El documento proporciona definiciones de ácidos y bases según diferentes teorías como las de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis. Explica la noción de par ácido-base conjugado y cómo se relacionan los ácidos y bases a través de la transferencia de protones. También introduce la escala de pH y diferentes tipos de ácidos como monoprotónicos, diprotónicos y poliprotónicos.

1. ácido-base

2. En el caso de los ácidos, cumplen diversas funciones en los
alimentos, entre ellas están: la intensificación del sabor, control
de crecimiento microbiano, coagulación de proteínas,
emulsificación, control del pardeamiento (coloración oscura) y
controlar la oxidación de los lípidos; en cuanto a las bases,
también son aditivos comunes en los alimentos, por ejemplo: para
modificar el sabor, color y textura, acentuar el pardeamiento,
inducir el pelado químico y producir CO2.

3. 1 DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
1.1.- Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+
HCl → H+ (aq) + Cl− (aq)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH−
NaOH→ Na+ (aq) + OH− (aq)

4. Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)
Thomas Martin Lowry
(1874-1936)

5. 1.2.- Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + CH3COO− (aq) Transferencia
ácido base Ácido conjugado Base conjugada protónica
Par ácido-base conjugado
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
Ventajas
Sustancia anfótera
(puede actuar como
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH− (aq)
ácido o como base)

6. Por definición, la base conjugada de un ácido, es la
especie que resulta cuando el ácido pierde o dona un
protón (H+), y un ácido conjugado resulta de la adición de
un protón (H+) de base. Un par de compuestos o iones que
difieren por la presencia de un ión (H+), se llama: par
ácido-base conjugado.
En esta reacción el ácido (HA) tiene su base conjugada (A-) y la base H2O tiene acido
conjugado (H3O+)
A estas dos parajes (HA/A-) y (H2O/ H3O+), se les llama par ácido base conjugada.
Par ácido-base conjugado: HA /A-
Par ácido-base conjugado: H2O/ H3O+

7. 1.3.- Lewis (1923)
Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par
de electrones no compartidos.
+
H H
H+ + :N H H N H
H H
Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones
Base: Especie que puede ceder pares de electrones

8. El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.
La base puede ceder pares de electrones a otras especies
Definición más general
F
H
H N: + B F
H F
base ácido
F
H
H N B F
H F Gilbert Newton Lewis
(1875-1946)

10. Fuerza de ácidos base
Se dice que un ácido o una base son fuertes, cuando al
entrar en contacto con el agua (H2O) se disocia o
ioniza completamente en sus iones.
Por su parte, cuando se dice que un ácido o base es
débil es cuando al entrar en contacto con el agua (H2O)
no se disocia o ioniza por completo en sus iones

13. CH3COOH + H2O (l)  H+(ac) + CH3COO-(ac)
H O +  CH COO − 
 3
  3
 

Ka =
[ CH3 COOH]
OH −  NH + 

 
 4 
Kb =
[NH3 ]

14. HF + H2O H+ + F-  H+   F − 
  
Ka =    
[HF]
H +   S 2 − 
H2S + H2O H + S
  
+ 2-
  
Ka =
[ H 2 S]
NH4OH + H2O  NH4+ + OH-
NH +  OH − 
 
 4 
 

Kb =
[
NH 4 OH ]

15. Mientras mayor sea el valor Ka, más fuerte será el ácido y
sí se trata de bases débiles se procede de igual forma, es
decir que mientras mayor sea el valor Kb, más fuerte será
la base.
Acido acético Ka= 1,8 10-5 Acido fosfórico Ka= 7,5x10-3
Acido fosfórico Ka= 7,5x10-3 Acido fluorhídrico Ka= 6, 5x10-4
Acido fluorhídrico Ka= 6, 5x10-4 Acido acético Ka= 1,8 10-5

16. H2O(l) + H2O(l)  H3O+ (ac) + OH-(ac)
Base Ácido ión de hidronio ión hidróxido

17. LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.
2 ESCALA DE pH.
Equilibrio de autoionización del agua
H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + OH− (aq) Kw = [H3O+][OH− ]
Producto iónico del agua
pH = − log [H3O+]
A 25ºC, Kw = 10-14
pOH = − log [OH−]
[Tomando logaritmos y cambiando el signo]
− log 10-14 = − log [H3O+] − log [OH−]
14 = pH + pOH

18. Como has notado, las concentraciones de estos iones de
hidronio (H3O+), suelen expresarse en números muy pequeños
en notación exponencial, debido a esto:
El bioquímico danés Søren Sørensen propuso el término de pH
para indicar el potencial del ión hidrógeno. Definió el pH como el
logaritmo negativo de la concentración molar (M) de iones de
Søren Sørensen
(1868-1939) a los
hidronio [H3O+]. La fórmula del pH es:
41años de edad
propuso el término pH= -log [H3O+]
de pH
pH= -log [H+]
Es importante que escribas correctamente el término de pH, con la
letra “p” en minúscula y la letra “H” en mayúscula. De lo contrario
es incorrecto. Recuerda que la excelencia académica comienza
por ti.

19. Agua pura: [H3O+] = [OH−] ; [H3O+] = 10-7 ⇒ pH = 7
[OH−] = 10-7 ⇒ pOH = 7
DISOLUCIÓN DISOLUCIÓN DISOLUCIÓN
NEUTRA ÁCIDA BÁSICA
[H3O+] = [OH−] [H3O+] > [OH−] [H3O+] < [OH−]
pH = 7 pH < 7 pH > 7
7
ácida básica
pH

20. En una disolución de HCl, con una concentración de 0,1 M.
Calcule el pH de la disolución
Calcular la concentración de iones de hidronio [H3O+], de los siguientes pH:
•pH 8 pH 10,9
En una disolución de NaOH, con una concentración
de [OH-] es 3,4 x10-4 M. Calcule el pH de la disolución
Calcular el pH y pOH de una disolución de hidróxido de
calcio Ca(OH)2 con una concentración de 0,03 M.
Calcular el pH y todas las especies en equilibrio de una disolución de
ácido acético (CH3COOH) al 0,100 M. y una Ka de 1,8x10-5
CH3COOH + H2O  H+ + CH3COO-
Calcule el pH y las concentraciones de todas las
especies en equilibrio de una disolución de amoniaco
(NH3) al 0,40 M con Kb=1,8x10-5

21. Ácido sulfhídrico H2S
Ácidos dipróticos
Ácidos 2 hidrógenos Ácido carbónico H2CO3
polipróticos ionizables
Ácido sulfúrico H2SO4
(2H+)
Ácidos tripróticos Ácido fosfórico H3PO4
3 hidrógenos
ionizables
Ácido fosforoso H3PO3
(3H+)
Ácidos Ácido Clorhídrico HCl
monopróticos Acido Bromhídrico HBr
1 hidrógeno
Acido yodhídrico HI
ionizables
Acido Nítrico HNO3
(1H+)
Acido perclórico HClO4

22. Ionización del ácidos Ácido carbónico Contante de equilibrio (K)
dipróticos H2CO3 Donde las ()indican como de
Acido débil costumbre la reversibilidad de ambas
reacciones (equilibrio químico)
1er ionización Primera ionización Ka1 primera ionización
H2CO3  H+ + HCO3-
H2 X  H+ + HX- H +  HCO − 
 
  3 

Ka1 = = 4,2x10 − 7
[H2 CO 3 ]
2da ionización Segunda ionización Ka2 de la segunda ionización
HX-  H+ + X= HCO3-  H++ CO32- H +  CO 2 − 

 
 3 

K a2 = = 4,8x10 −11
HCO − 

 3 