UNIVERSIDAD DE ANTOFAGASTA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS
1
Prof. Dr. Ambrosio Restovic C.
EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
Electrolito y no electrolito
Los electrolitos son sustancias (ácidos, bases y sales) que al disolverse en agua o fundidos, pueden
conducir la corriente eléctrica.
Los electrolitos pueden clasificarse como débiles o fuertes, según
estén parcial o totalmente ionizados o disociados en medio acuoso.
Un electrolito fuerte es toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente la formación
de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible.
Estas sustancias son buenas conductoras de la electricidad ya sea fundida o en solución.
Por ejemplo
K NO3
→ K + + NO -
NaOH
→ Na+ + OH
-
H2SO4 → 2 H+ + SO4-2
Un electrolito débil es una sustancia que al disolverse en agua, se disocia parcialmente, son
reacciones de tipo reversible. Estas sustancias no son buenas conductoras de la electricidad.
Por ejemplo:
NH4OH
⇄
NH4+ + OH-
HAc
⇄
H+
+ Ac-
Los no electrolitos son sustancias que ni fundidos ni en solución conducen la corriente eléctrica.
Lo anterior se puede resumir de la siguiente manera:
1. Para que una solución conduzca la corriente eléctrica debe estar formada por un electrolito y un
disolvente polar.
2. Si la solución no conduce la corriente eléctrica, se puede deber a dos factores:
a. el soluto es no electrolito y/o
b. el disolvente es no polar.
3. Tanto disolvente como soluto puro son malos conductores de la electricidad.
4. Los electrolitos al disolverse en un disolvente polar pueden:
a. disociarse, o
b. ionizarse
Conceptos de ácido y base. Teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y de Lewis.
Teoría ácido - base de Arrhenius o Teoría de la ionización.
Hacia 1884, el químico sueco Svante Arrhenius, estudiando la conductividad eléctrica de soluciones
de ácidos y bases, planteó que los ácidos son compuestos que, en solución acuosa, producen iones
hidrónio (H3O+).
HNO3 (ac) + H2O (ℓ) → H3O+(ac) + NO3- (ac)
y que las bases son sustancias que, en solución acuosa, generan iones hidroxilo (OH -).
LiOH (s) → Li+ (ac) + OH- (ac)
También propuso que, cuando un ácido reacciona con una base, se forma una sal y agua; esta última
es una molécula neutra, por lo que esta reacción se llama reacción de neutralización:
ácido
+ base
→
HX (ac) + MOH (ac) →
sal
+ agua
MX (ac) + H2O(ℓ)
2
Estas definiciones son parciales, ya que no pueden explicar reacciones ácido-base en solventes
distintos del agua o en ausencia de solventes y por qué sustancias que no contienen hidrógeno son
ácidas, y son básicas otras que no presentan el ion hidroxilo.
Teoría ácido - base de Bröensted-Lowry o Teoría protónica.
En 1923, el químico danés Johannes Brönsted y el químico inglés Thomas Lowry propusieron,
independiente y simultáneamente, una definición conceptual más amplia de los ácidos y de las bases.
Esta teoría postula que una reacción ácido-base siempre hay una transferencia de un protón desde un
ácido a una base.

En consecuencia, un ácido es toda sustancia iónica o molecular que puede ceder un H a otra
sustancia.
HClO4 (ac) + H2O (ℓ) ⇄ ClO-4 (ac) + H3O+ (ac)
y una base es toda sustancia iónica o molecular que en el curso de una reacción química acepta un
protón.
NH3 (ac) + H2O (ℓ) ⇄ OH- (ac) + NH4+ (ac)
Según las definiciones de ácido y base, formuladas anteriormente, tenemos que cuando un ácido

entrega un H+ deja un resto que está en condiciones de captar ese H , es decir, de comportarse
como base. Como esta base depende del ácido del cual proviene se le denomina base conjugada del
ácido.
⇄
Ácido 1
HA
H+
Base 1 conjugada +
⇄
A

+
H+
La base a medida que capta iones H+ se va transformando en un ácido, por lo que estaría en
condiciones de ceder un H+, es decir, comportarse como ácido. Como este ácido depende de la base
de la cual proviene, se le llama ácido conjugado de la base.
Base2 +
H+
NH3
H+
+
⇄
Ácido2 conjugado

⇄
NH 4
Esta nueva teoría coloca como partícula fundamental en el proceso ácido-base, al H+.
Un ácido sólo se comporta como tal, cuando existe una base que recibe el protón y viceversa. Esto
origina un doble sistema conjugado:
Ácido1 ⇄
Base1 conj. + H+
Base2 + H+ ⇄ Ácido2 conj.
Ácido1 + Base2 ⇄ Ácido2 conj. + Base1 conj.
Existen sustancias las cuales pueden actuar como ácidos o como bases; estas sustancias que
presentan dichas propiedades se denominan anfóteras.
Teoría ácido – base de Lewis o teoría del electrón.
Ácido: es toda sustancia que puede aceptar un par de electrones, para formar un enlace covalente.
Base es toda sustancia que puede aportar un par de electrones, para la formación de un enlace
covalente.
:NH3 + BF3
→ NH3→BF3
Fuerza de ácidos y bases.
Por fuerza de ácido y base entendemos la mayor o menor facilidad de la sustancia para proporcionar
H+ u OH-.
Ácidos y bases fuertes: serán aquellas sustancias que presentan una alta ionización.
3
Ejemplo 1. Ácido clorhídrico, ácido nítrico, hidróxido de sodio, etc.
HNO3
→
H+ + NO3-
NaOH
→
Na+ + OH-
Estos electrolitos presentan en solución sólo las especies químicas: H + ...Cl-, H+ ....NO3-, Na+ ...OH-,
por lo que los valores de sus constantes de concentración son grandes (Ka y Kb).
Ácidos y bases débiles : son aquellas sustancias que presentan una baja ionización.
Ejemplo 2. Ácido acético, hidróxido de amonio, etc.
CH3COOH (ac) ⇄ CH3COO- (ac) + H+(ac)
NH4OH (ac) ⇄ NH4+(ac) + OH-(ac)
Estos electrolitos presentan en solución baja concentración de H+y OH- y alta concentración de
CH3COOH y NH4OH, por lo que sus Ka y Kb son pequeñas.
A. Hidrácidos o ácidos binario: solamente son fuertes: HCl, HBr, HI.
B. Oxácidos o ácidos ternarios: de acuerdo a su fórmula general HmXOn, donde m = número de
átomos de hidrógeno y n = número de átomos de oxígeno.

Oxácido fuerte: es aquel, donde la diferencia entre el número de átomos de oxígeno e
hidrógeno es igual o superior a 2, (n - m) ≥ 2.

Oxácido débil: es aquel, donde la diferencia entre el número de átomos de oxígeno e
hidrógeno es igual o menor que 1, (n - m) ≤ 1.
C. Bases o hidróxidos: son fuertes: NaOH, KOH, LiOH, CsOH.
La medida de la fuerza de un ácido está determinada por la constante de acidez. Si el valor de K a es
≥ 10-2, el ácido es fuerte. Lo mismo puede aplicarse en el caso de una base, si el valor de Kb ≥ 10-3,
la base es fuerte.
También se ha podido establecer que la fuerza de ácidos y bases está muy ligada con la fuerza de
sus estructuras conjugadas.
Los ácidos fuertes se caracterizan porque gran cantidad de sus moléculas se encuentran ionizadas, lo
que determina una alta concentración de protones. Esto se debe a que la base conjugada es débil y
retiene con poca fuerza al protón.
ácido fuerte → H+ + base conj. débil
HBr
→ H+ +
Br -
Los ácidos débiles se caracterizan porque una pequeña cantidad de sus moléculas se encuentran
ionizadas, lo que determina una baja concentración de protones. Esto se debe a que la base
conjugada es fuerte y retiene con gran fuerza al protón.
⇄
ácido débil
HCN ⇄
H+
H+
+ base conj. fuerte
+ CN-
Producto iónico del agua.
Los ácidos y las bases se disuelven en agua, por lo cual esta sustancia es el medio natural donde se
realizan estas reacciones. Debemos recordar que el agua libera una pequeña cantidad de iones H 3O+
y OH- por litro de agua, los cuales no conducen la corriente eléctrica. El equilibrio químico,
correspondiente a la disociación del agua, es:
2 H2O (ℓ)
⇄
H3O+ (ac) + OH- (ac)
Para simplificar su escritura se expresa como:
H2O (ℓ)
⇄ H+ (ac) + OH- (ac)
Aplicando la ley de acción de masas al equilibrio, tenemos:
4
Kc =
[H+ ][OH- ]
[H 2 O]
La expresión Kc . [H2O], recibe el nombre de producto iónico del agua, y se representa como Kw.
Este producto se ha medido cuidadosamente, y resulta ser del orden de 10-14 [mol/L]2, a 25ºC.
Kw a 25ºC = 1,0x10-14 [mol/L]2 = [H+][OH-]
Para determinar la [H+] y/o [OH-] en el agua, debemos tener en cuenta que ella es químicamente
neutra, es decir,
[H+] = [OH-]. La expresión queda
[H+]2 = 1.10-14 M2
H+ =
-14
1.10
2
M
En el agua pura, por cada ion hidrógeno tiene que haber un ion hidroxilo. Por tanto, si se agrega un
ácido, la concentración de ion hidrógeno aumenta, y para que se restablezca el equilibrio, la de
hidroxilo disminuye:
[H3O+]
> 10-7
[OH-] < 10-7
Por el contrario, al añadir una base, aumenta la concentración de ion hidroxilo.
En definitiva, una solución es:
ácida si [H3O+] > 10-7 M > [OH-]
neutra si
[H3O+] = 10-7 M = [OH-]
básica si
[H3O+] < 10-7 M < [OH-]
Ejemplo 3. Calcular las concentraciones de H+ y de OH-, para 250 mL de una solución que tiene 1,3 g
de KOH.
Respuesta: Primero se debe calcular la concentración molar para esta solución y como se trata de una
base fuerte, su concentración es también la del OH-.
[KOH] =
1,3 g
g
56 mol
• 0,25L
= 9,28• 10-2
mol
= [OH- ]
L
Con este resultado calculamos [H+], remplazando en Kw = [H+][OH-]
[
H+
(mol )2
1,0 • 10-14 L
Kw
]=
=
= 1,08• 10-13
[OH- ] 9,28• 10-2 mol
L
mol
L
Ejemplo 4. ¿Cuáles son las concentraciones de H+ y de OH- para una solución de HCl 0,063 molar?
Respuesta: Como el HCl es un electrolito fuerte, la [HCl] = [H+] = 0,063 molar.
La concentración del OH- se obtiene usando Kw = [H+][OH-]
OH  H  
-
Kw

1,0  10 -14
molL 2
0,063 mol
L
 1,59  10 -13
mol
L
pH.
El pH de una solución se define como el logaritmo decimal del inverso de la concentración de iones
hidrógeno, en mol/litro. Esto equivale a decir que el pH es el logaritmo decimal negativo de la
concentración de iones hidrógeno. Así, pues, por definición,
5
1
pH = log
H+
= - log H+
De igual forma, la expresión correspondiente para la concentración del ion hidroxilo es pOH, definida
como:
1
pOH = log
OH
_ = - log OH
_
Para cualquier constante de equilibrio, pK = - log K.
Las cantidades pequeñas que se utilizan son usualmente del tipo X = a
entero o fraccionario comprendido entre 1 y 9,99
.
10-b, donde: a = Nº
b = Nº entero cualquiera.
Si aplicamos a X el operador p, tenemos:
pX = - log X
pX = - log a . 10-b
por propiedades de los logaritmos queda:
pX = -log a + b
También se puede determinar la concentración de H+ a partir del pH de la solución.
Siendo pH = - log [H+] resulta:
log [H+] = - pH
o
[H+] = 10-pH
La relación entre pH y pOH se obtiene de la expresión de la constante de ionización del agua,
quedando:
pH + pOH = 14
Escala de pH
Se usa para indicar el grado de acidez en forma simple y directa:

si el medio es ácido:
[H+] > [OH-], por lo tanto, pH < 7 y pOH > 7.

si el medio es neutro:
[H+] = [OH-], por lo tanto, pH = pOH = 7.

si el medio es alcalino:
[H+] < [OH-], por lo tanto, pH > 7 y pOH < 7.
El pH para diferentes sistemas. Lo estudiaremos referido a ácidos y bases fuertes y débiles.
Ácidos y bases fuertes: debemos recordar que estas sustancias son electrólitos fuertes, por lo tanto,
están fuertemente ionizados. La concentración del H+ o la del OH-, corresponde a las concentraciones
del ácido o de la base, respectivamente.
Ejemplo 5. Calcular el pH y el pOH para una solución de HBr 0,018 M.
Respuesta: Como el HBr es un ácido fuerte, se encuentra totalmente disociado, por lo tanto la
concentración del HBr en la solución es la misma para el H+; de este valor se puede calcular pH.
pH = - log [H+]
pH = - log 1,8x10-2
pH = 1,74
El valor del pOH se puede determinar usando pH + pOH = 14
pOH = 14 – 1,74
6
pOH = 12,26
Ejemplo 6. Calcular el pH para una solución de NaOH 4,5x10-3 M.
Respuesta: Considerando al NaOH completamente disociado, se obtiene directamente [OH -]; de este
valor se puede calcular [H+] empleando Kw = [H+][OH-] y luego encontrar el pH.
[OH-] = 4,5x10-3 M
[H+] = 1,0x10-14 [mol/L]2 / 4,5x10-3 [mol/L] = 2,2x10-12 [mol/L]
pH = - log [H+] = - log 2,2x10-12
pH = 11,7
Otra manera de obtener el pH en este ejemplo, es calculando primero el pOH de la solución.
pOH = – log [OH-] = – log 4,5x10-3 = 2,3
pH = 14 – pOH
pH = 14 – 2,3 = 11,7
Ácidos y bases débiles: estas sustancias son electrólitos débiles, por lo tanto, están parcialmente
ionizados. Esto nos indica que una fracción muy pequeña del ácido o de la base se disocia.
Si expresamos, en forma general, el equilibrio de un ácido débil HA
HA (ac) + H2O ⇄ H3O+ (ac) + A- (ac)
tenemos:
Ka 
H A 

-
HA 
Conocido el valor de Ka, podemos ocuparlo para calcular las concentraciones de todas las especies en
el equilibrio proveniente de la disociación.
En una solución de HA se cumple, en estado de equilibrio:
HA (ac) + H2O ⇄ H3O+ (ac) + A- (ac)
cdonde c = concentración molar del ácido no disociado.
sustancias disociadas.
también que: [H3O+] = [AFormulando Ka
Ka =
[H3 O + ]2
c - [H3 O + ]
o Ka =
2
c-
Esta es una ecuación de segundo grado. Podemos alterarla, tomando en cuenta lo siguiente: si el
valor de Ka es menor o igual a 10-3 no considera
pequeño. De lo contrario, se trabaja con la ecuación de segundo grado.
Formulando Ka, en este caso, tenemos:
Ka =
[H3 O + ]2
c
Podemos determinar la concentración del ion hidrógeno, del ácido débil, usaremos:
[H3O+ ] = K a • c
valor al cual se le aplica el operador p y determinamos el pH de la solución.
7
El pH, también se puede calcular directamente aplicando el operador p a la última expresión,
pH = - log (Ka  c)
1/2
Para las bases débiles se usa similar procedimiento, salvo que en vez de K a estará Kb y c
corresponderá a la concentración molar de la base débil
[OH- ] = K b • c
Ejemplo 7. Calcular [H+], [CH3COO-] y el pH de una solución 0,2 molar de ácido acético, CH 3COOH.
Su Ka = 1,8x10-5.
Respuesta: En el equilibrio, las concentraciones molares para cada especie en el equilibrio son:
CH3COOH
⇄
CH3COO-
0,2 - x
+
x
H+
x
Reemplazando estos valores en la constante de equilibrio Ka y considerando a x muy pequeño con
relación a 0,2 de suerte que 0,2 – x = 0,2, se puede escribir:
[CH3COOH] = 0,2 M
[CH3COO-] = [H+] = x
Ka =
[CH3 COO- ][H+ ]
[CH3 COOH]
=
x2
= 1,8x10-5
0,2
de donde x2 = 3,6x10-6 ; x = 1,9x10-3 = [H+] = [CH3COO-]
pH = -log [H+] = - log 1,9x10-3 = 2,72
EJERCICIOS
1. Según la teoría de Bronsted-Lowry, ¿cuáles de las siguientes especies pueden actuar sólo como
ácidos, sólo como bases y cuáles como ácidos y bases?
HSO4 - , SO3-2 , H3O+ , HCIO4 , S2- , HCO3- , CO32R. ácidos: H3O+, HCIO4; bases: SO3-2, S2- , CO32- ; sustancias anfóteras: HSO4 - , HCO3- .
2. ¿Cuál es la concentración de iones hidrógeno y el pH en cada una de las siguientes soluciones:
a) 0,001 molar de NaOH.
R. 1.10-11
b) 20 g de NaOH (M = 40 g/mol) en 500 cm 3 de solución
R. 1.10-14
c) 0,02 moles de KOH en 2 litros de solución?,
R. 1.10-12
3. ¿Cuál es la [OH-] en las soluciones:
a) 0,00005 molar de HCl.
R. 2.10-10
d) 0,063 g de HNO3 (M = 63 g/mol) en 100 ml de solución.
R. 1.10-12
b) 1 mol de HClO4 en 4 litros de solución?
R. 4.10-14
8
4. Se diluyen 25 cm3 de solución 1 M de KOH hasta completar un volumen de 1 litro. Calcular la
concentración de iones H+ en la nueva solución y el pH de ésta.
R. 4.10-13 y 12,39
5. ¿Cuál es el pH de:
a) Una solución de HCl 1,5 x 10-3 M.
2,82
R.
b) Una solución que contiene 1,5 x 10-3 moles de HClO4 en 100 ml de solución?
1,30
R.
6. Calcular cuántas veces es más concentrada una solución de pH = 3 que otra de pH = 6.
R. 1000 veces.
7. Una solución A tiene pH = 3 y otra solución B tiene pH = 2, ¿cuál es el pH de la solución que
resulta de mezclar volúmenes iguales de las soluciones A y B?
R. 2,25
8. Si el pH de una solución es 2,3, ¿cuál es la concentración de iones hidrógeno e hidroxilo en esa
solución?
R. 5,01.10 –3
y
.
-12
1,99 10
9. ¿Cuál es el pH de una disolución 0,2 M de hidróxido de bario, considerando que es un compuesto
soluble y que se encuentra totalmente ionizado?
R. 13,61

10. ¿Cuál es la concentración de iones H+, de iones OH y el pOH en una solución
determinado experimentalmente, es 8,7?
cuyo pH,
R. 1,99.10-9, 5,02 .10-6, 5,3
11. Formular los siguientes ácidos monopróticos, escriba sus reacciones de ionización en agua y
ordénelos de acuerdo con su fuerza creciente como ácidos, razonando la respuesta
Ácido acético Ka = 1,8 x 10-5
Ácido cianhídrico Ka = 4,8 x10 –10
Ácido fluorhídrico Ka = 3,5 x 10 –4
Ácido hipocloroso Ka = 3,0 x 10-8
R. HF > CH3-COOH > HOCl >HCN
12. En un laboratorio se tienen un matraz conteniendo 15 ml de de HCl cuya concentración es 0,05 M.
Calcular el pH de la disolución.
R. pH = 1,30
13. Una solución 0,05 M de ácido cianhídrico, HCN, tiene un pH de 5,4 a 25 ºC. Determine K a para el
HCN a 25 ºC.
R. Ka = 3,16 x 10-10
14. ¿Cuál es la molaridad de una solución de HCN que tiene una concentración de ion cianuro, CN-,
de 2 x 10-5 mol/L de solución, a 25ºC?
R. 1,26 mol/L
-3
15. La concentración de OH en una solución de NH4OH 0,1 M, es de 1,34 x 10 mol/L. Calcule Kb
para la solución de hidróxido de amonio.
R. 1,79 x 10-5
+
16. Calcule las concentraciones de H y de OH , el pH y el pOH en cada una de las siguientes
soluciones ácidas:
a) HF 0,22 M y Ka = 6,5 x 10-4
b) HAc 0,1 M y Ka = 1,8 x 10-5
R. a) [H+] = 1,19 x10-2; [OH-] = 8,36 x 10-13; pH = 1,92; pOH= 12,08
9
17. Mediante medidas de conductividad, en una solución de HNO2, se encontró que las
concentraciones en el equilibrio de H+ y NO2- eran 1,9 x 10-9 M cada una y la del HNO2 sin ionizar
era 0,0081 M. Determine el valor de Ka para el HNO2.
R. 4,45 x 10-16
18. Calcule el porcentaje de ionización para una solución 0,1 M de HCN, si su Ka es 4 x 10-10.
R. 6,32 x 10-3 %
19. A 25 C una solución de hidróxido de amonio 0,01 M está ionizada en un 4,2%. Calcule: a) la
concentración de los iones OH-, b) la constante de ionización del amoníaco acuoso, y c) el pH de
la solución.
R. a) 4,2 x 10-4 mol/L, b) 1,84 x 10-5 y c) 10,63
20. ¿Qué concentración de ácido acético se necesita para obtener una concentración de iones
hidrógeno de 4 x10-4 mol/L. Ka = 1,8 x 10-5.
R. 8,88 x 10-3 mol/L
21. Calcule el pH para una solución de ácido yódico 0,063 M, si Ka = 0,17.
R: 1,32
22. El ácido acetilsalicílico (aspirina), AH, es un ácido monoprótico débil cuya fórmula empírica es
(C9O4H8). Calcule el pH de una disolución preparada disolviendo una tableta de aspirina de 0,5 g
en 100 mL de agua. Se supone que el ácido acetilsalicílico se disuelve totalmente y que su
constante de acidez es Ka = 2,64 10-5.
Descargar

ACIDO BASE-AP Y EJERC I - Universidad de Antofagasta

Soluciones Acuosas de Ácidos y Bases Débiles

Soluciones Acuosas de Ácidos y Bases Débiles

CálculosEquilibrioFísicoquímicaIndustrialesIonización del agua

Química General E Inorgánica

Química General E Inorgánica

FarmaciaMonóxido de CarbonoObtención del Cloro MolecularComportamiento Ácido-Base y Redox de los Oxoácidos de los HalógenosEstados Alotrópicos del CarbonoCombinaciones Hidrogenadas

Cambios químicos

Cambios químicos

ÁcidosOxidacionesSustancia: moléculasQuímicaBases

Propiedades de ácidos y bases

Propiedades de ácidos y bases

Compuestos químicosExperimentación químicaAcidez o alcalinidadIndicadores de PHReacciones

Examen final de Química Orgánica. Junio 1998

Examen final de Química Orgánica. Junio 1998

Reacciones químicas orgánicasMecanismos de transformación

INFORME EXPERIMENTO REALIZADO EN EL LABORATORIO DE CS. NATURALES

INFORME EXPERIMENTO REALIZADO EN EL LABORATORIO DE CS. NATURALES

AcidezIndicadoresSolucionesAlcalinidadQuímicaExperimentosSustancias

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE AGRONOMIA ÁREA DE CIENCIAS

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE AGRONOMIA ÁREA DE CIENCIAS

Disoluciones acuosasAcidezIndicadoresCompuestos químicosSustancias químicaspHLaboratorioAlcalinidadQuímicaPropiedadesReacciones