acido (fuerte, debil)y base (fuerte, debil), caracteristicas de los acidos y bases conjugadas, ejercicios desarrollados y propuestos

1. Equilibrio
Ácido-Base
semana 12

2. Teoría de Brönsted-Lowry.
• ÁCIDO:
“Sustancia que en disolución cede
protones (H+
)”.
• BASE:
“Sustancia que en disolución acepta
protones (H+
)”.

3. Par Ácido/base conjugado
• Siempre que una sustancia se comporta
como ácido (cede H+
) hay otra que se
comporta como base (captura dichos H+
).
• Cuando un ácido pierde H+
se convierte en
su “base conjugada” y cuando una base
captura H+
se convierte en su “ácido
conjugado”.

4. Ejemplos de par Ácido/base
conjugado
• H2O actúa como base, acepta H+
y se
transforma en su ácido conjugado: H3O+
• HCl actúa como ácido, cede H+
y se transforma
en su base conjugada: Cl–.
• HCl/Cl-
y H2O/H3O+
constituyen pares
ácido/base conjugados.
ClOHOHHCl -
(ac)(ac)3(l)2(g) +→+ +

5. Base Ácido Ácido Base
conjugado conjugada
H+
NH3/NH4
+
y H2O/OH-
constituyen pares
ácido/base conjugados
OHNHOHNH -
(ac)4(ac)(l)23(g) +→+ +

6. Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3
–
actúa como ácido frente al NaOH y como base
frente al HCl.
• El NaOH proporciona OH–
a la disolución:
NaOH (ac) → Na+
+ OH–
por lo que: HCO3
–
+ OH–
CO3
2–
+ H2O
es decir, el ión HCO3
–
actúa como ácido.
• El HCl proporciona H+
a la disolución:
HCl(ac) → H+
+ Cl–
por lo que: HCO3
–
+ H+
H2CO3 (CO2 + H2O)
es decir, el ión HCOel ión HCO33
––
actúa como baseactúa como base.

7. Equilibrio de ionización del agua
+
= [ ]×[ ]-
w 3K H O OH
• La experiencia demuestra que el agua pura tiene una
pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está
parcialmente disociado en iones:
• Como [H2O] es prácticamente constante por estar
presente en grandes cantidades comparado con el
soluto (soluciones diluidas), pasa a formar parte de Kc y
recibe el nombre de “producto iónico del aguaproducto iónico del agua” que se
simboliza como Kw.
OHOHOHOH -
(ac)(ac)3(l)2(l)2 ++ +
O][H
]][OHO[H
Kc 2
2
-
3
+
=

8. El H2O actúa como donador o como aceptor de un
protón.
La transferencia de protones entre moléculas de
agua se llama autoionización del agua.
De manera simplificada:
H+
Entonces Kw se puede escribir así:
Kw = [H3O+
][OH-
] ó Kw = [H+
][OH-
]
Kw tiene un valor de 10–14
a 25 ºC.
OHOHOHOH -
(ac)(ac)3(l)2(l)2 ++ +
OHHOH -
(ac)(ac)(l)2 ++

9. CONCEPTO DE pH
pH o potencial de hidrógeno es una escala que
permite expresar en forma práctica la concentración
de iones hidrógeno, es entonces una forma de
expresar la acidez o basicidad de una solución:
pH = -log [H+
]
Otro caso, si la concentración de iones H+
en una
solución es 0,01M entonces:
pH = –log(0,01) = 2
En el casodel agua pura: [H+
]= [OH–
] = 10–7
entonces: pH = -log(10-7
) = 7

10. TIPOS DE SOLUCIONES
- Soluciones neutras (pH=7):
[ H+
] = [OH-
] = 10– 7
- Soluciones ácidas (pH < 7):
[ H+
] > [OH-
] , pero se sigue cumpliendo que
Kw = [H+
][OH-
] = 10–14
- Soluciones básicas (pH > 7) :
[ H+
] < [OH-
] , pero se sigue cumpliendo que
Kw = [H+
][OH-
] = 10–14

11. Escala de pH
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
ácido básico
Disminuye el pH, aumenta la acidez
Aumenta el pH, aumenta la basicidad
neutro
[ H+
] = [OH -
] = 10– 7
[H+
] > [OH -
]
Se cumple que [H+
][OH-
]=10–14
o sea [ H+
] > 10-7
[H+
] < [OH -
]
Se cumple que [H+
][OH-
]=10–14
o sea [ H+
] < 10-7

12. Gráfica de 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

13. Concepto de pOH
pOH log [OH ]−
= −
A veces se usa este otro concepto, casi
idéntico al de pH:
pH y pOH están relacionados:
Kw = [H3O+
] [OH–
] = 10–14
-log([H+
][OH-
]) = -log(10–14
)
-log [H+
] + (-log [OH-
]) = 14
pH + pOH = 14 (a 25 o
C)

14. Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es
12,6. ¿Cual será la [OH–
] y el pOH a la
temperatura de 25ºC?
• pH = – log [H+
]= 12,6, de donde se deduce que:
[H+
]= 10–pH
= 10–12,6
= 2,5 · 102,5 · 10–13–13
MM
• Como Kw = [H+
]· [OH–
] = 10–14
entonces:
•
• pOH = – log [OH–
] = – log (0,04) = 1,41,4
Sin embargo, pOH pudo haberse obtenerse así:
pOH = 14 – pH = 14 – 12,6 = 1,4
0,04M
2,5.10
10
][H
Kw
][OH 13-
-14
-
=== +

15. Ácidos y bases fuertes
Los ácidos y las bases fuertes (y en general
todos los electrolitos fuertes) se disocian
totalmente en solución.
Un ejemplo de ácido fuerte es HCl
Un ejemplo de base fuerte es NaOH
ClHHCl -
(ac)(ac)(ac) +→ +
OHNaNaOH -
(ac)(ac)(ac) +→ +

16. Principales ácidos y bases fuertes
Ácidos fuertes
• HCl
• HBr
• HI
• HClO4
• HNO3
• H2SO4
El H2SO4 se disocia
totalmente sólo en su
primera etapa.
Bases fuertes
• LiOH
• NaOH
• KOH
• Ba(OH)2

17. Ejercicio: determine el pH de una solución de HCl 0,02M
0,02M ……. 0,02M
pH = –log [H+
] = –log (0,02) = 1,7
Ejercicio: halle el pH de una solución de NaOH 0,05M
0,05M …………………… 0,05M
pOH = –log [OH-
] = –log (0,05) =1,3
pH = 14 – pOH = 14 – 1,3 = 12,7
ClHHCl -
(ac)(ac)(ac) +→ +
OHNaNaOH -
(ac)(ac)(ac) +→ +

18. Ejercicio: Una disolución de ácido clorhídrico tiene
una densidad de 1,1 g/ml y una riqueza del 20 % en peso.
a)a) Calcule su concentración expresada en moles/litro y en
gramos/litro. b)b) Calcule el pH de una disolución preparada
diluyendo mil veces la anterior.
a)a) Asumiendo 1L de solución = 1000 mL
msto msto
%(p/p) = —— x 100 = ———— x 100
msol Vsol x dsol
msto
20 = ———— x 100 msto = 220g
1000x1,1
Concentración = 220g/1L = 220 g/L
nsto 220/36,5
Molaridad = —— = ———— = 6,03 M
Vsol 1L
b)b) pH = –log [H+
] = –log (6,03x10–3
) = 2,22

19. Ácidos y bases débiles
Los ácidos y las bases débiles (y en general todos
los electrolitos débiles) se disocian parcialmente en
solución.
Un ejemplo de ácido débil es CH3COOH
ó
Un ejemplo de base débil es NH3
+
+ (ac)
-
(ac)3(ac)3 HCOO-CHCOOH-CH
+
++ (ac)3
-
(ac)32(ac)3 OHCOO-CHOHCOOH-CH
−+
++ (ac)4(ac)(l)23(g) OHNHOHNH

20. Electrolitos fuertes y débiles
[A–
] [H+
]
[H+
][A–
]
[HA][HA]
Ácido fuerte
[HA]
Ácido débil

21. Fuerza de ácidos
La fuerza de un ácido HA depende de la constante de
equilibrio:
También puede escribir:
Tenga en cuenta que en
disoluciones acuosas
diluidas [H2O] ≈ cte, por lo
que no se le considera en
la expresión de Ka
Mientras más pequeño sea
Ka, más débil es el ácido
Los ácidos fuertes
mencionados antes (HCl,
HBr, etc.) no poseen Ka
porque se disocian totalmente
y en consecuencia no
establecen equilibrios.
OHAOHHA 32
+−
++
AHHA −+
+
[HA]
]O][H[A
Ka 3
- +
=
[HA]
]][A[H
Ka
-+
=

22. Prob: Hallar la concentración de cada especie en el
equilibrio de una solución de HF 0,2M cuyo valor de Ka es
6,7x10-4. Hallar también pH y pOH y el grado de disociación.
Solución: )()()( acacac FHHF −+
+
[inicial]
0,2 0 0
[Gastado]
x 0 0
[Producido]
0 x x
[Equilibrio]
0,2-x x x
Puesto que Ka es muy pequeño entonces x también lo es, luego 0,2 - x ≈ 0,2
x . x[H ][F ]
Ka
[HF] 0,2 x
+ −
= =
−
2
4x
Ka 6,7x10
0,2 x
−
= =
−
2
4x
6,7x10 x 0,0116
0,2
−
= ⇒ =

23. Concentraciones en el equilibrio:
Cálculo de pH
HF] 0,2 x 0,1884
[H ] x 0,0116
[F ] x 0,0116
+
−
= − =
= =
= =
pH log[H ] log(0,0116) 1,94+
= − = − =
Cálculo de pOH
pH pOH 14 pOH 14 pH 14 1,94 12,06+ = ⇒ = − = − =
Porcentaje de ionización o Grado de disociación α
cantidad que se disocia x 0,0116
0,058
cantidad inicial 0,2 0,2
α = = = =
% disociación x100 5,8%= α =

24. Prob: Hallar la concentración de cada especie en el
equilibrio de una solución de HF 2M cuyo valor de Ka es
6,7x10-4. Hallar también pH y pOH y el grado de disociación.
Solución:
)()()( acacac FHHF −+
+
[inicial] 2 0 0
[Gastado]
x 0 0
[Producido]
0 x x
[Equilibrio]
2-x x x
Puesto que Ka es muy pequeño entonces x también lo es, luego 2 - x ≈ 2
x
xx
HF
FH
Ka
−
==
−+
2
.
][
]][[ 4
2
107,6
2
−
=
−
= x
x
x
Ka
0366,0107,6
2
4
2
=⇒= −
xx
x

25. Concentraciones en el equilibrio:
Cálculo de pH
0366,0][
0366,0][
9634,12]
==
==
=−=
−
+
xF
xH
xHF
44,1)0366,0log(]log[ =−=−= +
HpH
Cálculo de pOH
56,1244,1141414 =−=−=⇒=+ pHpOHpOHpH
Grado de disociación α
0183,0
2
0366,0
2
====
x
inicialcantidad
disociasequecantidad
α
%83,1100% == xndisociació α

26.  La proporción que se ioniza un ácido débil
depende de la concentración inicial de dicho
ácido.
 Cuanto más diluida esté la disolución, mayor
será el porcentaje de ionización.

27. Prob: Una solución de CH3COOH 0,15M tiene un grado de
disociación de 0,011. Hallar Ka de dicho ácido, pH y pOH.
Cálculo de pH y pOH
5
3
23
108,1
1065,115,0
)1065,1(
15,0
. −
−
−
=
−
=
−
= x
x
x
x
xx
Ka
)()(3)(3 acacac HCOOCHCOOHCH +−
+
[equilibrio] 0,15 – x x x
78,2)1065,1log(]log[ 3
=−=−= −+
xHpH
22,1178,214 =−=pOH
inicial
disociado
=α
3
1065,1
15,0
011,0 −
== xx
x

28. Prob: En una solución de CH3COOH 0,01M se midió un pH
de 3,37. Hallar Ka del ácido acético y el % disociación.
Cálculo de % disociación
5
4
24
109,1
1027,401,0
)1027,4(
01,0
. −
−
−
=
−
=
−
= x
x
x
x
xx
Ka
)()(3)(3 acacac HCOOCHCOOHCH +−
+
[equilibrio] 0,01 – x x x
0427,0
01,0
1027,4
01,0
4
====
−
xx
inicial
disociado
α
%27,4% =ndisociació
437,3
1027,410][
10][
−−+
−+
==
=
xH
H pH

29. Prob: Calcular el pH y α de una solución acuosa 0,02M de
CH3COOH cuyo valor de Ka=1,8x10-5
.
Cálculo del grado de disociación:
)()(3)(3 acacac HCOOCHCOOHCH +−
+
[equilibrio] 0,02 – x x x
03,0
02,0
106
02,0
4
====
−
xx
inicial
disociado
α
5
108,1
02,0
. −
=
−
= x
x
xx
Ka 4
106 −
= xx
22,3)106log(]log[ 4
=−=−= −+
xHpHEn el equil. H+
= 6 x 10-4

30. Ejercicio: En un laboratorio se tienen dos matraces, uno
conteniendo 15ml de HCl cuya concentración es 0,05 M y el
otro 15ml de ácido acético de concentración 0,05M
a)a) Calcule el pH de cada una de ellas. b)b) ¿Qué cantidad de
agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las
dos disoluciones sea el mismo? Dato: Ka (ácido acético)=1,8 x 10-5
a)a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado, [H+
] = 0,05
pH = –log [H+
] = –log(0,05) = 1,301,30
CH3COOH es ácido débil:
CH3COOH(ac) CH3COO-
(ac) + H+
(ac)
[Equilibrio]: 0,05-x x x
-4 + -4
Ka =
x . x
0,05-x
= 1,8 x 10-5 x2
0,05
= 1,8 x 10-5

31. b)b) La solución de HCl (pH=1,30) es más ácida que la solución de
CH3COOH (pH=3,02)
Se desea que HCl tenga el mismo pH que CH3COOH, por lo
tanto deben tener la misma concentración de H+
es decir 9,5.10-4
M
Si [H+
] =9,5.10-4
entonces [HCl]= 9,5.10-4
¿Cuanta agua hay que añadirle a los 15mL de HCl 0,05M para
convertirla en 9,5.10-4
?
VV11 MM11 = V= V22 MM22
15 (0,05) = (15 +15 (0,05) = (15 + VVH2OH2O) () (9,5.10-4
)
Resolviendo, VH2O = 774,5 mL

32. CONSTANTES DE IONIZACIÓN DE ÁCIDOS
DÉBILES A 25°C
Nombre Fórmula Ka
Ácido acético CH3
COOH 1,8 × 10-5
Ácido benzoico H(C7
H5
O2
) 6,3 × 10-5
Ácido láctico H(C3
H5
O3
) 1,3 × 10-4
Ácido cianhídrico HCN 4,9 × 10-10
Ácido fluorhídrico HF 6,8 × 10-4
Ácido fórmico HCOOH 1,7 × 10-4
Ácido hipocloroso HClO 3,5 × 10-8
Ácido nitroso HNO2 4,5 × 10-4

33. Fuerza de bases
La fuerza de una base B depende de la constante de
equilibrio:
B + H2O BH+
+ OH-
[BH+
] [OH-
]
Kb= —————
[B]
En disoluciones acuosas
diluidas [H2O] ≈ cte, por lo
que no se le considera en
la expresión de Kb
Mientras más pequeño sea Kb, más débil es la base
Las bases fuertes antes mencionados (NaOH, KOH, etc.) no
poseen Kb porque se disocian totalmente y en consecuencia no
establecen equilibrios.

34. Prob: Calcular: a) [OH-
], b) pOH, c) pH y d) α (grado de
disociación) en una solución de NH3 0,15M cuyo valor de Kb
es 1,8x10-5
)()(4)(2)(3 acaclac OHNHOHNH −+
++
[inicial] 0,15 0 0
[Gastado] x 0 0
[producido] 0 x x
[Equilibrio] 0,15-x x x
5
108,1
15,0
. −
=
−
= x
x
xx
Kb
3
5
2
106,1
108,1
15,0
−
−
=
==
xx
x
x
Kb
0106,0
15,0
106,1
15,0][
][
)
3
====
−
xx
inicial
gastado
d α
3
106,1][) −−
= xOHa
8,2)106,1log()log() 3
=−=−= −−
xOHpOHb
2,118,214) =−=pHc
%06,1%) =ndisociacióe

35. Prob: En una solución de NH3 0,14M se introdujo el
potenciómetro y éste marcó un pH de 11,1. Hallar Kb de NH3
−+
++ OHNHOHNH 423
[inicial] 0,14 0 0
[Gastado] x 0 0
[Producido] 0 x x
[Equilibrio] 0,14-x x x
x
xx
Kb
−
=
14,0
.
9,2
29.2
1014,0
)10(
−
−
−
=Kb
pOHOH =− −
]log[
xOHOH pOH
==→= −−−− 9,2
10][10][
pOHOH −=−
]log[
pOH = 14 – pH = 14 – 11,1 = 2,9
5
1014,1 −
= xKb

36. Prob: Determine el pH de una disolución 0,2 M de anilina,
C6
H5
NH2
, sabiendo que Kb (25ºC) = 4,3 x 10–10
Resolviendo, x = [OH–
] = 9,27 x10–6
pOH = – log [OH–
] = – log (9,27x10–6
) = 5,03
pH = 14 – pOH = 14 – 5,03 = 8,978,97
[inicial] 0,2 0 0
[equilibrio] 0,2-x x x
10
22
256
356
b 10.3,4
2,0
x
2,0
x
]NHH[C
]][OHNHH[C
K −
−
=≈
−
==
x
–
3562256 OHNHHCOHNHHC ++ +

37. CONSTANTES DE DISOCIACIÓN DE BASES DÉBILES
Nombre Fórmula Kb
Amoniaco NH3 1,8 x 10-5
Etilamina C 2
H5
NH2 6,4 x 10- 4
Dimetilamina (CH3
)2
NH 5,4 x 10- 4
Anilina C6
H5
NH2 4,3 x 10-10
Hidracina H2
NNH2 1,3 x 10- 6
Piridina C5
H5
N 1,7 x 10- 9