Este documento presenta información sobre ácidos y bases, incluyendo sus definiciones según las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis. También describe propiedades características de ácidos y bases, ejemplos comunes, y conceptos clave como el producto iónico del agua, pH y pOH.

1. Pontificia Universidad Católica de Valparaíso
Instituto de Química
QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA
QUI- 123
EQUILIBRIO QUÍMICO ACIDO-BASE

2. Definiciones de ácidos y bases
Acidos Bases
 Frutas cítricas Jabón
 Aspirina Detergentes
 Coca Cola Limpiadores amoniacales
 Vinagre Fármacos estomacales
 Vitamina C

3. Definiciones de ácidos y bases
Teoría deArrhenius
 Acido HCl + H2O  Cl -1 + H3O+1
 Base NaOH + H2O  OH -1 + Na+1
Teoría de Lewis
 Acido BF3
 Base :NH3
 Reacción ácido-base F3B:NH3

4. Definiciones de ácidos y bases
Acidos y bases comunes en el laboratorio
Acidos Formula Molaridad
 Nítrico HNO3 16
 Clorhídrico HCl 12
 Sulfúrico H2SO4 18
 Acético HC2H3O2 18
Bases
 Hidróxido amónico NH4OH 15
 Hdróxido sódico NaOH sólido
 Hydróxido potásico KOH soólido

5. Definiciones de ácidos y bases
Una de las propiedades características de los ácidos es su capacidad
para reaccionar con metales y producir hidrógeno
Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
Algunos metales reaccionan con los ácidos mejor que otros.
Hierro Zinc Magnesio

6. Propiedades químicas de los ácidos y las bases
Propiedades de los ácidos :
 Poseen un sabor agrio.
 Colorean de rojo el papel de tornasol.
 Sus disoluciones conducen la electricidad. (escala de
acidez).
 Desprenden gas hidrógeno cuando reaccionan en
disolución con algunos metales.

7. Definiciones de ácidos y bases
Una de las propiedades características de las bases es que
reaccionan con los ácidos para producir una sal. Es lo que se conoce como
reacción de neutralización.
NaOH + HCl NaCl + H2O
La neutralización de las ácidos grasos en la piel produce jabón , y por eso las
bases son resbaladizas al tacto.
Cuando un ácido reacciona con una base forma sal más agua
 KOH + HNO3 KNO3 + H2O

8. Propiedades de las bases o álcalis:
 Tienen un sabor amargo .
 Colorean de azul el papel de tornasol.
 Al igual que los ácidos, en disolución acuosa
conducen la electricidad.
 Reaccionan con los ácidos para formar sal más
agua.

9. Definiciones de ácidos y bases
Teoría de Bronsted-Lowry
 Acido Donador de protones
 añade H+ al disolvente
 Base Aceptor de protones
 elimina H+ del disolvente
≈ Esta definición explica como sustancias como el amoniaco pueden
actuar como bases.
NH3 + H2O NH4+ + OH-
H+ Aceptado

10. Ácidos y bases
de Brönsted - Lowrry

11. El comportamiento ácido-base se relaciona con la
capacidad para transferir protones H + desde una
especie a otra según una reacción del tipo:
HA (ac) + H2O(l) → A- (ac) + H3O+ (ac)
↔
HA (ac) + B(ac) → A- (ac) + BH+ (ac)
↔
→
H2O(l) + B(ac) ↔ OH- (ac) + BH+ (ac)

12. Definición de ácido
Ácido es toda sustancia capaz de ceder uno o más protones
a otra especie.
HCl(ac) + H2O(l) → H3O+ (ac) + Cl- (ac)
HCOOH(ac) + H2O(l) ↔ H3O+(ac) + HCOO- (ac)
H+(ac) + H2O(l) → H3O+(ac)

13. Definición de base
 Base es una sustancia capaz de aceptar uno o
más protones de otra especie.
NH3(ac) + H2O(l) ↔ NH4+(ac) + OH-(ac)

14. Reacciones ácido-base
CH3COOH (ac)+ NaHCO3(ac) ↔ CH3COONa(ac)+ H2CO3(ac)

15. Par ácido-base conjugado
En un equilibrio ácido-base, ambas reacciones la
directa y la inversa comprenden transferencia de protones.
H+
NH3(ac) + H2O (l) ↔ NH4+ (ac) + OH - (ac)
base 2 ácido 1 ácido 2 Base1

16. ¿Qué es un par ácido base conjugado?
Un ácido y una base que solo difieren en la presencia o
ausencia de un protón, se denomina par ácido-base
conjugado.
Ejemplo
NH4+(ac) / NH3(ac)
H2O (l) / OH - (ac)

17. En general
 Todo ácido tiene asociado una base conjugada
formada al añadir un protón a la base.
Así, el OH - es la base conjugada del H2O que
se comporta como ácido.
 Toda base tiene asociada un ácido conjugado
formado al añadir un protón a la base.
Así, el NH4+ es el ácido conjugado de
NH3 que se comporta como una base.

18. 1. Complete las siguientes reacciones ácido-base,
identificando cada una de las especies y los pares ácido-
base conjugados
a) HBr + …….. → ………. + H3O+
b) …….. + H2O ↔ NO2- + ……….
c) HCl + NH3 → ………. + ……….
d) C6H5-NH3+ + H2O ↔ ……… + ...……..
e) CH3NH2 + ……. ↔ ……… + OH-

19. Rta .
a) HBr + H2O → Br- + H3O+
b) HNO2 + H2O ↔ NO2- + H3O+
c) HCl + NH3 → NH4+ + Cl-
d) C6H5-NH3+ + H2O ↔ C6H5-NH2 + H3O+
e) CH3NH2 + H2O ↔ CH3-NH3+ + OH-

20. 2. ¿Cuál (es) de los siguientes pares de sustancias,
son pares ácido-base conjugado?
I. H3O+ / OH-
II. C6H5NH3+/ C6H5NH2
III. H2SO4 / SO4-2
IV. H 3 O+ / H 2 O
a) sólo I
b) sólo II
c) sólo IV
d) II y III
e) II y IV

21. 3. De los siguientes enunciados es son verdaderos:
a) Sí, una especie acepta H3O+ es un ácido. F
b) El ión OH– es la base conjugada del H3O+. F
c) Sí, en una reacción química se transfieren protones,
es una reacción ácido-base. V
d) Sí, dos especies difieren en la presencia o
ausencia de varios protones en sus estructuras estas
corresponden a un par ácido-base conjugado. F
e) El NH2+ es el ácido conjugado del NH3 F

22. Observemos el comportamiento del agua en algunas
reacciones.
HCl(ac) + H2O(l) → Cl- (ac) + H3O+(ac)
ác. 1 base 2 base conj1 ác. conj 2
H2O(l) + NH3(ac) ↔ OH- (ac) + NH4+(ac)
ác. 1 base 2 base conj1 ác. conj 2

23. ¿Qué papel cumple el agua?
 H2O se comporta como …. base en la
reacción con el HCl.
 H2O se comporta como …. Ácido en la
reacción con el NH3.
Algunas sustancias pueden actuar como
ácido en unas situaciones o como bases en
Otras, estas especies reciben el nombre de
Anfolitos o anfóteros ácido-base.

24. anfolitos
El HS1- es anfolito El HSO41- no es anfolito
• Ka1 > 1 Ka2 < 1
• Ka1 < 1 Ka2 < 1
H2SO4 + H2O  HSO41- + H3O1+
H2S + H2O  HS + H3O 1- 1+
HSO41- + H2O  SO42- + H3O1+
HS 1-
+ H2O  S + H3O
2- 1+
HSO41- base muy débil
HS base conj fuerte
1-
HS1- ácido HSO41- ácido
Es anfolito ya que la 1 reacción No es anfolito ya que la 1 reacc. no
es reversible, entonces la base es reversible. Por lo tanto no puede
conj . fuerte puede aceptar actuar como base en una reacción.
fácilmente un protón

25. Producto iónico del agua
♣ El agua es una sustancia anfotérica que puede
actuar como un ácido o como una base.
HC2H3O2(aq) + H2O(l) H3O+ + C2H3O2-(aq)
acido base acido base
H2O(l) + NH3(aq) NH4+(aq) + OH-(aq)
acido base acido base

26. Producto iónico del agua
Autoionización del agua
Las moléculas de agua reaccionan entre ellas para
formar iones.
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
(10-7M) (10-7M)
En una disolución neutra la concentración de ambas especies es igual.
Kw = [ H3O+ ] [ OH- ] = 1.0 x 10-14 a 25oC
[ H3O+ ] = [ OH- ] = x
Kw = x * x = x2
√1.0 x 10-14 = x
[ H3O+ ] = [ OH- ] = 1.0 x 10-7

27. Producto iónico del agua

28. pH y pOH
En 1909 Soren-Sorgensen, bioquímico que trabajaba en la cervecería
Calsberg, propuso un método para expresar la acidez de una disolución. Definió
el término llamado pH.
pH = -log[H+]
[H+]= [H3O+]
pOH = -log[OH-]
KW = [H3O+][OH-]= 1.0x10-14
-logKW = -log[H3O+]-log[OH-]= -log(1.0x10-14)
pKW = pH + pOH= -(-14)
pKW = pH + pOH = 14

29. Sí, en una disolución :
1. [ H3O+ ] = [OH -] es neutra
2. [ H3O+ ] >> [OH -] es ácida
3. [ H3O+ ] << [OH -] es básica
A medida que aumenta la concentración de uno de ellos
disminuye la del otro y su producto permanece
constante e igual .

30. pH y pOH
Escala de pH y pOH
pH > 7 la disolución es básica
pH = 7 la disolución es neutra
pH < 7 la disolución es ácida

31. Escala de pH y sustancias de uso común