Este documento describe las funciones de los ácidos y bases en los alimentos y define ácidos y bases según diferentes teorías. Los ácidos cumplen funciones como intensificar el sabor y controlar el crecimiento microbiano, mientras que las bases se usan para modificar el color, sabor y textura. Arrhenius definió ácidos como sustancias que ceden H+ en agua y bases como las que ceden OH-. Brønsted-Lowry definieron ácidos como especies que ceden H+ y bases como las que lo aceptan, form

1. ácido-baseácido-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. DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
11
1.1.- Arrhenius (1883)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. Thomas Martin Lowry
(1874-1936)
Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)

5. 1.2.- Brønsted-Lowry (1923)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)
ácido base Base conjugadaÁcido conjugado
Transferencia
protónica
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4
+
(aq) + OH−
(aq)
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
Ventajas
Par ácido-base conjugado
Sustancia anfótera
(puede actuar como
ácido o como base)

6. 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+
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.

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

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

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. CH3
COOH + H2
O (l)
 H+
(ac)
+ CH3
COO-
(ac)
[ ]COOHCH
COOCHOH
Ka
3
33 


 −



 +
=
[ ]3
4
NH
NHOH
Kb



 +



 −
=

14. HF + H2
O H+
+ F-
[ ]HF
FH
Ka



 −



 +
=
H2
S + H2
O H+
+ S 2-
[ ]SH
SH
Ka
2
2



 −



 +
=
NH4
OH + H2
O  NH4
+
+ OH-

[ ]OHNH
OHNH
Kb
4
4 


 −



 +
=

15. 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
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.

16. H2
O(l)
+ H2
O(l)
 H3
O+
(ac)
+ OH-
(ac)
Base Ácido ión de hidronio ión hidróxido

17. LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.
ESCALA DE pH.ESCALA DE pH.
22
Equilibrio de autoionización del agua
H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+
(aq) + OH−
(aq)
pH = − log [H3O+
]
pOH = − log [OH−
]
− log 10-14
= − log [H3O+
] − log [OH−
]
14 = pH + pOH
Kw = [H3O+
][OH−
]
Producto iónico del agua
A 25ºC, Kw = 10-14
[Tomando logaritmos y cambiando el signo]

18. Søren Sørensen
(1868-1939) a los
41años de edad
propuso el término
de pH
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
hidronio [H3O+
]. La fórmula del pH es:
pH= -log [H3O+
]
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.
Como has notado, las concentraciones de estos iones de
hidronio (H3
O+
), suelen expresarse en números muy pequeños
en notación exponencial, debido a esto:

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

20. En una disolución de NaOH, con una concentración
de [OH-
] es 3,4 x10-4
M. Calcule el pH de la disolución
En una disolución de HCl, con una concentración de 0,1 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
Calcular la concentración de iones de hidronio [H3
O+
], de los siguientes pH:
•pH 8 pH 10,9

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

22. Ionización del ácidos
dipróticos
Ácido carbónico
H2CO3
Acido débil
Contante de equilibrio (K)
Donde las ()indican como de
costumbre la reversibilidad de ambas
reacciones (equilibrio químico)
1er ionización Primera ionización Ka1 primera ionización
H2 X  H+
+ HX-
H2CO3  H+
+ HCO3
-
2da ionización Segunda ionización Ka2 de la segunda ionización
HX-
 H+
+ X=
HCO3
-
 H+
+ CO3
2-
[ ]
71024
32
3
1
−=



 −



 +
= x,
COH
HCOH
Ka
111084
3
2
3
2
−=



 −



 −



 +
= x,
HCO
COH
aK