Este documento resume las principales teorías sobre ácidos y bases: 1) Teoría de Arrhenius define ácidos y bases en términos de iones H+ e OH- producidos en disolución acuosa. 2) Teoría de Brønsted-Lowry define ácidos y bases en términos de donación y aceptación de protones, sin limitarse al agua. 3) Teoría de Lewis define ácidos y bases en términos de aceptación y donación de pares de electrones para formar enlaces.

1. Ácidos, bases, sales y Potencial hidrógeno (pH)
Teoría de: Arrhenius
Tipo de compuesto
Ácido Base
sustancia que en disolución acuosa produce
Iones (H)+
sustancia que en disolución acuosa
produce iones (OH)-
𝐻2 𝑆𝑂4(𝑙)
𝐻2 𝑂
2𝐻+
(𝑎𝑐) + (𝑆𝑂4)2−
(𝑎𝑐)
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠)
𝐻2 𝑂
𝑁𝑎+
(𝑎𝑐) + (𝑂𝐻)−
(𝑎𝑐)
Limitaciones: Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones (OH)-
(Ej. NH3 líquido),se limita a disoluciones acuosas

2. Teoría de: Bronsted -Lowry
Tipo de compuesto
Ácido Base
sustancia capaz de donar un protón Sustancia que puede aceptar un
protón.
𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑂 → 𝑁𝐻4
+
+ (𝑂𝐻)−
base (1)+ ácido (2)  ácido conjugado(1) + base conjugada (2)
El amoníaco recibe un protón del agua y se comporta como una base mientras que el agua
al donar el protón se comporta como un ácido. (ver ácidos y bases conjugadas)
No se limita a disoluciones acuosa y se explica el comportamiento básico del NH3
Se crea el concepto de sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base)

3. Teoria de : Lewis
Acido Base
Sustancia que contiene al menos un átomo capaz
de aceptar un par de electrones y formar un enlace
covalente coordinado.
Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones y
formar un enlace covalente coordinado.
Ácido + Base
Los ácidos de Lewis son deficientes en electrones (cationes), o el átomo central
posee un orbital de valencia disponible.
B
F
F
F
+ N H
H
H
N H
H
H
B
F
F
F
x
x

4. Fuerza de Ácidos y bases
Un ácido se considera fuerte si el equilibrio ácido-base en el
que interviene está totalmente desplazado a la derecha:
HA + B  BH+ + A- Ka → ∞ Ka = Constante de acidez
(se verá en equilibrio iónico)
la fuerza relativa de los ácidos y bases se la puede relacionar
con el cuidado que se debe tener al manipularlos y evitar
accidentes que pueden ser fatales
El efecto de los ácidos y bases depende tanto de su fuerza
como de su concentración en una disolución.

5. Ácidos fuertes y débiles
Los ácidos fuertes donan iones hidrógeno con tanta facilidad que su disociación en agua
se considera completa.
HCl (g) + H2O (l)  (H3O)+
(ac) + Cl-
(ac)
Los ácidos débiles se disocian un poco en agua, por lo que sólo un pequeño porcentaje de H+ se
transfiere de un ácido débil al H2O y formándose una pequeña cantidad de (H3O)+.
La ecuación para un ácido débil en una disolución acuosa se escribe con una flecha doble para indicar
que las reacciones directa e inversa están en equilibrio.
HC2H3O2 (ac) + H2O (l) (H3O)+
(ac) + (C2H3O2)-
(ac)
Análogamente para bases tenemos:
Base fuerte:
NaOH(s)  Na + (ac) + (OH) -
(AC)
Base débil:
NH3 (g) + H2O (l)  NH4
+
(ac) + (OH)-
(AC)

6. Ácidos y bases conjugadas
La base conjugada es la especie que resulta cuando el ácido
pierde un protón.
Un ácido conjugado resulta de la adición de un protón a una
base de Brønsted-Lowry.
Ejemplos:
HF (ac) + H2O (l)  F-
(ac) + (H3O)+
(ac)
HF(ac) H2O(l) (H3O)+
(ac) F-
(ac)
Acido Base Acido
conjugado
Base
conjugada

7. NH3 (g) + H2O (l)  (NH4)+
(ac) + (OH) -
(ac)
NH3 (g) H2O(l) NH4
+
(ac) (OH) -
(ac)
Base Acido Acido
conjugado
Base
conjugada

8. Potencial Hidrogeno (pH) y conceptos relacionados
Acidez: Medida de la concentración de iones hidronio (H3O) +
en una sustancia
Basicidad (alcalinidad): Medida de la concentración de iones
hidroxilo (OH)- en una sustancia
Potencial Hidrógeno (pH): Es una forma de medir la acidez de
una sustancia utilizando una escala logarítmica lo que facilita
el manejo de la concentración de iones hidronio e hidroxilo y
es la medida de concentración molar de los iones hidronio
[H3O]+
En la práctica se considera [H3O]+ = [H]+
matemáticamente se define como:

9. pH = -log[H]+ [H]+=10-pH
pOH = -log[OH]- [OH]-=10-pOH
Nota: El número 10 de la formula se refiere al antilogaritmo en
base 10

10. pOH = - log [OH]- pOH = - log [1 x 10-5 M] =5
Ejercicios:
Calcular el pH de una solución que tiene [H]+ = 2.5 x 10-9
pH = - log [2.5 x 10-9]= + 8.602
Calcular el pH de una solución que tiene [OH]- = 1 x 10-5 M
Si se tiene dato de [OH]- se debe determinar el pOH
pH + pOH=14 pH = 14 - pOH = 14 - 5 = 9

11. Calcular el pH de una solución de 32.8 ml de HCl concentrado con un porcentaje de 37%
en masa y una densidad de 1.19 g/ml y agua hasta un volumen final de 1 litro.
DATOS:
V= 32.8 ml d = 1.19 g/ml % = 100 g de disolución contiene 37 g HCl mol
HCl = 36.45 g
32.8 ml HCl ×
1.19 g HCl
1 ml HCl
×
37 g HCl
100 g disol. HCl
×
1 mol HCl
36.45 g HCl
= 0.396 moles
= 0.396 mol HCl que se aforan a 1 litro = 0.396 M
pH = − log 0.396 pH = 0.402

12. Concentración en equilibrio Constante de
ácidos Ka acidez
Bases Kb Basicidad
Sales (hidrólisis) Kh Hidrólisis
Agua Kw auto ionización
Equilibrio Iónico
Es un tipo especial de equilibrio químico, que posee iones que son electrolitos [1] en solución acuosa.
En el equilibrio iónico se requiere el uso de constantes las cuales se nombran dependiendo de la sustancia que se ionice,
por ejemplo:
[1] Conducen la electricidad
Concentración en equilibrio Constante de
ácidos Ka acidez
Bases Kb Basicidad
Sales (hidrólisis) Kh Hidrólisis
Agua Kw auto ionización

13. La constante de equilibrio (K)
se expresa como la relación entre las concentraciones molares expresada en (mol/l) de
reactivos y productos.
Su valor en una reacción química está en función de la temperatura, por lo que ésta
siempre debe especificarse. La expresión de una reacción genérica es:
𝐴𝐴 + 𝑏𝐵 ⟷ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
𝐾 =
𝐶 𝐶
𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Grado de Ionización (  )
𝛼 =
𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑎𝑧𝑎𝑑𝑜
𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑠𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑑𝑖𝑠𝑢𝑒𝑙𝑡𝑜𝑠 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙𝑚𝑒𝑛𝑡𝑒

14. Ecuación de
disociación
Reactivos Productos
HA  H+ + A- HA H+ A-
Inicio [M] 0 0
Equilibrio 0 [M] [M]
Ionización de ácidos
Ácidos fuertes (se ionizan totalmente)
𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔 𝐻+
→ 𝐻+
= 𝑀

15. Ácidos Débiles (se ionizan parcialmente)
Ecuación de
disociación
Reactivo
s
Productos
HA  H+ + A- HA H+ A-
Inicio [M] 0 0
Equilibrio [M]-X X X
𝐾𝑎 =
𝑋 𝑋
𝑀 − 𝑋
=
𝑋2
𝑀 − 𝑋
𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔 𝐻+
→ 𝐻+
= 𝑋
% 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
Concentración ionizada
Concentración inicial
× 100

16. Ionización de bases
Bases fuertes (se ionizan totalmente)
Ecuación de disociación Reactivos Productos
BOH → B+ +(OH)- BOH B+ (OH)-
Inicio [M] 0 0
Equilibrio 0 [M] [M]
𝑝𝑂𝐻 = −𝐿𝑜𝑔 𝑂𝐻−
→ 𝑂𝐻−
= 𝑀

17. Bases Débiles (se ionizan parcialmente)
Ecuación de
disociación
Reactivos Productos
BOH → B+ + (OH)- BOH B+ (OH)-
Inicio [M] 0 0
Equilibrio [M]-X X X
𝑲 𝒃 =
𝑿 𝑿
𝑴 − 𝑿
=
𝑿 𝟐
𝑴 − 𝑿
𝑝𝑂𝐻 = −𝐿𝑜𝑔 𝑂𝐻− → 𝑂𝐻− = 𝑋

18. 𝑯 +
> 𝑶𝑯 −
𝑯 +
= 𝑶𝑯 −
𝑯 +
< 𝑶𝑯 −
pH < 7 ácido pH = 7
neutro
pH > 7 básico
Auto ionización del agua (Producto iónico)
El agua es un electrolito débil (se disocia escasamente) y puede comportarse como ácido o base
(sustancia anfótera)
Según la ley de las masas se tiene:
𝐾𝑒𝑞 =
𝑂𝐻 − 𝐻 +
𝐻2 𝑂
Debido a que la concentración del agua permanece inalterada (prácticamente no se disocia) por lo
que el producto iónico del agua se expresa:
𝐾 𝑤 = 𝑂𝐻 − (𝐻)+ = 1 × 10−14
Y en el agua pura a 25° C se tiene:
𝑂𝐻 − = (𝐻)+ = 1 × 10−7 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠/𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜
Al considerar la auto disociación del agua y la escala de pH se tiene:
Por lo tanto:
pH + POH = 14

19. HCl  H+ + Cl-
Inicial 0.1 0 0
equilibrio 0.1-0.092 0.092 0.092
Ejemplos (ácidos):
Calcular la concentración de una solución de HCl que tiene un pH de 1.0
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝐻+
𝐻+
= 10−𝑝𝐻
→ 𝐻+
= 10−1.0
→ 0.1 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟
Encontrar el pH de la solución 0,1 N de HCl que tiene un grado de ionización de 92%
.
Disociación del HCl =0.1 x (92/100) = 0,092
𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔 𝐻 +
→ 𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔 0.092 = 1.036

20. Calcular [H+], pH, concentración de cada una de las especies y el porcentaje de
disociación en equilibrio de una solución de ácido acético 0,30 M
(Ka ácido acético = 1,8 x 10-5)
Ecuación de disociación Reactivos Productos
HC2H3O2  H+ + (C2H3O2)- HC2H3O2 H+
(C2H3O2)-
Inicio 0.30 0 0
Equilibrio 0.30 - X X X

21. 𝐾𝑎 =
𝐻+
𝐶2 𝐻3 𝑂2
𝐻𝐶2 𝐻3 𝑂2
1.8 × 10−5
=
𝑋. 𝑋
0.30 − 𝑋
→ 1.8 × 10−5
× 0.30 − 𝑋 = 𝑋2
5.4 × 10−6
− 1.8 × 10−5
𝑋 = 𝑋2
→ 5.4 × 10−6
− 1.8 × 10−5
𝑋 − 𝑋2
= 0
Resolvemos la ecuación de segundo grado
𝑋1 = 2.3 × 10−3
; 𝑋2 = −2.3 × 10−3
𝑅𝑒𝑠𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑎: 𝑋1 = 2.3 × 10−3
La concentración que se ioniza no puede ser negativa ni mayor que la concentración inicial

22. 𝑋 = 𝐻 +
= 2.3 × 10−3
𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔 𝐻+
𝑝𝐻 = −𝐿𝑜𝑔 2.3 × 10−3 = 2.64
Luego de la disociación, las cantidades son:
Ecuación de disociación Reactivos Productos
HC2H3O2  H+ + (C2H3O2)- HC2H3O2 H+
(C2H3O2)-
Inicio 0.30 0 0
Equilibrio 0.30 - X X X
Luego de la disociación 0.30-2.3 x 10-3 2.3 x 10-3 2.3 x 10-3
Resultado 0.2977 2.3 x 10-3 2.3 x 10-3

23. El porcentaje de ionización es:
% ionización equilibrio =
H+
HA
x 100
% 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 =
2.3 × 10−3
0.2977
𝑥 100 = 0.77%

24. Ejemplos (bases):
Una solución contiene 25 g de hidróxido de amonio en 500 ml
de solución. Cuál es el pOH de la solución a 25°C. Respuesta.
2,29
Kb = 1.8 x 10-5 NH4OH=35 g/mol
𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑 =
𝑚𝑎𝑠𝑎
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
)𝑉 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛(𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
=
25 𝑔
35 𝑔 𝑚 𝑜𝑙
0.5 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
= 1.4286
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜

25. NH4OH  (NH4)+ + (OH)-
Inicio 1.4286 0 0
Equilibrio 1.4286- X X X
𝐾𝑏 =
𝑁𝐻4
+
𝑂 )𝐻 −
𝑁𝐻4 𝑂𝐻
=
𝑋2
1.4286 − 𝑋
= 1.8 × 10−5

26. 𝑋2
= 1.8 × 10−5
1.4286 − 𝑋
→ 𝑋2 + 1.8 × 10−5 𝑋 − 2.57 × 10−5 = 0
𝑋1 = 5.06 × 10−3; 𝑋2 = −5.07 × 10−3
No pueden existir concentraciones negativas por lo que
tomamos el valor de X1
𝑋1 = 5.06 × 10−3
= 𝑂𝐻 −
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻 −
= −𝑙𝑜𝑔 5.06 × 10−3
= 2.296
𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 2.296 = 11.704

27. Una solución 1 M de una base débil, Metil amina (CH3NH2) tiene un pH de 12,32.
Calcular la constante de ionización de la base.
CH3NH2 + H2O → (CH3NH3) + + (OH)-
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 → 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 𝑝𝐻 → 14 − 12.32 = 1.68
𝑂𝐻−
= 10−1.68
→ 𝑂𝐻−
= 0.02089

28. CH3NH2  (CH3NH3)+ + (OH)-
Inicio 1 0 0
Equilibrio 1- X X X
𝐾𝑏 =
𝐶𝐻3 𝑁𝐻3
+
𝑂 )𝐻 −
𝐶𝐻3 𝑁𝐻2
→ 𝐾𝑏 =
𝑋. 𝑋
1 − 𝑋
→ 𝐾𝑏 =
𝑋2
1 − 𝑋
𝐾𝑏 =
0.020892
1 − 0.02089
= 4.45 × 10−4

29. Sales
En sales se debe considerar que estas sufren primero un proceso de
disociación y luego del proceso de hidrolisis que solo es apreciable cuando
estos iones proceden de un ácido o una base débil:
Hidrólisis ácida (de un catión):
(NH4) + + H2O NH3 + (H3O)+
Hidrólisis básica (de un anión):
(CH3–COO)– + H2O  CH3–COOH + (OH)–

30. EJEMPLOS:
Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis que ocurre en una solución de
acetato de sodio, NaC2H3O2 10-3 M. Ka ácido acético= 1.75 x10-5
Ecuación de disociación Reactivos Productos
NaC2H3O2  Na+ + (C2H3O2)- NaC2H3O2 Na+ (C2H3O2)-
Inicio 10-3 0 0
Equilibrio 0 10-3 10-3
Sales Disociación

31. Hidrólisis (Regeneración del ácido)
Ecuación de hidrólisis Reactivos Productos
(CH3-COO)-+ H2O  CH3COOH + (OH)- (CH3-COO)- CH3COOH (OH)-
Inicio 10-3 0 0
Equilibrio 10-3 - X X X

32. 𝐾ℎ =
Kw
𝐾𝑎
=
1 × 10−14
1.75 × 10−5 = 5.7143 × 10−10
𝐾ℎ =
𝑂𝐻− 𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐶𝑂𝑂𝐻 −
𝐾ℎ =
𝑋. 𝑋
10−3 − 𝑋
→ 𝐾ℎ =
𝑋2
10−3 − 𝑋
→ 5.7143 × 10−10 =
𝑋2
10−3 − 𝑋
5.714 × 10−13 − 5.714 × 10−10X = 𝑋2
→ 𝑋2
+ 5.714 × 10−10
𝑋 − 5.714 × 10−13
= 0
𝑋1 = 7.556 × 10−7
; 𝑋2 = −7.556 × 10−7

33. No pueden existir concentraciones negativas por lo que tomamos el valor
de X1
𝑋1 = 7.556 × 10−7
→ 𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 7.556 × 10−7
= 6.12
𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 → 14 − 6.12 = 7.88
% 𝐼𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑎
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
× 100
% 𝐼𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
7.556 × 10−7
1 × 10−3 × 100 = 7.556 × 10−2

34. Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis de una solución de cloruro
de amonio, NH4Cl 2x10-3 Molar. Kb=1.8 x 10-5
Ecuación de
disociación
Reactivos Productos
NH4Cl → NH4
+
+ Cl-
NH4Cl
NH4
+
Cl-
Inicio 2 x10-3 0 0
Equilibrio 0 2 x10-3 2 x10-3

35. Ecuación de hidrólisis Reactivos Productos
NH4
+NH4OH + (H3O)+ NH4
+ NH3 (H3O)+
Inicio 2 x10-3 0 0
Equilibrio 2 x 10-3 - X X
𝐾ℎ =
Kw
𝐾𝑏
=
1 × 10−14
1.8 × 10−5 = 5.5556 × 10−10
𝐾ℎ =
𝐻+
𝑁𝐻4 𝑂𝐻
𝑁𝐻4
+
→ 𝐾ℎ =
𝑋. 𝑋
2 × 10−3 − 𝑋
→ 𝐾ℎ
=
𝑋2
2 × 10−3 − 𝑋

36. 5.5556 × 10−10
=
𝑋2
2 × 10−3 − 𝑋
→ 1.11112 × 10−12
− 5.5556 × 10−10
X = 𝑋2
𝑋2
+ 5.5556 × 10−10
− 1.11112 × 10−12
= 0
𝑋1 = 1.054 × 10−6
; 𝑋2 = −1.054 × 10−6
No pueden existir concentraciones negativas por lo que tomamos el valor de X1
𝑋1 = 1.054 × 10−6
→ 𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 1.054 × 10−6
= 5.97
% 𝐼𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑎
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
× 100
% 𝐼𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
1.054 × 10−6
2 × 10−3
× 100 = 0.0527 = 5.27 × 10−2