Este documento presenta un resumen sobre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. También describe las diferencias entre ácidos y bases fuertes y débiles, y conceptos como el pH, pKa, titulaciones ácido-base y soluciones amortiguadoras.

1. Programa de Licenciatura en
Biología y Química
Programa de Licenciatura en
Biología y Química
ALEXÁNDER GUTIÉRREZ M.
ROBERTO GUTIÉRREZ P.
ALEXÁNDER GUTIÉRREZ M.
ROBERTO GUTIÉRREZ P.
Compilado por:
Ácidos y Bases

2. H2CO3 CO2 + H2O

4. vinagre
Ácido fórmico
Ácido acético
H OH
O

5. Ácido cítrico

7. Svante August Arrhenius
(1859-1927)
Limitaciones:
* solo para disoluciones acuosas.
ÁCIDO:ÁCIDO: Sustancias que al disolverse
en agua, aumentan la concentración
de iones H+
.

8. Svante August Arrhenius
(1859-1927)
Limitaciones:
* solo para disoluciones acuosas.
BASEBASE:: Las bases son sustancias
que al disolverse en agua,
aumentan la concentración de
iones OH–
.

9. Thomas Martin Lowry
(1874-1936)
Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)
1932-Teoria ácido-base

10. Ácido: Sustancia capaz de ceder un ión hidrógeno
Definición Bronsted-Lowry
Ión hidronio

11. Base: Sustancia capaz de aceptar un ión hidrógeno
Definición Bronsted-Lowry
Ión hidroxilo
La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases
incluye a la de Arrhenius y la amplía

12. Un ácido Brønsted es un donador de protón (H+
)
Una base Brønsted es un aceptador de protón (H+
)
ácido
base
conjugada
base
ácido
conjugado

13. Par Ácido-base conjugado
• Siempre que una sustancia se comporta como
ácido (dona H+
) hay otra que se comporta como
base (acepta H+
).
• Cuando un ácido pierde H+
se convierte en su
“base conjugada” y cuando una base acepta H+
se convierte en su “ácido conjugado”.

14. Prof.Tatiana Zuvic M.
HNO2 + H2O NO2
-
+ H3O+
Pierde H+
Gana H+
acido base Base conj. Acido conj.

15. NH3 + H2O NH4
+
+ OH -
Gana H+
Pierde de H+
Base Acido Ac conj. Base conj.

16. Teoría de Lewis
Ácidos:
“Es una sustancia que puede
aceptar un par de electrones
y formar un enlace covalente
coordinado”. Lewis, Gilbert Newton (1875-1946)
N H
••
H
H
ácido base
F B
F
F
+ F B
F
F
N H
H
H

17. Teoría de Lewis
Bases:
“Una sustancia que
puede donar un par de
electrones para formar
un enlace covalente
coordinado”.
Lewis, Gilbert Newton (1875-1946)

18. Electrolitos fuertes y débiles
Arrhenius publica en 1887 su teoría de “disociación
iónica”, en la que afirma que hay sustancias (electrolitos),
que en disolución, se disocian en cationes y aniones
Cationes: especie química con carga neta positiva
Aniones: especie química con carga neta negativa

19. Electrolitos fuertes y débiles

20. Ácido fuerte Ácido débil
Antes de la
Ionización
En el
equilibrio
Antes de la
Ionización
En el
equilibrio

21. Electrólito fuerte: Están totalmente disociados
NaCl (s) Na+
(ac) + Cl-
(ac)
H2O
Electrólito débil: no se disocia por completo
CH3COOH CH3COO-
(ac) + H+
(ac)

22. HF (ac) + H2O (l) H3O+
(ac) + F-
(ac)
Ácidos débiles son electrólitos débiles
HNO2 (ac) + H2O (l) H3O+
(ac) + NO2
-
(ac)
HSO4
-
(ac) + H2O (l) H3O+
(ac) + SO4
2-
(ac)
H2O (l) + H2O (l) H3O+
(ac) + OH-
(ac)
Ácidos fuertes son electrólitos fuertes
HCl (ac) + H2O (l) H3O+
(ac) + Cl-
(ac)
HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+
(ac) + NO3
-
(ac)
HClO4 (ac) + H2O (l) H3O+
(ac) + ClO4
-
(ac)
H2SO4 (ac) + H2O (l) H3O+
(ac) + HSO4
-
(ac)

23. F-
(ac) + H2O (l) OH-
(ac) + HF (ac)
Bases débiles son electrólitos débiles
NO2
-
(ac) + H2O (l) OH-
(ac) + HNO2 (ac)
Bases fuertes son electrólitos fuertes
NaOH (s) Na+
(ac) + OH-
(ac)
H2O
KOH (s) K+
(ac) + OH-
(ac)
H2O
Ba(OH)2 (s) Ba2+
(ac) + 2OH-
(ac)
H2O

24. HA (ac) + H2O (l) H3O+
(ac) + A-
(ac)
Ácidos débiles (HA) y su constante de ionización ácida
HA (ac) H+
(ac) + A-
(ac)
Ka =
[H+
][A-
]
[HA]
Ka es la constante de ionización ácida
Ka
ácido débil
fuerza
pKa = -log Ka

26. El ácido nicotínico es un ácido orgánico
monoprótico débil que podemos representar como
HA.
Se encontró que una disolución diluida de ácido
nicotínico contenía las siguientes concentraciones
de equilibrio a 25 °C.
[HA] = 0,019 M; [H+
] = [A-
] = 5,2 x 10-4
M.
¿Cuál es el valor de Ka?

27. Ejemplo: En una disolución 0,0250 M, un
ácido cualquiera, HA, está ionizado un
4,2 % Calcular su constante de ionización.
Ejemplo : Los valores de Ka para el ácido
sulfhídrico y ácido arsénico son 1,0 x 10-7
y
2,5x10-4
respectivamente. ¿Cuáles son sus
valores de pKa? ¿Cuál presenta mayor
acidez?
% ionización = %100
[HA]
[HA]
inicial
ionizado
x

28. Antes de la disociación
Después de la disociación,
en el equilibrio
Disociación de un ácido fuerte
ACIDOS FUERTES
HCl HHCl H++
+ Cl+ Cl--

29. AH H+
+ A- Ka = [H+
][A-
] / [AH]
Constante de disociación ácida
ACIDOS Y BASES DEBILES
Antes de la disociación
Después de la disociación,
en el equilibrio
Disociación de un ácido debil

30. NH3 (ac) + H2O (l) NH4
+
(ac) + OH-
(ac)
Bases débiles y su constante de ionización básica
Kb =
[NH4
+
][OH-
]
[NH3]
Kb es la constante de ionización básica
Kb
fuerza
de base débil
pKb = -log Kb

32. Ácidos polipróticos
Son aquellos que pueden ceder más de un ion H+
.
Por ejemplo el H3PO4 es triprótico.
La constantes sucesivas siempre van disminuyendo

33. Ácido cítrico

34. O
H
H + O
H
H O
H
H H OH
-+
[ ] +
Propiedades ácido-base del agua (anfótero)
H2O (l) H+
(ac) + OH-
(ac)
H2O + H2O H3O+
+ OH-
ácido base
conjugada
base
ácido
conjugado
autoionización del agua

35. H2O (l) H+
(ac) + OH-
(ac)
El producto iónico del agua
Kc =
[H+
][OH-
]
[H2O]
[H2O] =constante
Kc[H2O] = Kw = [H+
][OH-
]
La constante del producto iónico (Kw) es el producto de las
concentraciones molares de los iones H+
y OH-
a una
temperatura particular.
A 250
C
Kw = [H+
][OH-
] = 1.0 x 10-14

36. Ejemplo : Calcular [OH-
] en una solución en donde
[H+
] = 6,2 x 10-4
.
Ejemplo: La concentración de iones [OH-
] en
cierta disolución amoniacal es 0,0038 M. Calcular
la concentración de los iones [H+
].

37. Soluciones diluidas [H+
] = [moles/litro] con potencia
negativa de 10.
Por ejemplo la [H+
] en una solución saturada de CO2 es
1,3 x 10-4
M, y en una solución 0,5 M de ácido
acético es 3 x 10-3
M.
Para lograr que la notación sea compacta y la expresión
breve, el bioquímico danés, Soren Peer Laurritz
Sorensen (1868-1939) propuso en 1909 una medida
más práctica llamada pH y definida como el logaritmo
negativo de la concentración del ion hidrógeno (en
moles/litro):
pH = -log [H+
]

38. El pH: una medida de la acidez
pH = -log [H+
]
[H+
] = [OH-
]
[H+
] > [OH-
]
[H+
] < [OH-
]
La disolución es
neutra
ácida
básica
[H+
] = 1 x 10-7
[H+
] > 1 x 10-7
[H+
] < 1 x 10-7
pH = 7
pH < 7
pH > 7
A 250
C
pH [H+
]
pH
7
ácida básica

39. pOH = -log [OH-
]
[H+
][OH-
] = Kw = 1.0 x 10-14
-log [H+
] – log [OH-
] = 14.00
pH + pOH = 14.00

40. El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región
en un día particular fue 4.82. ¿Cuál es la concentración del
ion H+ del agua de lluvia?
La concentración de iones OH-
de una muestra de sangre
es 2.5 x 10-7
M. ¿Cuál es el pH de la sangre?
El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será
la [OH–
] y el pOH a la temperatura de 25ºC?

41. ¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3
M HNO3?
HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación .
HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+
(ac) + NO3
-
(ac)
pH = -log [H+
] = -log [H3O+
] = -log(0.002) = 2.7
Inicial
Final
0.002 M
0.002 M 0.002 M0.0 M
0.0 M 0.0 M
¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2
M Ba(OH)2?
Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación.
Ba(OH)2 (s) Ba2+
(ac) + 2OH-
(ac)
Inicial
Final
0.018 M
0.018 M 0.036 M0.0 M
0.0 M 0.0 M
pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56

42. Ejemplo: El pH medido de una disolución
0,100 M de un ácido monoprótico débil, de
la forma HA, es 2,56. Calcular Ka para ese
ácido.
Ejemplo : ¿Cuál es pH de una solución
0,40 M de amoniaco? Las especies
importantes en la disolución de amoniaco
son NH3, NH4 y OH-
.

43. pH en sustancias comunes
ÁCIDO BÁSICO
141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7
Zumo de
limón Cerveza
Leche
Sangre
Agua
mar Amoniaco
Agua destilada

45. Medidor digital
de pH

46. Cinta de papel

47. pH

49. Reacciones de Neutralización
• La neutralización es la reacción entre un ácido con una
base para formar agua y sal.
HCl (ac) + NaOH (ac) H2O + NaCl (ac)
HNO3 (ac) + KOH (ac) H2O + KNO3 (ac)

51. Titulación ácido -base
En una titulación una disolución de concentración
exactamente conocida se agrega gradualmente adicionando a
otra disolución de concentración desconocida (con el objetivo
de determinar su concentración) hasta que la reacción química
entre las dos disoluciones está completa.
Punto de equivalencia: el punto en que la reacción está completa
Indicador: sustancia que cambia el color en (o cerca de)
el punto de equivalencia

52. Punto de
equivalencia
Base
(concentración
conocida)
ácido
(concentración
desconocida)
Titulación ácido -base

53. INDICADORES ÁCIDO-BASE.INDICADORES ÁCIDO-BASE.
Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la
forma ácida a la básica o viceversa
HIn (aq) + H2O (l)
Forma ácida (color 1)
In-
(aq) + H3O+
(aq)
Forma básica (color 2)
Punto de equivalencia
Fenolftaleína

54. Rojo
Amarillo
pH <3,2
pH >4,2
Naranja de metilo

56. Punto de equivalencia
• En el punto final o de equivalencia los moles de ácidos son
iguales a los moles de base (si la unidad de concentración es
molaridad o molalidad) o los equivalentes-gramo de ácido son
iguales a los equivalentes-gramo de base (si la unidad de
concentración es la normalidad), lo cual se puede expresar por
la ecuación:
moles (OH–
) = moles(H3O+
) (molaridad o molalidad)
Equivalentes-g(OH–
) = Equivalentes-g (H3O+
) (normalidad)
Volumen base Concentración base = Volumenacido Concentración acido

57. Soluciones buffers, tampones o “amortiguadoras
• Son soluciones que no varían apreciablemente el
pH, al agregar pequeñas cantidades de ácido o
base.

58. Variación del pH al añadir pequeñas
cantidades de NaOH o HCl

59. Capacidad amortiguadora del plasma
El plasma tiene pH 7.4 ( 7.35 - 7.45)
• Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de
suero fisiológico neutro, el pH desciende a
pH 2.
• Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de
plasma sanguíneo, el pH desciende sólo a
pH 7.2.

60. Titulación ácido fuerte- base fuerte
NaOH (ac) + HCl (ac) H2O (l) + NaCl (ac)
OH-
(ac) + H+
(ac) H2O (l)
0.10 M NaOH agrega a 25 mL de 0.10 M HCl
Volumen de NaOH agregado(mL)
Punto de
equivalencia
Volumen de NaOH
agregado(mL) pH

61. Titulación ácido débil- base fuerte
CH3COOH (ac) + NaOH (ac) CH3COONa (ac) + H2O (l)
CH3COOH (ac) + OH-
(ac) CH3COO-
(ac) + H2O (l)
CH3COO-
(ac) + H2O (l) OH-
(ac) + CH3COOH (ac)
En el punto de equivalencia (pH > 7):
Volumen de NaOH agregado(mL)
Punto de
equivalencia
Volumen de NaOH
agregado(mL) pH

62. Titulación ácido fuerte-base débil
HCl (ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac)
NH4
+
(ac) + H2O (l) NH3 (ac) + H+
(ac)
En el punto de equivalencia(pH < 7):
H+
(ac) + NH3 (ac) NH4Cl (ac)
Volumen de NaOH agregado(mL)
Punto de
equivalencia
Volumen de NaOH
agregado(mL) pH

63. Referencias
-Chang, Raimond. Química. 7ª ed. McGraw-Hill. México. 2003.
-Petrucci, R. H.; Harwood, W. S. y Herring, F. G. Química General. 8ª
ed. Prentice Hall. Madrid. 2003.
-Hill, Jhon; Kolb, Doris. Química para el nuevo milenio. 8a
ed. Pearson.
México. 1999.
-Gutiérrez, Alexander; Gutiérrez, Roberto. Química General I, II y III.
Universidad Tecnológica del Chocó. Quibdó. 1999.
-Whitten W.; Kenet, Davis E. Raymond; Peck, Larry M. Química
general. 5a
ed. McGraw-Hill. España. 1998.
-Garritz, A.; Charmizo, J. A. Química. Adinson Wesley Longman.
México. 1998.
-Brown, L.; Theodore, Lemay.; Eugene H, Jr.; Bursten E. Bruce.
Química La ciencia central. 7a
ed. Prentice Hall. Mexíco. 1997.
-Ebbing , Darrell D. Química general. 5a
ed. McGraw-Hill. México.1997.
-Burns, Ralph. Fundamentos de Química. 2a
ed. Pearson. México. 1996.
-Daub, Willian; Seese, Willian. Química. 7a
ed. Pearson. México. 1996.
- http://dta.utalca.cl/quimica/profesor/urzua/cap9/acidobase/index.htm