Este documento trata sobre las reacciones de transferencia de protones entre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis sobre la definición de ácidos y bases y cómo estas sustancias pueden intercambiar protones. También describe conceptos como la fuerza de los ácidos y bases, la disociación del agua, la neutralización, y las disoluciones tampón.

1. Química
Tema 7: “Reacciones de
transferencia de protones”
En este tema vamos a tratar las
reacciones entre los ácidos y las
bases.

2. Teoría de Arrhenius(1883)
• Define ácido y base:
– Ácido: toda sustancia que en disolución acuosa proporciona iones H+
(protones).
H2O
HCl H ( aq ) Cl ( aq )
– Base: toda sustancia que en disolución acuosa proporciona iones OH-
(hidroxilos).
H2O
NaOH Na ( aq ) OH ( aq )
• Limitaciones:
– Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilos.
Ej: amoniaco.
– Se limita a disoluciones acuosas.

3. Teoría de Brönsted y Lowry(1923)
• Revisan el concepto de ácido y base:
– Base: toda sustancia capaz de aceptar protones.
NH 3( aq ) H 2O(l )   NH 4
  ( aq ) OH ( aq )
Base 1 Ácido 2 Ácido 1 Base 2
– Ácido: toda sustancia capaz de ceder protones.
CH3COOH( aq ) H2O(l )   CH3COO
  ( aq ) H3O ( aq )
Ácido 1 base 2 Base 1 Ácido 2
• Dichas combinaciones ácido1-base1 y ácido2 y base2 se denominan pares
conjugados.
• Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y
viceversa.

4. • Ventajas:
– Ya no se limita a disoluciones acuosas.
– Se explica el comportamiento básico de algunas sustancias como
puede ser el NH3.
Lewis(1923)
• Ácido: Sustancia capaz de aceptar electrones. Debe tener su octeto de
electrones incompleto. BF3.
• Base: sustancia capaz de ceder electrones. Debe tener algún par de
electrones solitarios. NH3.
• Todas las sustancias químicas que son ácido o base según las teorías de
arrhenius y Brönsted-Lowry también lo son según la teoría de Lewis; pero
muchos ácidos de Lewis no lo son de Brönsted.

5. Ácidos polipróticos
• Son aquellos ácidos que tienen varios hidrógenos que
pueden donar en forma de protones.
• Estos protones no se ceden de una sola vez, sino en
sucesivas etapas de disociación del ácido.
H 2 SO4 H 2O  H 3O HSO4 K a1
HSO4 H 2O  H 3O SO4 2 Ka2
• Los ácidos se van volviendo progresivamente más
débiles.
• Ka1> Ka2

6. Medida de la fuerza de un ácido y una base
• El valor de las constantes de acidez y basicidad es la medida de la fuerza
de un ácido y de una base.
• Se denomina ácido y base fuerte a aquellos que en disolución acuosa se
encuentran totalmente disociado. Ka y Kb >>1, Ka y Kb →∞
H 2O H 2O
HCl H Cl NaOH Na OH
• Se denomina ácido y base débil a aquellos que en disolución acuosa se
encuentran parcialmente disociado.
HCN H2O   H3O
  CN NH3 H2O   NH4
  OH
• Ka y Kb son las constantes de ionización de los ácidos y de las bases
respectivamente.
CN H 3O NH 4 OH
Ka Kb
HCN NH 3

7. Disociación del agua. Escala de pH
• El agua se autoioniza:
H2O H2O   OH
  ( aq ) H3O ( aq )
Kw OH H 3O
• Kw es el producto iónico del agua. Depende de la temperatura y a 25ºC tiene valor
de 10-14 mol2/L2 .
A cualquier A 25ºC Disolución
temperatura
Si la [H3O+]=[OH-] [H3O+]=10-7 Neutra
Si la [H3O+]>[OH-] [H3O+]>10-7 Ácida
Si la [H3O+]<[OH-] [H3O+]<10-7 Básica

8. • Para medir la [H3O+] en una disolución se utiliza el pH, ya que evita trabajar
con números con exponentes negativos.
pH= -log[H3O+] pOH= -log[OH] pH + pOH = 14
Temperatura pH Disolución
<7 Ácida
25ºC >7 Básica
=7 Neutra
• Relación entre las constantes de un ácido y su base conjugada:
Kw=Ka∙Kb
• Grado de disociación (α) de un ácido o una base débiles es lo que se
disocia de un mol y depende de su concentración.

9. Hidrólisis
• La hidrólisis se presenta siempre que el catión o el anión de una sal sean lo
suficientemente ácidos o básicos como para reaccionar con el agua, es
decir, siempre que la sal provenga de un ácido o una base débil.
• Se utiliza para calcular el pH de las sales, ya que muchas presentan
características ácidas o básicas.
Sal de base fuerte y ácido fuerte (NaCl):
– Disociar la sal en sus iones: NaCl Na Cl
– Identificar su procedencia:
Na ( NaOH ) Cl ( HCl )
– Determinar cuáles se pueden hidrolizar: proviene de ácido y base
fuerte, por tanto no se hidrolizan ninguno.
– pH neutro.

10. Sal de base fuerte y ácido débil (CH3COONa)
– Disociar la sal en sus iones: CH3COONa → CH3COO- + Na+
– Identificar su procedencia:
CH3COO- (CH3COOH) Na+ (NaOH)
– Determinar cuáles se pueden hidrolizar: el ión acetato se hidroliza
porque provine del ácido acético que es un ácido débil.
– Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis:
CH3COO- + H2O → CH3COOH + OH-
Kw CH 3COOH OH
Kh Kh
Ka CH 3COO
– El pH básico.

11. Sal que proviene de una base débil y ácido fuerte (NH4Cl ):
– Disociar la sal en sus iones:
NH4Cl → NH4+ + Cl-
– Identificar su procedencia:
NH4+ (NH3 ) Cl- ( HCl)
– Determina cuáles se pueden hidrolizar: el ión amonio se hidroliza
porque proviene de una base débil.
– Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis:
NH4+ + H2O → NH3 + H3O+
NH 3 H 3O Kw
Kh
Kh
NH 4
Kb
– El pH ácido.
.

12. Sal que proviene de un ácido débil y base débil (NH4CN):
• Disociar la sal en sus iones: NH 4CN NH 4 CN
• Identificar su procedencia:
NH 4 ( NH 3 ) CN ( HCN )
• Determinar cuáles se pueden hidrolizar: en este caso se hidroliza el
catión y el anión, ya que ambos provienen de ácidos y bases débiles.
• Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis:
NH 4 H 2O NH 3 H 3O
CN H 2O HCN OH
• El pH final dependerá de que hidrólisis sea más intensa (el que
tenga mayor constante).

13. Neutralización
• Es la reacción que ocurre entre un ácido y una base.
ácido + base → sal + agua
HCl + NaOH → NaCl + H2O
• Según la cantidades relativas de estas sustancias se pueden dar tres
situaciones:
– Exceso de ácido: la disolución final será ácida.
– Exceso de base: la disolución final será básica.
– Cantidades estequiométricas de ácido y base: todo el ácido
presente y toda la base reaccionan entre sí y se alcanza el punto de
equivalencia.
– En el punto de equivalencia de cualquier reacción de neutralización, el
número de equivalentes químicos de ácido y base que han reaccionado
son iguales.
nº equivalentes nº equivalentes N V
N
V

14. N aVa N bVb N M Valencia
• Valencia: en ácidos el número de H ácidos y en base el número de OH.
• N (Normalidad): nº de equivalentes por litro de disolución.
• Equivalentes ácido-base. Cantidad de una sustancia que suministra o
acepta un mol de protones o iones hidroxilos.
• Si trabajamos en moles hay que tener en cuenta la estequiometría de la
reacción.
pH del punto de equivalencia:
• El pH en el punto de equivalencia es el pH que tiene la disolución cuando el
número de equivalentes de ácido es igual al número de equivalentes de
base.
• El pH en el punto de equivalencia no es siempre es 7 ya que si alguno de
ellos es débil, el ión correspondiente de la sal formada experimentará
hidrólisis y modificará el pH del punto de equivalencia.

15. Volumetría ácido-base
• Proceso de determinación de la concentración de un ácido o una base en
una disolución mediante su neutralización con un volumen de una
disolución de una base o un ácido, respectivamente, de concentración
conocida.
Indicadores ácido-base:
– Sustancias(ácidos débiles) que cambian de color según la acidez del
medio.
– El cambio de color de los indicadores se produce en un determinado
intervalo de pH llamado intervalo de viraje.
– Para seleccionar un indicador debe tener un punto final próximo al
punto de equivalencia.
– La fenolftaleína es un indicador, cuya forma ácida es incolora, mientras
que la forma básica es rosada.
HIn H 2O  H 3O In
Forma ácida Forma básica
Incolora Rosada

16. In
pH pK a log
HIn
In 1 In 1
Rosado Incoloro
InH 10 InH 10
• Realización de una volumetría:
– Mediante una pipeta se toma un volumen conocido de la disolución
básica, se vierte en un erlenmeyer y se le añaden unas gotas de
indicador.
– Se llena una bureta con una disolución de ácido de concentración
conocida y se enrasa el menisco.
– Se deja caer la disolución de ácido gota a gota, en el matraz agitando al
mismo tiempo.
– Cuando la disolución cambia de color significa que ha alcanzado el
punto de equivalencia, apuntándose el valor del volumen de ácido
gastado.
• Curvas de valoración:
– Representación gráfica de una valoración ácido-base.
– Se representa el pH de la disolución frente al volumen de reactivo
añadido.

17. Tipos de valoraciones ácido-base
• Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte.
– pH=7
– Curva de valoración

18. • Valoración de un ácido débil con una base fuerte.
– pH en el punto de equivalencia entre 8 y 9.
– Curva de valoración:

19. • Valoración de una base débil con un ácido fuerte.
– pH en el punto de equivalencia entre 4 y 6.
– Curva de valoración:

20. Disoluciones reguladoras o tampón
• Es una disolución que mantiene un pH casi constante a pesar de añadir
cantidades relativamente pequeñas de ácido o base.
• Está formada por un ácido débil o una base débil y una sal de éstos.
Acido
AH( aq) H2O(l )  A ( aq ) H3O ( aq )
pH pK a log
Sal
• Análogamente para una base débil.
Base
pH 14 pKb log
Sal
• Un sistema tampón óptimo es aquel cuyas concentraciones del ácido y su
base conjugada son lo más parecido posible.
pH pK a