Ácido Fuerte: Dona el protón con bastante
facilidad, se disocian totalmente
• Ejemplo: HCl(g) + H2O(l)  H3O+(ac) + Cl-(ac)
• Inicio 1 mol 0 0
• Final 0 1 mol 1 mol

16. Ácidos fuertes
• En general son denominados electrolitos fuertes o
débiles según la conductividad eléctrica: ácidos
fuertes buenos conductores y ácidos débiles
poseen poca conductividad
HClO4 > HI > HBr > HCl > H2SO4 > HNO3
 Fuerza ácida

17. Ácidos Débiles: se disocian parcialmente
• Ejemplo: HA + H2O → H3O+(ac) + A-
• Inicio : C o 0 0
• Equilibrio: C0 – x x x
• Co es la concentración inicial
CONSTANTES DE IONIZACIÓN DE ÁCIDOS

18. CONSTANTES DE IONIZACIÓN DE Ácidos
MONOPRÓTICOS
Fuente: Chang, 2003; Brown y colaboradores, 1998
NOTA: Los valores de las constantes pueden variar de un texto a otro.

19. APLICACION
1. Calcular el pH y el pOH de una solución de HCl
ퟏ, ퟐ ∗ ퟏퟎ−ퟑ풎풐풍/푳. El HCl es un ácido fuerte.
• [HCl] = 1,2 ∗ 10−3푚표푙/퐿= 0,0012푚표푙/퐿
• La disociación el HCl se representa como:
• Por ser un ácido fuerte, se representa como reacción y no
como equilibrio, ya que la reacción inversa no ocurre.

20. • Por lo tanto se tiene:
• pH = – log [H +] = – log (0,0012) = 2,98
• pH < 7 solución ácida
• pOH = 14,00 – pH = 14,00 – 2,98 = 11,08

21. • 2. Calcular el pH y el pOH de una solución de ácido
acético de concentración 0,150 mol/L .
• El ácido acético es un ácido débil cuya 퐾푎 = 1,8 ∗ 10−5
La disociación se representa como:
• Por ser un ácido débil, la disociación es parcial:

22. • La expresión de la constante de equilibrio es:
• Se puede suponer que X es muy pequeña frente a 0,150 y
se puede hacer la aproximación:
• Si se despeja X se obtiene:

23. • Es necesario evaluar si la aproximación es válida, para lo cual
se determina el error cometido
• % 푑푒 푒푟푟표푟 =
푋
0,150
∗ 100
• % 푑푒 푒푟푟표푟 =
1,64∗10−3
0,150
∗ 100 = 1,09%
• El error es menor al 5 % por lo tanto es válida la aproximación.
• 푝퐻 = −푙표푔 퐻+ = −푙표푔 1,64 ∗ 10−3 = 2,79
• 푝퐻 < 7 → 푆표푙푢푐푖ó푛 á푐푖푑푎
• 푝푂퐻 = 14 − 푝퐻 = 14 − 2,79 = 11,21

24. BASES fuertes
• Base Fuerte: acepta el protón con bastante facilidad,
se disocian totalmente
• Ejemplo: NaOH (s) + H2O(l)  Na+(ac) + OH-(ac)
• Inicio: 1 mol 0 0
• Final: 0 1 mol 1 mol
• Al final sólo están presentes como iones sodio, Na+ e
iones oxidrilo , OH- y no hay Na0H molecular.

25. BASES DÉBILES: SE DISOCIAN PARCIALMENTE
• Ejemplo: B + H2O  HB+(ac) + OH-
• Inicio: C0 0 0
• Equilibrio: C0 – x x x
CONSTANTES DE IONIZACIÓN DE BASES

26. CONSTANTES DE IONIZACIÓN DE BASES
Fuente: Chang, 2003; Brown y colaboradores, 1998

27. En ácidos binarios, la acidez aumenta para el átomo central
• De arriba hacia a bajo en un grupo de la Tabla
Periódica.
• De izquierda a derecha en un periodo de la tabla
Periódica.
• En ácidos oxácidos la acidez varía según el átomo
central:
• La acidez aumenta de izquierda a derecha en un
periodo de la tabla
• La acidez disminuye de arriba hacia abajo en un grupo
de la tabla

28. bibliografía
☻Raimond Chang: Química. Mc Graw Hill. 2002.
☻ ANGELINI y COL. Temas de Química General. Versión ampliada.
Editorial Eudeba. 2003 (2da.edición, 7ma. reimpresión).BARROW
GORDON. Química general. Barcelona. Ed. Reverté S.A., 1997.
☻ BECKER, R., Química general, Buenos Aires, Ed. Reverté S.A.,
1997.
• http://2ocepb.fcyt.umss.edu.bo/quimica/archivos/bancoPreguntasQ
uimica.pdf
• http://www.ciq.uchile.cl/qi/2007/1Otono/QG1A-yo-ES/clases/5nom-al-
01.pdf
• http://es.scribd.com/doc/19662260/FUNCIONES-QUIMICAS-INORGANICAS