Este documento describe las propiedades de los ácidos y bases, la teoría de Arrhenius sobre la ionización de electrolitos en agua, y la teoría de Brønsted-Lowry sobre la transferencia de protones. También explica el concepto de pH, la ionización del agua, y cómo la hidrólisis puede hacer que las soluciones se vuelvan ácidas o básicas.

1. A C I D OS B A S ES pH
¿ Que tienen en común los ácidos o las bases que originan ,respectivamente , un conjunto
de propiedades que los caracterizan ? Como se indica a seguir:
Propiedades de los Acidos Propiedades de las Bases
1. Sabor agrio 1. Sabor a lejía
2. Reaccionan con algunos metales (como el Zn) 2 . Son resbaladizos al tacto
,desprendiendo Hidrogeno 3. Colorean de azul el papel tornasol
3. Colorean de rojo el papel tornasol 4. Conducen la corriente eléctrica en
4. Conducen la electricidad en disolución acuosa solución acuosa . Son electrolitos
Son electrolitos. 5. Generalmente son corrosivas.
5. Generalmente son corrosivos 6. Reaccionan con los ácidos para produ
6. Reaccionan con las bases produciendo sales -cir sales
Lavoisier, fue el primero que trato de responder esta cuestión . Observo que los ácidos se
formaban disolviendo en H2O el producto obtenido al quemar elementos no metálicos en
atmósfera de Oxigeno. Precisamente oxigeno fue el nombre que Lavoisier dio a este gas ,
palabra que en su origen griego significa "generador de ácidos ". Concluyo que las
propiedades de los ácidos se debían a la presencia de Oxigeno en los mismos . Sin
embargo, posteriormente, Davy demostraría que el ácido clorhídrico (HCl) carecía de
Oxigeno. Por esa misma época Gay-Lussac también comprobó que el ácido clorhídrico
(HCl) no tenia O . Ambos sugirieron que las propiedades de los ácidos eran debidas a su
contenido en hidrogeno, no en oxigeno. El químico alemán Justus von Liebig (1803-
1873) especificaría mejor el concepto de ácido diciendo que se trataba de sustancias
capaces de sustituir, al menos, un átomo de hidrogeno por otro de metal . en el periodo
1880-1890 , el químico sueco Svante August Arrhenius ( 1859- 1927 ) justifico la
conductividad eléctrica de las disoluciones acuosas de electrolitos y el incumplimiento de
las propiedades coligativas indicando que las moléculas de estas sustancias se escindían en
unos agregados atómicos con carga eléctrica -- iones -- al disolverlas en H2O . Asocio las
propiedades de los ácidos a la presencia de iones H+ ( H2SO4 -- SO42- + 2H+ ) y las
de las bases a los iones OH - (KOH  K+ + OH- ) . Se comprendía, de este modo, que
un ácido reaccionara con una base para producir agua (H2O) y la sal correspondiente. Los
iones H+ y los OH- se combinan para dar agua (H2O), reacción llamada de
neutralización.
Teoría de Bronsted-Lowry : La teoría de Arrhenius presentaba los inconvenientes
de ser aplicable únicamente a las soluciones acuosas y de no explicar el carácter ácido o
básico de algunas sustancias , la basicidad del amoniaco (NH3 )por eje: . En 1923 ,
Johannes Nicolaus Bronsted (1.879 - 1947 ) en Dinamarca y Thomas Martin Lowry
(1.874 - 1947 ) en Inglaterra , propusieron una Teoría mas General : Acido es toda sus-
-tancia capaz de ceder protones , y base es toda sustancia que es susceptible
de aceptarlos .Por consiguiente , solo se puede hablar de ácido si existe una
base y viceversa . Por otro lado pueden considerarse reacciones acido-base en
medios no acuosos, pues en la definición no se menciona ningún medio en
particular. Cuando un ácido libera protones se forma una nueva especie (que
tiende a captarlos nuevamente) llamada base conjugada del ácido , del mismo
modo , cuando una base toma protones se forma su ácido conjugado , que
trata de cederlos.

2. Acido (1) + Base (2) == Base conj. (1)+ Acido conj. (2)
HCl + H2O === Cl- + H3O +
H2O + NH3 === OH + NH+4
Téngase en cuenta que los iones H+ no existen en solución acuosa; en realidad se forman
iones hidronio H3O , aunque por comodidad de escritura se emplee , en muchas ocasiones ,
la notación H+ . Por otro lado , se comprueba que el agua , puede actuar como ácido o como
base . Las sustancias que tiene este doble poder se llaman anfoteras. La base (2) y la
base (1) entran en competencia por captar un protón, llegando a establecerse un equilibrio
que se caracteriza por su constante Ka para el ácido y Kb para la base. Si los valores de la
constante de equilibrio son altos, se dice que estos electrolitos son fuertes, por que están
muy disociados. Por tanto comparando entre si los valores de las constantes de varios
ácidos o bases se sabe la fuerza relativa de aquéllos para cada disolvente
El pH quimicamente hablando, es de potencial Hidrogeno. Es el logaritmo decimal
1
cambiado de signo, de la concentración de iones hidronio [H3O +] = log [ --------- ]
H3O+
En las soluciones se aplica el principio del equilibrio (Le Chatelier) las cuales dependen
con frecuencia de la concentración del ion hidrogeno en la solución. Además trataremos,
cuantitativamente, el equilibrio que comprende la autoionizacion del agua y la disociación
de los ácidos y bases débiles, de particular interés en los procesos biológicos, en donde
muchas moléculas importantes se comportan, como ácidos y bases débiles.
IONIZACION DEL AGUA
El agua se considera un no electrolito. Sin embargo se puede demostrar que aun el agua
mas pura que halla, contiene algunos iones, los cuales se derivan de la autoionizacion de la
molécula del agua , reacción que se puede representar como sigue: 2H2O == H3O+ + OH--
o H2O == H+ + OH --
La ionización del agua da iones H3O+ , iones hidronio ( abreviado a veces H+ , ion
hidrogeno) eniones OH-- , iones hidróxido. Ya que la ionización alcanza un estado de
equilibrio, puede representarse por una constante de equilibrio, Keq llamada en este caso
constante de ionización : [H3O+] x [OH-- ] [H+] x [OH-- ]
2
Keq = [H2O] o Keq [ H2O]
Las formulas entre corchetes representan concentraciones en moles/litro. Como en las
diluciones diluidas la concentración del agua es esencialmente constante, 1000 g/l : 18,0 g/
mol =55,5 mol/litro, el denominador en la ecuación , anterior se puede combinar con K eq ,
resultando una nueva constante , KW , denominada producto ionico del agua :
KW = [ H3O+ ] x [OH-- ] o KW = [H+ ] x [ OH-- ]
Se ha encontrado que experimentalmente a 250 C, KW=1,0 x 10- 14 , por lo tanto,
KW = [H+ ] x [OH-- ] = 1,0 x 10-14
Si el agua pura se ioniza de acuerdo a la ecuación H2O == H+ + OH-- y es la única fuente
de los dos (2) iones, entonces [H+ ] = [OH-- ]. Por tanto,
[ H+ ] x [OH-- ]= [H+ ] x [H+ ]= [H ]2 = 1,0 x 10 - 14
[H+ ] = 1,0 x 10 -7 mol/litro 1,0 x 10 -7 M
En forma similar, en el agua pura [OH ]= 1,0 x 10- 7mol/litro. Esto quiere decir que en un
--
litro de agua pura, de un total de 55,5 moles, solamente 1,0 x 10- 7 mol de agua esta
ionizada. El agua, o las soluciones en donde [H+]= [OH-- ] = 1,0 x 10-- 7 se dice que son
neutras, es decir que no son acidas ni básicas. En las soluciones acidas,[H+ ] es mayor que
1x 10- 7 M y [OH-- ] es menor que 1,0 x 10-- 7 M. E soluciones básicas , la concentración de

3. OH-- es mayor que 1,0 x 10-- 7 M y la de H+ es menor que 1,0 x 10- 7 M. En cualquiera de los
dos (2) casos el producto de las concentraciones permanece constante e igual a 1,0x10-- 14
. Si en una solución acuosa se conoce la concentración del ion hidrogeno o la del ion
hidróxido, la otra concentración se puede obtener fácilmente por simple sustitución en la
ecuación : KW= [H+ ]x [ OH-- ] = 1,0 x 10--, 14
1,0 x 10--14 1,0 x 10-- 14
+
[H ] =---------------- Y [OH] = ----------------
--
[OH ] [H+ ]
EL CONCEPTO ' p ' : p H , p OH, y p.K
Como el uso de números tales como 1x 10- 7 y 1,0 x103,2 es engorroso y
bastante incomodo , la acidez o la alcalinidad de una solución se expresa
comúnmente en una escala logarítmica por medio de lo que se llama el pH.
El pH de una solución se define: como el logaritmo decimal del inverso de la
concentración de iones hidrogeno en moles/litro. Esto equivale a decir , que
el pH es el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones H+ .Así
por definición
1
pH = log------- = -- log [H + ] o [H+ ] = 10- p H
+
[H ]
De igual forma, la expresión correspondiente para la concentración del ion OH-- es pOH,
definida como
1
pOH = log --------- = -- log [OH-- ] o [OH-- ] = 10- p OH
[OH-- ] 1 1
Por ejemplo , si [H+ ] = 10- 3 , se tendrá que el p H = log -------- = log --------= 3. Cuanto
[ H+ ] 10- 3
mas pequeño es el p H. Mayor es la acidez.
La relación entre p H y p OH se puede ver de la expresión
[H+ ]x [OH-- ] = KW = 10-- 14
Tomando logaritmo en ambos lados y cambiando de signo:
Log [H+ ] + log [ OH-- ] =log 10 -14 = -- 14 recuerde que log AB = log A +
logB
--log [H+ ] -- log [ OH-- ]= 14
p H + p OH = 14
Por ejemplo, si el pH de una solución es 4 su p OH = 14 -- 4 = 10. Cuanto más
pequeño es el p OH mayor es la alcalinidad en la tabla se muestra la relación
entre:
[H+ ], [ OH-- ], p H y p OH.

4. LA ESCALA DE p H
SUSTANCIAS PH [ H+ ] [OH - ] p.
OH
Acido de batería 0 100 10- 14 14
Acido Estomacal 1 10- 1 10- 13 13
Jugo de Limón 3 10- 3 10- 11 11
Agua de Soda 4 10- 4 10- 10 10
Café Negro 9 10- 5 10- 9 9
AGUA pura 7 10- 7 10- 7 7
Bicarbonato de Sodio 6 10- 9 10- 5 5
Jabón de Tocador 10 10 - 10 10- 4 4
Detergentes 11 10- 11 10 - 3 3
Limpiadores Caseros 13 10 -13 10 -1 1
Limpiadores de Cañerías 14 10- 14 10- 0 0
HIDROLISIS
En términos bien amplios, hidrólisis significa; la reacción química, de
cualquier especie con el agua. Los ácidos y las bases no son las únicas
sustancias que alteran el equilibrio de los iones OH-- y H+ en el agua. Se ha
encontrado que cuando ciertas sales se colocan en el agua la disolución
puede volverse ácida o básica. Específicamente este proceso se llama
hidrólisis y generalmente se aplica a la reacción entre el agua y las bases
conjugadas (iones negativos) de los ácidos débiles o los ácidos conjugados
(iones positivos) de las bases débiles. Podemos definir estos términos y dar
ejemplos, de los dos casos por separado. La base conjugada de un ácido es el
ion que se produce por transferencia de un protón del ácido (HA) al agua.
HA + H2O == A + H2 O+
base conjugada
Ejemplo:
HOAc + H2 O == OAc-- + H3O+
Así el ion de acetato, OAc-- es la base conjugada del ácido acético, HOAc.
Para enfatizar que solamente un átomo de hidrogeno es ácido, la formula del
ácido acético generalmente se escribe HOAc ó HAc donde OAc-- ó Ac--
representan el ion acetato, CH3COO-- .Para el mismo ácido también se
emplean las formulas HC2 H3 O2 , CH3COOH ó CH3CO2H.
En la reacción de hidrólisis , el anion (base conjugada) reacciona con el
agua ; se transfiere un protón del agua a la base para producir OH , de suerte
que la solución se hace básica.
A-- + HOH == HA + OH-- (Reacción de hidrólisis)

5. Como es de esperarse, la constante de equilibrio para este proceso esta
íntimamente relacionada con la constante de disociación del ácido. Para la
reacción de hidrólisis , ignorando [H2O] por ser constante, se puede escribir :
[HA] x [OH--]
Kb =-----------------------
[A-- ]
Se usa el termino Kb (ca,be) como el símbolo de esta constante , porque
representa la reacción de una base (el ion A-- ) con el agua. Otro símbolo
usado algunas veces es Kh , constante de hidrólisis que tiene el mismo
significado. Multiplicando numerador y denominador por [H+ ] da:
[HA]x [OH--]x [H+] [HA]
Kb = ---------------------------- = ------------------ = [H+ ] x [OH-- ]
[A-- ] x [ H+] [H+] x [ A-- ]
La constante Kb escrita de esta manera esta formada por dos (2) términos : el
primero es el inverso de Ka, o lo que es lo mismo escribir 1/Ka
[H+ ] x [A-- ]
HA == H+ + A-- Ka = --------------------
[HA]
Y el segundo es KW ; de este modo se tiene la relación :
Kw
Kb = ---------= Kh
Ka
Cuando se introduce el ion amonio, NH4 que es el ácido conjugado del
amoniaco NH3 en el agua se produce una reacción de hidrólisis esta vez con
el ion amonio funcionando como ácido ; la solución se hace ácida por estar
en solución el ion H3O+ .
H H H
H N + H ------- H N H + H2O == H3O+ + H N
H H H
Si usamos la abreviatura de H+ para el protón acuoso : NH4 == NH3 + H+
La constante de equilibrio para esta reacción es Ka porque es la reacción de un
ácido
[NH3] x [H+]
Ka --------------------
[HN+4 ]

6. POTENCIA DE ACIDOS Y BASES
Según la teoría de Arrhenius, son ácido las sustancias que producen ,iones de
hidrogeno H+ en solución acuosa ( en realidad el ion hidrogeno que es un
protón ; se deshidrata en solución acuosa para formar el ion hidronio u
oxonio (H3O+ ) ó aun H5O2+ . Esto no afecta ningún calculo donde aparezca el
H+ ) .Y se llaman bases , las sustancias que disueltas en agua dan iones
hidróxilos ( OH-- ). Hasta aquí estas definiciones , pero quiero advertirles que
según nuevos estudios sobre la fuerza de los ácidos y bases en disolventes
distintos al agua dan a entender que estas definiciones son tan solo ejemplos
específicos de conceptos mucho mas amplios acerca de los ácidos y las bases.
Bronsted , al definir ácido dijo : es la sustancia que tiene la propiedad de
producir un protón ( ion de hidrogeno) y definió la base, como la sustancia
que tiene la propiedad de aceptar un protón (ion hidronio). Eje: El cloruro de
hidrogeno (HCl) en solución acuosa produce iones de H. El ion de hidroxilo
es una base porque puede reaccionar con un ion de Hidrogeno o aceptarlo. La
definición de Bronsted sobre la de Arrhenius tiene la ventaja de NO estar
restringida al uso del agua H2O como medio de reacción, pero ninguna de
dichas definiciones explica la manera en que ciertas sustancias como el
trióxido de Azufre (SO3), el Tricloruro de Boro (Cl3 B) el Cloruro Estannico
(Cl4Sn ) y el CO2 pueden reaccionar como ácidos, aun en medios no acuosos .
G. N . Lewis propuso la siguiente definición que es mas restringida de los
ácidos: ACIDO es la sustancia que tiene la propiedad de aceptar
participación en un solo par de electrones pertenecientes a una base para
formar un enlace covalente coordinado. Lewis define la base la que sede a
un ácido participación en un solo par de electrones. La siguiente ecuación
ejemplifica la aplicación de las definiciones de Lewis a la conocida reacción
,entre iones hidrogeno e hidroxilo
.
+ --
H + OH ------------ H O H
Acido Base agua
DISOCIACION DE ACIDOS Y BASES DEBILES: ACIDOS un ácido
típico , HA, al disolverse en el agua , transfiere un protón de la molécula del
ácido a la molécula del agua , dando una solución ácida: HA + H2 O ==
H3O+ + A-- . La donación de un protón de la molécula de ácido a la
molécula de H2O produce un ion negativo A--, que se llama anion.
Ka constante de ionización del ácido HA (representa una constante de
equilibrio) para la ecuación simplificada de la disociación de un ácido o
ecuación de ionización. HA= H++ A-