ÁCIDO-BASE - Academia CAE

ÁCIDO-BASE
TEORÍA DE ARRHENIUS
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Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones de
hidrógeno, H+, o protones. HA + H2O→ A-- + H+
Base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones
hidróxido, OH – .
BOH + H2O→ B+ + OH—
Reacción de neutralización: consiste en la reacción completa de un ácido y una base
con formación de una sal y agua.
Esta teoría tiene limitaciones:
 Muchas sustancias se comportan como ácido o base en ausencia de agua.
 Muchas sustancias tienen carácter ácido a pesar de no poseer hidrógeno en
su molécula, como sucede con los óxidos ácidos (CO2 , SO3 …) y muchas sustancias tienen carácter básico sin contener iones OH—, como el
amoniaco, NH3, o ciertas sales Na2CO3 y NaHCO3.
TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY
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Ácido es toda especie química, molecular o iónica, capaz de ceder un ion H+, es decir
un protón, a otra sustancia.
HA + H2O→ A-- + H3O+ (ion oxonio o hidronio)
Base es toda especie química, molecular o iónica, capaz de recibir un ión H+ de otra
sustancia.
B (aq) + H2O (l) ⇄ BH+ (aq) + OH— (aq)
Reacción acido-base: consiste en la transferencia de un protón H+ desde un ácido a
una base.
Sustancias anfóteras: sustancias que pueden actuar como ácido o como base
dependiendo de la sustancia con la que reaccionan.
Par conjugado lo constituyen un ácido y su base conjugada, o bien, una base y ácido
conjugado.
Ácido + Base ⇄ Base conjugada del ácido + ácido conjugado de la base
Ejemplos:
Acido1 + Base2 ⇄ Acido2 + Base1
HCl + H2O ⇄ H3O+ + Cl—
H2O + NH3 ⇄ NH4+ + OH—
HClO4 + H2O ⇄ H3O+ + ClO4—
H2O + CO32-- ⇄ HCO3— + OH—
Reacción de neutralización: consiste en la transferencia de un protón de un ácido a
una base para dar lugar al ácido conjugado de la base y a la base conjugada del ácido.
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COMPARACIÓN CON LAS DEFINICIONES DE ARRHENIUS
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
Las definiciones de B-L no se limitan solo a las disoluciones acuosas y son válidas para
cualquier disolvente.
B-L permite incluir como bases sustancias que para A no lo eran (porque no tenían
OH): NH3, CO32-- , HCO3—, S2— ,etc.
AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
El agua experimenta un proceso de autoionización en el que una molécula actúa como ácido y
otra como base, transfiriéndose un protón de una a otra, según la ecuación de equilibrio:
H2O (l) + H2O (l) ⇄ H3O+ (aq) + OH— (aq)
Donde la constante de este equilibrio es Kw = [𝐻3 𝑂+][𝑂𝐻−] =1·10—14 (producto iónico del agua
a 25 ºC).
DISOLUCIONES ACUOSAS NEUTRAS, ÁCIDAS Y BÁSICAS
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Disoluciones neutras: Son aquellas disoluciones acuosas que cumplen la siguiente
condición: [𝐻3 𝑂+ ] = [𝑂𝐻− ] = 10−7 M
Disoluciones ácidas: Son aquellas en las que hay un exceso de iones H3O+ respecto de
los iones OH—. Por tanto: [𝐻3 𝑂+ ] > 10−7 𝑀 𝑦 [𝑂𝐻− ] < 10−7 𝑀
Disoluciones básicas: Son aquellas en las que hay un exceso de iones OH—
respecto de los iones H3O+. Por tanto: [𝐻3 𝑂+] < 10−7 𝑀 𝑦 [𝑂𝐻− ] > 10−7 𝑀
FUERZADE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES

Ácidos fuertes: se ionizan o disocian completamente en disoluciones acuosas diluidas,
debido a su gran tendencia a ceder iones H+.
H2SO4 (aq) + H2O (l) → 2 H+(aq) + SO42—(aq)
Son ácidos fuertes : HClO4 ; HI ; HBr ; HCl ; H2SO4 ; HNO3 ; HClO3
La fuerza de los ácidos se relaciona con la propia estructura de su molécula
(comprobación experimental)
1. La energía de enlace H—X es determinante para justificar la
fuerza de los ácidos. Cuanto menor es dicha energía, menos
estable es el enlace y con mayor facilidad se cede el ion H+ (más
fuerte es)( El HI (298,3 KJ/mol) es el más fuerte, y luego
HBr(366,1Kj/mol),HCl (431,9Kj/mol)).
2. Electronegatividad: cuanto más electronegativo es el halógeno,
más atrae al par electrónico que comparte con el oxigeno unido
al H. Al polarizarse más el enlace O—H , se ioniza el H con más
facilidad y, por lo tanto, es más fuerte.(HClO4 ,HBrO4,HIO4)
: Ö:
: Ö : X ̈ ∶ Ö:↤ H
̈
̈
: Ö:
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3. Cuanto mayor es el número de átomos de O alrededor del Cl,
mayor es la capacidad de este para polarizar el enlace O—H y
con más facilidad se cede el ion H+:El ácido es más fuerte (HClO4
más ácido que el HClO.
Ácidos débiles: solo se ionizan parcialmente, a causa de su débil tendencia a ceder
iones H+, apareciendo un equilibrio entre moléculas no ionizadas y los iones formados.
Son ácidos débiles: ácidos orgánicos (CH3COOH, acido acético o etanoico , HCOOH, ác
metanoico), HF, HNO2, HClO, HCN (ác. cianhídrico)
Bases fuertes: muestran gran tendencia a recibir H+ de los ácidos.
Son bases fuertes: LiOH, CsOH, NaOH, Ca(OH)2 , Sr(OH)2 , Rb(OH)2 , Ba(OH)2.(Alcalinos
y alcalinotérreos)
Bases débiles: tienen poca tendencia a recibir iones H+, apareciendo un equilibrio
entre las moléculas no ionizadas y los iones formados.
Hay muy pocas bases débiles solubles en agua; una de ellas es el amoniaco, NH3.
CONCEPTO DE pH y pOH
Se utiliza para expresar la acidez o basicidad de una disolución.
Se define pH de una disolución como el logaritmo negativo de la expresión
numérica de la concentración molar del ion H3O+.
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[𝑯𝟑 𝑶+]
Se define pOH de una disolución como el logaritmo negativo de la expresión
numérica de la concentración molar del ion OH—.
𝒑𝑶𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[𝑶𝑯− ]
Y resulta que:
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14
Disoluciones neutras ⟹ pH = 7
Disoluciones ácidas ⟹ pH < 7
Disoluciones básicas ⟹ pH > 7
CONSTANTES DE IONIZACIÓN (O DISOCIACIÓN)
La mayoría de los ácidos son débiles, es decir, que no se ionizan al 100% sino que lo hacen
alcanzando un estado de equilibrio en el que coexisten el ácido sin disociar con los productos
de la ionización.
.
HA + H2O→ A-- + H+
Donde la constante de acidez en el equilibrio es:
[𝐴− ]·[𝐻3 𝑂 + ]
[𝐻𝐴]
Ka =
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[𝑂𝐻 − ]·[𝐵𝐻 + ]
[𝐵𝑂𝐻]
Para las bases débiles en el equilibrio la constante de basicidad :
BOH + H2O→ B+ + OH—
Según la reacción: .
Relación entre ka y kb :
Kb =
kw = ka · kb = 1 · 10—14
𝑪𝒖𝒂𝒏𝒕𝒐 𝑴𝑨𝒀𝑶𝑹 𝒆𝒔 𝒍𝒂 𝒌𝒂 𝒎á𝒔 𝑭𝑼𝑬𝑹𝑻𝑬 𝒆𝒔 𝒆𝒍 á𝒄𝒊𝒅𝒐.
𝑪𝒖𝒂𝒏𝒕𝒐 𝑴𝑨𝒀𝑶𝑹 𝒆𝒔 𝒍𝒂 𝒌𝒃 𝒎á𝒔 𝑭𝑼𝑬𝑹𝑻𝑬 𝒆𝒔 𝒍𝒂 𝒃𝒂𝒔𝒆.
TIPOS DE EJERCICIOS
ÁCIDO Y BASE FUERTE:
Cálculo del pH o pOH de los ácidos o bases fuertes dadas las concentraciones molares de
dichas disoluciones:
Si nos dan un ácido fuerte:
pH = − log (Molaridad del ácido × nº de hidrógenos del ácido) ; pOH = 14 – pH
Molaridad del Acido × 𝒏º 𝑯 = 𝟏𝟎−𝒑𝑯 (así podemos calcular la molaridad del Acido)
(Si queremos aumentar el pH para disminuir la acidez de la disolución podemos aumentar el
volumen manteniendo cte los moles de soluto en la disolución.)
Si nos dan una base fuerte:
pOH = − log (Molaridad de la base × nº de OH de la base) ; pH = 14 – pOH
Molaridad de la base × 𝑛º𝑂𝐻 = 10−𝑝𝑂𝐻 (así podemos calcular la molaridad de la base.)
(Si queremos aumentar el pOH para disminuir la basicidad de la disolución podemos aumentar
el volumen manteniendo cte los moles de soluto en la disolución.)
ÁCIDO O BASE DEBIL: (Tenemos que hacer la tabla)
Dada la reacción:
Concentración inicial, c0
variación de concentración
hasta eq
concentración en eq
[𝐴− ]·[𝐻3 𝑂 + ]
[𝐻𝐴]
Ka =
AH
c0
-x
c0 – x
A—
0
+x
x
H3O+
0
+x
x
𝑥·𝑥
0 −𝑥
=𝑐
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𝑥
𝑐0
Grado de ionización (o disociación): α% = · 100 ; entonces x = c0 ·∙ α
Concentración inicial, c0
variación de concentración
hasta eq
concentración en eq
AH
c0
- c0·∙α
c0– c0·∙α= c0·(1 –α)
A—
0
H3O+
0
+ c0·∙α
+c0·∙α
c0·∙α
c0·∙α
ka en función del grado de disociación será:
[𝐴− ]·[𝐻3 𝑂 + ]
[𝐻𝐴]
Ka =
𝑥·𝑥
0 −𝑥
=𝑐
=
𝑐0 ·𝛼 · 𝑐0 ·𝛼
𝑐0 ·(1−𝛼)
=𝑐
𝑐02 ·𝛼 2
0 ·(1−𝛼)
=
𝑐0 · 𝛼 2
(1−𝛼)
Y si ka es < 𝟏𝟎−𝟒 entonces el equilibrio va a estar muy desplazado hacia la izquierda y
( 1 – α)≈ 1 (el ácido está muy poco disociado) y por lo tanto ka = c0 · α2
CASOS CON LOS QUE NOS PODEMOS ENCONTRAR :



Que nos den c0 y ka y nos pidan el pH, entonces, calculamos “x” y como el
pH = -log [𝐻3 𝑂+] = −log x.
Que nos den el pH, entonces, como pH = -log [𝐻3 𝑂+] = −log x podemos despejar la
“x” y a partir de ahí calcular lo que nos pidan ka o c0 o α…
Que nos den ka y α, entonces ponemos ka en función de α y despejamos la c0
(ka =

𝑐0 · 𝛼 2
)
(1−𝛼)
,y con α y c0 podremos calcular “x” ( x = c0 ·∙ α) y a partir de ahí el pH.
RECORDAD: kw = ka · kb = 1 · 10—14
REACCIONESDE NEUTRALIZACIÓN:
ÁCIDO + BASE → SAL + AGUA
Ej: HCl + NaOH → NaCl + H2O
Para las reacciones de neutralización existe una ley experimental que dice:
En el punto de equivalencia de cualquier reacción de neutralización, el número de
equivalentes químicos de ácido y de base que han reaccionado son los mismos:
nº equivalentes ácido = nº equivalentes base
nº equivalentes ácido = nº de moles ácido × nº de H+ cedidos por molécula de ácido
nº equivalentes base= nº de moles base × nº de protones captados por la base.
Dicho de otra forma:
𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑎𝑐 · 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛𝑎𝑐 · 𝑛º 𝐻 = 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑏𝑎𝑠𝑒 · 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛𝑏𝑎𝑠𝑒 · 𝑛º 𝑂𝐻
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SI SE PRODUCE EN LA REACCIÓN UN EXCESO DE ÁCIDO O BASE (esto ocurre cuando nos dan
los datos iniciales, M y V, de ambos reactivos, entonces, tenemos que buscar el reactivo que
está en exceso para ver si la reacción resultante es ácido o básica.)
Si la disolución resultante es ácida: pH = − 𝐥𝐨𝐠
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔𝒂𝒄 𝒆𝒏 𝒆𝒙𝒄𝒆𝒔𝒐
𝑽á𝒄 +𝑽𝒃𝒂𝒔𝒆
Si la reacción resultante es básica: pOH = − 𝐥𝐨𝐠
; pOH = 14 – pH
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔𝒃𝒂𝒔𝒆 𝒆𝒏 𝒆𝒙𝒄𝒆𝒔𝒐
𝑽á𝒄 +𝑽𝒃𝒂𝒔𝒆
; pH = 14 – pOH
HIDRÓLISIS DE LAS SALES:
La HIDRÓLISIS DE UNA SAL es la reacción ácido-base que pueden realizar los iones de la sal
con el agua cuando se disuelve en ella.
Esto hace que el pH resultante de una disolución de ciertas sales en agua no sea 7, es decir,
no sea neutra.


Las sales procedentes de base fuerte y ácido fuerte no producen reacción de
hidrólisis, por lo que no modifican el pH del agua (pH = 7). La disolución resultante
siempre es neutra.
La disolución de sales procedentes de base fuerte y ácido débil es básica (pH >7) por
reacción de hidrólisis del anión.

𝒂
débil sea el ácido, mayor será Kh y, por tanto, más básica resultará la disolución).
La disolución de sales procedentes de base débil y ácido fuerte es ácida (pH <7) por
reacción de hidrólisis del catión.

𝑲
Kh = 𝑲𝒘 (Cuanto menor sea Ka, es decir, cuanto más
𝑲
Kh = 𝑲𝒘 (Cuanto menor sea Kb, es decir, cuanto más
𝒃
débil sea la base, mayor será Kh y, por tanto, más ácida resultará la disolución).
En las disoluciones acuosas de sales procedentes de base débil y ácido débil se
produce hidrólisis ácida del catión e hidrólisis básica del anión. .
Kh = 𝑲
𝑲𝒘
𝒂 · 𝑲𝒃
(donde
Ka y Kb son las ctes de hidrólisis ácida del anión y básica del catión respectivamente.
El pH de estas disoluciones depende del valor relativo de Ka y Kb:
o Si Ka > Kb, el catión se hidroliza más que el anión y el pH < 7
(ácido)
o Si Kb > Ka , el anión se hidroliza más que el catión y el pH > 7
(básico)
o Si Ka ≅ Kb, ambos iones están hidrolizados en proporción
semejante y el pH≅ 7(neutro)
EJEMPLO: Calcula el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de acetato de sodio
0,010 M, sabiendo que la cte de ionización del ácido acético Ka = 1,8 · 10—5.
𝐻2 𝑂
CH3COONa ⎯⎯⎯⎯⎯ CH3COO— (aq) + Na+ (aq)
El ion CH3COO-- , al proceder de un ácido debil, manifiesta cierto carácter básico frente al agua;
es decir experimenta reacción de hidrólisis. Si llamamos x al número de mol/L de iones de
acetato que se hidrolizan, y siendo su concentración igual a la de la sal, 0,010 M, queda:
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CH3COO-0,010
Concentración inicial, c0
variación de concentración
hasta eq
concentración en eq
Entonces:
Kh =
x= 2,4 · 10
—6
-x
0,010 – x
[𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 ]·[𝑂𝐻 − ]
[𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂 − ]
mol/L.
⟹
CH3COOH
0
=
𝐾𝑤
𝐾𝑎
=
1,0·10 −14
1,8· 10 −5
−
+x
x
OH-0
+x
x
𝑥·𝑥
= 5,6 · 10—10 = 0,010−𝑥 ≅
pOH = − log [𝑂𝐻 ] = − log (2,4 · 10
—6
𝑥2
0,010
;
) = 5,6 ; pH = 14 – pOH = 8,4
𝑥
Y el grado de hidrólisis sera: 𝛼 = 𝑐 = 2,4 · 10—4 (0,024%)
0
DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS
Son aquellas que son capaces de mantener su pH prácticamente cte aunque se les añadan
pequeñas cantidades de un ácido o de una base o cuando se diluyen.
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