Este documento trata sobre conceptos básicos de acidez y pH. Explica la escala de pH, la disociación del agua y su comportamiento anfótero. Define los conceptos de ácido y base según las teorías de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. Describe la constante de ionización del agua (Kw) y su relación con pH y pOH. Finalmente, introduce conceptos como ácidos y bases fuertes y débiles, y constante de disociación, así como indicadores de pH y titulaciones ácido-base.

1. Acidez, pH y pK
>7
<7

2. Escala de pH

3. Disociación del agua
El H2O tiene la capacidad de
actuar como un ácido o como
una base
H2O H+ + OH-
2H2O H3O+ + OH-
Sustancia anfótera
(puede actuar como
ácido o como base)

4. Concepto de ácido y base
Arrhenius
Sustancia que en solución
acuosa libera un protón
aumentando la concentración del
catión hidronio (H3O).
Svante August
Arrhenius
(1859-1927)
Limitaciones:
* Sustancias con propiedades básicas que no contienen
iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido)
* Se limita a disoluciones acuosas.

5. Concepto de ácido y base
Bronsted-Lowry
Acido: Especie que tiene tendencia a
ceder un protón
Johannes Nicolaus
Brønsted
Base: Especcie que tiene tendencia a (1879-1947)
recibir un protón
Thomas Martin Lowry
(1874-1936)
CH3COOH (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) Transferencia
ácido base ácido base protónica
* Ya no se limita a disoluciones acuosas
Ventajas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3

6. Concepto de ácido y base
Lewis
Acido: Especie que puede aceptar
electrones
Base: Especie que puede ceder
electrones
Gilbert Newton Lewis
+
H H (1875-1946)
H+ + :N H H N H
H H

7. Equilibrio de ionización
Kw= constante de equilibrio iónico
A 25ºC:
Kw = [H3O+][OH-]
[H+]= 1x10-7
Kw = [1x10-7][1x10-7]
[OH-]= 1x10-7
Kw = 1x10-14
- log 10-14 = - log [H3O+] - log [OH-]
14 = pH + pOH

8. Equilibrio de ionización
pH = - log [H3 O+] Agua pura: [H3O+] = [OH-] ;
[H3O+] = 10-7 pH = 7
pOH = - log [OH-]
[OH-] = 10-7 pOH = 7
DISOLUCIÓN DISOLUCIÓN DISOLUCIÓN
ÁCIDA NEUTRA BÁSICA
[H3O+] > [OH-] [H3O+] = [OH-] [H3O+] < [OH-]
pH < 7 pH = 7 pH > 7
7
ácida básica
pH

9. Ejercicios

10. Ejercicios

11. Clasificación de los ácidos
Ácidos fuertes: Sustancias que cuando se
disuelven en agua se desprotonan totalmente
Ácidos débiles: Sustancias que se desprotonan
parcialmente.

12. Constante de disocíación
Se define con las siglas Ki
Ka= constante de disociación de los ácidos
Kb= constante de disociación de las bases
Ecuación de
Henderson-Hasselbalch

13. Acidosis metabólica / respiratoria
Alcalosis metabólica / respiratoria
Hiperventilación Hipoventilación

14. Acidosis metabólica

16. Indicadores
Indicadores: Ácidos o bases débiles cuyas
formas ácido/base
conjugadas presentan colores diferentes.
HInd (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + Ind- (aq)
Color A Color B
Cuando a una disolución le añadimos un indicador,
estarán presentes las dos especies HInd e Ind-.

17. Indicadores

18. Titulaciones
Punto de
equivalencia

19. Titulaciones