1. El documento habla sobre las propiedades de los ácidos y bases, incluyendo sus definiciones químicas, ejemplos de ácidos y bases comunes, y la autoionización del agua. 2. Explica que el agua puede comportarse como ácido o base dependiendo de la reacción, formando pares ácido-base conjugados con otros reactivos. 3. El equilibrio químico del agua se mantiene a través de la constante de ionización del agua Kw, aunque la concentración de H3O+ y

1. Equilibrio ácido ­ base

2. Propiedades químicas
de los ácidos y las bases
Propiedades de los ácidos :
Ø Poseen un sabor agrio.
Ø Colorean de rojo el papel de tornasol.
Ø Sus disoluciones conducen la electricidad.
(escala de acidez).
Ø Desprenden gas hidrógeno cuando
reaccionan en disolución con algunos
metales.

3. Hierro, Zinc y Magnesio en HCl 0,10 M

4. Productos Ácidos de uso diario
Ácido Producto
Acido acético En el vinagre
Ácido acetil salicílico En la aspirina
Ácido ascórbico y
En los cítricos
cítrico
En productos de limpieza,
Ácido clorhídrico
jugos gástricos, etc
ácido sulfúrico baterías de autos

5. Propiedades de las bases o álcalis:
Tienen un sabor amargo .
Ø Colorean de azul el papel de tornasol.
Ø Al igual que los ácidos, en disolución
acuosa conducen la electricidad.
Ø Reaccionan con los ácidos para formar
sal más agua.

6. Productos Básicos de uso diario
Base Producto
En los limpiadores de ropa
amoníaco (base)
comunes
Hidróxidos de Ca, En los productos farmacéuticos
Mg y/o Al. antiácidos
En productos para destapar
Hidróxido de sodio
cañerías

7. Ácidos y bases
de Brönsted - Lowrry

8. Definición de ácido
Ácido es toda sustancia capaz de ceder uno
o más protones a otra especie.
+ ­
HCl + H O ® H O (ac) + Cl (ac)
(ac) 2 (l) 3
+ ­
HAc + H O « H O (ac) + Ac (ac)
(ac) 2 (l) 3
+ +
H (ac) + H O ® H O (ac)
2 (l) 3

9. Definición de base
Base es una sustancia capaz de aceptar uno o
más protones de otra especie.
NH
3(ac) + H O « NH + (ac) + OH (ac)
2 (l) 4
­

10. Par ácido­base conjugado
En un equilibrio ácido­base, ambas
reacciones la directa y la inversa comprenden
transferencia de protones.
+
H
+
NH + H O (l) « NH + (ac) + OH ­ (ac)
3(ac) 2 4
base 2 ácido 1 ácido 2 base
1

11. ¿Qué es un par ácido base
conjugado?
Es un ácido y su base que solo difieren en la
presencia o ausencia de un protón.
Ejemplo
NH +1 (ac) / NH
4 3(ac)
H O (l) / OH ­1 (ac)
2

12. 1. Complete las siguientes reacciones ácido­base,
identificando cada una de las especies y los pares ácido­
base conjugados
a) HBr + …….. ® +
………. + H O
3
b) …….. + H O
2 « NO ­
2 + ……….
c) HCl + NH
3 ® ………. + ……….
d) C H NH + + H O « ……… + ...……..
6 5 3 2
­
e) CH NH + ……. « ……… + OH
3 2

13. 2. ¿Cuál (es) de los siguientes pares de
sustancias, son pares ácido­base conjugado?
+
I. H O / OH ­
3
II. C H NH + / C H NH
6 5 3 6 5 2
III. H NO / NO ­
3 3
+
IV. H O / H O
3 2
a) sólo I
b) sólo II
c) sólo IV
d) II y III
e) II, III y IV

14. 3. De los siguientes enunciados es son verdaderos:
+
a) Sí, una especie acepta H es un ácido.
– +
b) El ión OH es la base conjugada del H O .
3
c) Sí, en una reacción química se transfieren
protones, es una reacción ácido­base.

15. Observemos el comportamiento del agua
en algunas reacciones.
­ +
HCl + H O ® Cl (ac) + H O (ac)
(ac) 2 (l) 3
……… 1 …… 2 …….
1 ……… 2
H O + NH
2 (l) 3(ac) « OH (ac) + NH + (ac)
­
4
…….. 1 …….. 2 …….
1 …….. 2

16. ¿Qué papel cumple el agua?
Ø El H O se comporta como
2 …. ………
en la reacción con el HCl.
Ø El H O se comporta como …. ……..
2
en la reacción con el NH .
3
Algunas sustancias pueden actuar como
ácido en unas situaciones o como bases en
otras, estas especies reciben el nombre de
Anfolitos o anfóteros ácido­base.

17. Auto ionización del Agua
El H O actúa como donador o como aceptor de
2
un protón.
La transferencia de protones entre moléculas
de agua se llama auto ionización.
+ ­
H O + H O « H O (ac) + OH (ac)
2 (l) 2 (l) 3
La constante de equilibrio para este sistema
se define como: K w

18. Constante de equilibrio
+ ­
K = [H O ][OH ]
W 3
K tiene un valor de 1,0 x 10 – 14 a 25 ºC.
w
[ H O ] = [OH ­] = 1,0 x 10
3
+ – 7

19. ¿Qué sucede si al agua se le agrega :
a) Un ácido ?
b) Una base ?

20. Si, se le agrega un ácido

21. +
Ø La [H O ] debe aumentar por sobre
3
­7
1,0*10
­
Ø El producto [H O+] [OH ] debe
3
mantenerse en 1,0*10­ 14
­
Ø La [OH ] desciende a un valor < que
­7
1,0*10
Ej. HNO + H O ® H O + NO ­
3 2 3
+
3
HAc + H O « + ­
H O + Ac
2 3

22. Si, se le agrega una Base

23. ­
Ø La [OH ] debe aumentar por encima de
­7
1,0*10
+ ­
Ø El producto [H O ] [OH ] debe
3
mantenerse en 1,0*10 ­14
+
Ø La [H O ] desciende a un valor < que
3
­7
1,0*10
Ej. NaOH ® Na+ + OH­

24. Sí, en una disolución :
1. [ H O ] = [OH ­]
3
+ es neutra
2. [ H O ] >> [OH ­] es ácida
3
+
3. [ H O ] << [OH ­] es básica
3
+
A medida que aumenta la concentración de
uno de ellos disminuye la del otro y su
producto permanece constante e igual a
K = 1,0x10 .­14
w

25. La escala de pH.
El pH se define como el menos
logaritmo en base diez de la
concentración de protones.
+
pH = ­ log [ H O ]
3
De donde se puede despejar la:
+
[ H O ] = antilog ­ pH
3

26. El pOH se define como el menos logaritmo
en base diez de la concentración de OH ­ .
pOH = ­ log [ OH ]­
­
[ OH ] = antilog ­ pOH
El pK se define como el menos logaritmo
w
en base diez de la constante K .
w
pK = ­ log K = 14
W W
K = antilog ­ pK
W W

27. ¿Cómo se obtiene la escala de pH?
A partir de la expresión de su K :
W
+ ­
K = [H O ] [OH ] /­log
W 3
+ ­
­ log K = ­log [H O ] ­log [OH ]
w 3
pK = pH + pOH
w
14 = pH + pOH

28. Escala de pH

29. Si:
1. [ H O ] = [OH ­] la disolución es neutra
3
+
el pH = 7
2. [ H O ] >> [OH ­] la disolución es ácida
3
+
el 0 £ pH < 7
3. [ H O ] << [OH ­] la disolución es básica
3
+
el 7 < pH £ 14

30. Escala de pH y sustancias de uso
común

31. Ejemplos
+
1. La concentración de H O en
3
una disolución es de 1,5 * 10 ­13 M.
a) Determine la concentración de
­
OH , el pH y el pOH.
b) La disolución ¿es ácida o
básica?

32. 2 Complete la siguiente tabla
Para algunos productos cotidianos
Pr oducto pH +
[H O ] ­
[OH ] pOH
3
Jugos gástricos 2,0
Bebidas ­11
1*10
Carbonatadas
Tomates 4,2
Orina humana 8,0
Sal de frutas 8,4
Leche de magnesia 3,5
Limpiadores de
13,5
cañerías

33. Fuerza de ácidos y bases
Estas especies en disolución
acuosa se pueden clasificar en:
Bases
Acidos
Fuertes Dé
D biles
é Fuertes Dé
D biles
é biles

34. ACIDO FUERTE
Estos ácidos son electrolitos fuertes;
+
reaccionan con el H O para formar H O (ac)
2 3
y no quedan especies sin disociar
de este en la disolución.
K >>> 1,0
a
HNO
3(ac) + H O ® NO ­ (ac) + H O (ac)
2 (l) 3 3
+

35. Ejemplo :
HCl es un ácido …….. luego su base
­
conjugada (Cl ) es una base ……. . Esta
base no aceptará un protón del agua.
En general los aniones que provienen de
ácidos fuertes no aceptan protones del agua:
Ej:Cl , I , Br , NO ­ , ClO ­ , ClO ­ , HSO ­ .
­ ­ ­
3 3 4 4

36. Si el ácido es fuerte, su tendencia a ceder
protones desplazará considerablemente el
equilibrio hacia la derecha y la disociación
será prácticamente total, lo que se
reflejará en un valor elevado de K .
a
K >>> 1 Acido fuerte (®)
a

37. BASES FUERTES
Las bases fuertes solubles más comunes
son los hidróxidos de los metales de los
grupos 1A y 2A .
NaOH ® Na + OH + ­
Si, la base es fuerte el equilibrio estará
desplazado hacia la derecha
K >>> 1 Base fuerte (®)
b

38. ¿ Como se mide la Fuerza de ácidos y
bases débiles?
Por medio de :
Ø La constante de equilibrio.
Ø El % de ionización o disociación.
Bajo un 5% se considera al ácido o
la base muy débil.

39. EQUILIBRIO ACIDOS Y BASES DEBILES
Son equlibrios entre una especie química
disuelta y no disociada y sus partes disociadas,
por lo tanto, la disociación es parcial.
+ ­
Ej. Acido débil: HX(ac) + H O « H O + X
2 3
+ ­
Base débil: B + H O « BH + OH
2
Ka <<< 1 Acido débil («)
Kb <<< 1 Base débil («)

40. Así, para un ácido débil genérico HA en
disolución se produce la reacción reversible
­ +
HA + H O « A (ac) + H O (ac)
2 3
la constante Ka de disociación o acidez del
ácido vendrá dada por:
+
K = [ H O ] [ A ] ­
a 3
[ HA ]
Y la expresión del % de ionización es:
+
%I = [ H O ]eq x 100
3
[ HA ] inicial

41. Análogamente se tendrá para una base
genérica B:
+ ­
B + H O « BH (ac) + OH (ac)
2
la constante de disociación o constante de
basicidad será, en este caso
+
K = [ BH ] [ OH ] ­
b
[B]
Y la expresión del % de ionización es:
­
%I= [ OH ]eq * 100
[ B ] inicial

43. Cálculos en disoluciones de ácidos
fuertes
1. Se prepara una disolución acuosa de HI .
K >>> 1.
a
a) Escribir la ec. Química correspondiente.
b) Indicar ¿Qué especies se encuentran en
esta disolución acuosa?.

44. 2. Se preparan 250 mL de una disolución que
contiene 3,97 g de HNO . (M.M = 63,0 g/mol)
3
Ka>>>1,0
a) Escribir la ec. Química correspondiente.
b) Identifique los pares ácido­base conjugados
+
c) Calcular la concentración Molar de H O y
3
­
OH .
d) Determinar el pH de la disolución.

45. Cálculos relacionados con bases fuertes
+ ­
1.. Determine la concentración de [H O ], [OH ],
3
pH y pOH de disolución acuosa 0,25 M de las
siguientes bases:
a) KOH K >>1,0
b
b) Ca(OH) 2 K >>1,0
b
2. Si, el pH de una disolución acuosa de
Ca(OH) es 11,5. Determine la concentración de
2
+ ­
[H O ] y [OH ] de esta disolución.
3

46. Acidos Débiles
Hay que tener presente que cuanto menor sea
el valor de Ka, más débil será el ácido.
Para valores de K @ 10 ­4 el valor de x es
despreciable.
Muchos ácidos orgánicos son débiles y su
disociación es:
­
RCOOH + H O « RCOO + H O +
2 3

47. CONSTANTES DE IONIZACIÓN DE ACIDOS
DÉBILES A 25°C
Nombre Fórmula K
a
Ácido acético CH COOH ­5
1,8 ´ 10
3
Ácido benzoico H(C H O ) ­5
6,3 ´ 10
7 5 2
Ácido bórico H BO ­10
5,9 ´ 10
3 3
Ácido cianhídrico HCN ­10
4,9 ´ 10
Ácido fluorhídrico HF ­4
6,8 ´ 10
Ácido fórmico HCOOH ­4
1,7 ´ 10
Ácido hipocloroso HClO ­8
3,5 ´ 10
Ácido nitroso HNO ­4
4,5 ´ 10
2

48. CONSTANTES DE DISOCIACIÓN DE BASES
DEBILES
Nombre Fórmula Kb
Amoniaco NH ­5
1,8 * 10
3
Etilamina C 2 H NH ­ 4
6,4 * 10
5 2
Dimetilamina (CH ) NH ­ 4
5,4 * 10
3 2
Anilina C H NH ­10
4,3 * 10
6 5 2
Hidracina H NNH ­ 6
1,3 * 10
2 2
Piridina C H N ­ 9
1,7 * 10
5 5

49. Cálculo en disoluciones de ácidos
débiles
Calcular:
a) la concentración de todas las especies
b) el pH
c) el % de ionización
de una disolución que es 0.10 M en ácido
acético, HAc. Ka = 1.8 x 10 ­5 .

50. Cálculos en disoluciones de bases débiles
1.En la etiqueta de un blanqueador amoniacal
dice pH 11,5; de acuerdo a esta información,
Calcule:
a) pOH
b) la concentración de todas las especie
c) el % de ionización, una vez alcanzado el
equilibrio. K ­5.
= 1,78 x 10
bNH3

51. Determinación de K y K
a b
a) Si, se conoce la concentración inicial de un
ácido o una base débil y el pH o pOH.
b) Si, se conoce la concentración inicial de un
ácido o una base débil y el % de ionización.
Si, el % de ionización es bajo el 5%, el
valor de x, es despreciable.

52. Ejemplos
1. ¿Cuál es el valor de la K del ácido acético
a
si, una disolución 0,10M de este ácido, está
ionizado en 1,3 %?
2. Determinar el valor de K del amoniaco, si
b
el pH de una disolución 0,10 M de NH es
3
11,13.

53. Ácidos polipróticos
Ácido fosfórico: Acido triprótico.
H PO + H O
3 4 2 « H O + H PO ­ K = 7.1x10
3
+
2 4 a
­3
H PO ­ + H O
2 4 2 « H O + HPO 2­ K = 6.3x10
3
+
4 a
­8
HPO 2­ + H O
4 2 « H O + PO 3­ K = 4.2x10
3
+
4 a
­13

54. pH de Sales
Las propiedades ácido ­ básicas de las
disoluciones de sales se deben al
comportamiento de sus aniones y cationes al
+
reaccionar con agua para generar H O (ac) y/o
3
­
OH (ac) . A este tipo de reacción se le denomina
hidrólisis.

55. Tipos de disoluciones salinas
Disoluciones de acuerdo al pH
N eutras B á sicas
B sicas
á
Á cidas
Á

56. El pH de una solución acuosa de una sal
se puede predecir cualitativamente
considerando el catión y el anión que lo
forman.

57. Ø Las sales que se forman cuando
reaccionan bases fuertes y ácidos
fuertes, ni los cationes, ni los
aniones se hidrolizan, luego el pH
de la disolución es 7, es neutra.
Ejemplo : NaCl, KNO , CaBr etc
3 2,

58. Ø En las sales que derivan de bases
fuertes y un ácido débil el anión
hidroliza para producir OH ­ , luego el
pH de la disolución es mayor que 7,
básica.
Ejemplo : NaAc, Ba(Ac) KNO
2, 2

59. Ø En las sales que derivan de bases
débil y un ácido fuerte el catión se
+
hidroliza para producir H , luego el pH
de la disolución es menor que 7, es
ácida.
Ejemplo : NH Cl, CH NH Cl.
4 3 3

60. Disoluciones Tampones, buffers,
Reguladoras, Amortiguadoras
Son disoluciones que regulan el pH
evitando cambios bruscos de pH, en una
disolución cuando se agrega un ácido
fuerte o una base fuerte.

61. Tipos de disoluciones buffers,
amortiguadoras o Tampón.
Soluciones constituidas por :
a) Un ácido débil y su base conjugada en forma
de sal.
Ej. : Acido acético HAc / acetato de sodio NaAc
b) Una base débil y su acido conjugado en forma
de sal.
Ej.: amoníaco NH /cloruro de amonio NH Cl.
3 4

62. Calculo del pH en disoluciones buffers.
­ +
HA (ac) + H O « A (ac) + H O (ac)
2 3
­
Se conoce la [ HA ]i y de [ A ]i, al despejar la [
+
H O ] de Ka es :
3
+
[ H O ] = K x [HA]
3 a
­
[ A ]
+
Luego el: pH = ­ log [ H O ]
3

63. Sistemas reguladores a diferentes
valores de pH:
­
­ HAc / AC pH=5 (pK = 4,74)
a
­ H CO / HCO ­
2 3 3 pH=6 (pK = 6,36)
a
­ Ión NH + / NH
4 3 pH=9 (pK = 9,25)
a
­ HCO ­ / CO 2­
3 3 pH=10 (pK = 10,32)
a

64. + ­
Efecto de la adición de H y OH sobre los sistemas
reguladores
D. reguladora después D. Reguladora con [acido] = D. reguladora después
de la adición del ácido [base conjugada] de la adición de la base
Adición Adición
de ácido de base

65. 1. Un litro de solución buffers contiene 0.50 M de
ácido acético y 0.45 M de Acetato de sodio.
K = 1,8 x 10 ­5
a
Calcular el pH de esta disolución.
2.. Determinar el pH si, a la disolución anterior, se
le agregan:
n 1,0 x 10 ­2 moles de NaOH.
n 1,0 x 10 ­2 moles de HCl.
Escriba las ecuaciones químicas correspondientes.

66. 3. a) Determine el pH para 1,0 L de una
disolución 0,12 M en NH y 0,12 M en NH Cl.
3 4
K NH + = 5,6 x 10
a 4
­10
b) Determine el pH si se añade:
n 1,0 x 10 ­2 moles de NaOH.
n 1,0 x 10 ­2 moles de HCl.

67. 4. Determine el pH de 100 mL de una
disolución buffers que es 0,15 M en HAc y
0,20 M en NaAc , antes y despúes de
­5
agregar : K = 1,8 x 10
a
a) 10,0 mL de HCl 0,10 M.
b) 10,0 mL de NaOH 0,10 M.
Considerar la variación de volumen.

68. Reacciones de neutralización
En general son reacciones entre un ácido y
una base, las cuales se pueden clasificar
según el tipo de especie que participe, sean
estas fuertes o débiles.

69. Tipos de Reacciones de
neutralización
a) Acido fuerte – base fuerte.
b) Acido Débil – base fuerte.
a) Base Débil – Acido fuerte.

70. Acido fuerte con base fuerte.
Cuando un ácido fuerte reacciona con
una base fuerte se forma agua y la sal
correspondiente .
Ejemplo :
HCl (ac) + NaOH ® NaCl + H O
(ac) (ac) 2 (l)
+ ­
Ecuación Iónica : H + OH ® H O
2

71. Para cantidades equivalentes de ácido
y base (punto equivalente) :
+ ­
n H O = n OH
3
entonces el pH = 7 (neutro)

72. Ø Antes del punto equivalente el pH dependerá
de la cantidad del ácido fuerte que queda en
la disolución.
Ø Después del punto equivalente el pH
dependerá de la cantidad en exceso de la
base fuerte agregada.

73. Ejemplo
1. Si, a 20 mL de una disolución 0,10 M de
HCl, se le agregan :
a) 10 mL. de NaOH 0,10 M.
b) 20 mL. de NaOH 0,10 M.
c) 30 mL. de NaOH 0,10 M.
Determinar el pH de la disolución
antes y después de agregar la base
fuerte.

74. Neutralización Ac. fuerte con Base
fuerte

75. Acido débil con base fuerte
Cuando un ácido débil reacciona con una base
fuerte también se forma agua y la sal
correspondiente .
Ejemplo :
HAc (ac) + NaOH (ac) ® NaAc (ac) + H O (l)
2
­ ­
Ecuación Iónica : HAc + OH ® Ac + H O
2

76. Para cantidades equivalentes de ácido
y base (punto equivalente) :
+ ­
nH O = nOH
3
entonces el pH > 7, (básico), dependerá de
la hidrólisis de la base conjugada, proveniente
de la sal formada.

77. Ø Antes
del punto equivalente el pH
dependerá de la formación de una disolución
buffers.
Ø Después del punto equivalente el pH
dependerá del exceso de la base fuerte
agregada.

78. Ejemplo
1. Si, a 20 mL. De una disolución 0,10 M de HAc,
se le agregan :
a) 10 mL. de NaOH 0,10 M.
b) 20 mL. de NaOH 0,10 M.
c) 30 mL. de NaOH 0,10 M.
Determinar el pH de la disolución antes y
después de agregar la base fuerte.
K ­5 ­10
aHAc = 1,8x10 , KbAc­= 5,6x10

79. Neutralización Ac. débil con Base
fuerte

80. Base Débil con ácido fuerte.
Cuando una base débil reacciona con un ácido
fuerte se forma la sal correspondiente .
Ejemplo :
NH
3 (ac) + HCl (ac) ® NH Cl (ac)
4
Ec. Iónica neta: NH
3 (ac) + H (ac) ® NH + (ac)
+
4

81. Para cantidades equivalentes de ácido y base
(punto equivalente) :
+
nH O = nNH
3 3
entonces el pH <7 (ácido), ya que, dependerá
de la hidrólisis del ión NH + presente en la
4
disolución.

82. Ø Antes del punto equivalente el pH dependerá
de la formación de una disolución buffers.
Ø Después del punto equivalente el pH
dependerá del exceso de ácido fuerte
agregado.

83. Ejemplo
1. Si, a 20 mL. de una disolución 0,10 M de NH , 3
se le agregan :
a) 10 mL. de HCl 0,10 M.
b) 20 mL. de HCl 0,10 M.
c) 30 mL. de HCl 0,10 M.
Determinar el pH de la disolución antes y
después de agregar el ácido fuerte.
Kb = 1,8x10 ­5 Ka = 5,6 x 10 ­10
NH3 NH4+