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ÍNDICE
• Propiedades de ácidos
y bases
• Fortaleza de las
especies conjugadas
• Teoría de Arrhenius
• Fuerza de ácidos
• Teoría de Brönsted y
• Fuerza de bases
Lowry
• Disociación del agua
• Teoría de Lewis
• Concepto de pH
• Pares conjugados
ácido-base
• Indicadores
Ácidos y bases Introducción
• Una de las aplicaciones de las leyes del equilibrio químico es el
estudio del comportamiento en disolución de ácidos, bases y sales.
• Ácidos y álcalis, o bases, son dos tipos de sustancias conocidas y
utilizadas desde la antigüedad. De propiedades cotrapuestas, los
ácidos y las bases se han considerado sustancias opuestas, ya que
los efectos de unos eran neutralizados por los otros.
• En un principio los ácidos conocidos eran de origen orgánico como
el vinagre o el jugo de limón. También las bases tenían una
procedencia biológica, como la orina o las cenizas.
• En la actualidad, la fabricación de ácido sulfúrico e hidróxido
sódico son la base toda industria moderna.
ÁCIDOS
• Poseen sabor ácido
• Enrojecen determinados
pigmentos vegetales de color
azul como el tornasol
•
•
•
• Reaccionan con el mármol
• Reaccionan con los metales
activos, como el cinc,
desprendiendo H2
(Boyle 1663)
Vinagre, zumo de limón …
•
BASES O ALKALIS
Poseen sabor amargo.
Producen una sensación
jabonosa al tacto.
Devuelven el color azul a
pigmentos enrojecidos
previamente por un ácido.
Contrarrestan (neutralizan)
las propiedades
características de las
disoluciones ácidas.
Lejía, jabón….
ÁCIDO + BASE  SAL + AGUA
2 HC l + Mg  MgCl2 + H2(g)
2 HCl + CaCO3  CaCl2 + CO2(g) +H2O
Sustancia
Ingrediente
Ácidos
Acido de batería
Acido sulfúrico
Agua
carbonatada
Acido carbónico
Solución para
lavado de ojos
Conservador de
alimentos
Sustancia
Ingrediente
Bases
Hidróxido de sodio
Acido bórico
Limpiador para el
drenaje
Acido benzoico
Limpiador de
ventanas
Solución de
amoniaco
Limón, lima,
tomate
Acido cítrico
Mortero y yeso
Removedor de
óxido
Acido fosfórico
Leche de magnesia
Jugo gástrico
Acido clorhídrico
Vinagre
Acido acético
Vitamina C
Acido ascórbico
Leche agria
Acido láctico
Hidróxido de calcio
Hidróxido de
magnesio
Ácidos y bases (I). Teoría de Arrhenius.
 ÁCIDO es toda sustancia que posee algún átomo de
hidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa,
dando iones H+. Por ejemplo:
H2O
HCl (g)
Cl- (aq) + H+ (aq)
Los iones H+, en disolución acuosa, se representan como la
especie H3O+ (aq), que se denomina ion hidronio.
HCl + H2O  Cl- + H3O+
 BASE es toda sustancia que contiene algún grupo
OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando
iones OH-. Por ejemplo:
NaOH (s)
H2O
Na+ (aq)
+ OH- (aq)
Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos
Indica si el siguiente electrolito, según la teoría de la disociación
electrolítica de Arrhenius, es un ácido, un álcali o una sal
H2CO3 = H+ + HCO3-
NaOH = Na+ + OH-
HCO3- = H+ + CO3-2
CaCO3 =Ca2+ + CO32-
KOH = K+ + OH-
Fe(OH)2 = Fe2++ 2OH-
HCOOH = HCOO- + H+
H2CO3= 2H+ + CO32-
NaClO= Na+ + ClO-
Al(OH)3= Al3+ + 3OH-
CH3COOH = CH3COO-+ H+
H2SO4 =H+ + HSO4-
•
El amoniaco, NH3 es una sustancia claramente básica, pero no contiene
un grupo OH que pueda ionizar y liberar.
•
Para explicar el comportamiento del amoniaco, la teoría de Arrhenius
supone que, en primer lugar, reacciona con el agua, formando hidróxido
amónico:
NH3 + H2O  NH4OH
•
El hidróxido amónico es la sustancia que se descompone liberando iones
oxidrilo:
NH4OH  NH4+ + OH-
Ácidos y bases (II).
Teoría de Brönsted y Lowry
 ÁCIDO es toda especie capaz de ceder un protón. El concepto incluye iones como el

HCO
e
3 (formado al disolver NaHCO3 en agua), ya que son capaces de ceder un protón a una
molécula de agua:
HCO3 aq  H2Oaq  CO23 aq  H3O aq
 BASE es toda especie capaz de aceptar un protón. Además de las bases típicas
(hidróxidos), hay que incluir el amoníaco, ya que, al disolverse, acepta un protón del
agua, formando el ión amonio:
NH3 aq  H2Ol
NH4 aq  OH aq
La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y
bases incluye a la de Arrhenius y la amplía
• La teoría de Brönsted-Lowry explica la basicidad del amoniaco,
NH3, sin necesidad de inventar un supuesto hidróxido amónico,
NH4OH.
• El amoniaco, en presencia de agua, acepta un protón de ella,
liberando iones hidroxilo:
NH3 + H2O  NH4+ + OH-
Ácidos y bases: teoría de Lewis
En 1923 Lewis amplió el concepto de ácido y base definiendo:
ÁCIDO
Toda especie que
acepta un par de
electrones
BASE
Toda especie que
cede un par de
electrones
Con la definición de Lewis, las reacciones ácido-base no se
restringen a los procesos de transferencia de protones.
Par ácido-base conjugados.
Para BrønstedLowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) Transferencia
protónica
ácido
ácido
base
base
Par ácido-base conjugado
Ventajas
Sustancia anfótera
(puede actuar como
ácido o como base)
* Ya no se limita a disoluciones acuosas
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq)
 Un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido-base conjugados, por
ejemplo: NH4 (ácido) / NH3 (base) o HCO3 (ácido) / CO23  (base)
Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como
ácido o como base se llaman sustancias anfóteras
como base
AHaq  H2Ol  A  aq  H3O aq
ácido
base
conjugado
como ácido
Baq  H2Ol  BH aq  OH aq
base
ácido
conjugada
• ¿Cuál es la base conjugada del ácido H2SO4?
HSO4-
SO42-
SO3-
• ¿Cuál es la base conjugada del ácido H2PO4-?
H3PO4
PO43-
HPO42-
• ¿Cuál es la base conjugada del ácido HNO3?
NO2+
NO3-
NO-
• ¿Cuál es la base conjugada del ácido HClO?
ClO+
Cl+
ClO-
• ¿Cuál es la base conjugada del ácido H2BO3-?
H3BO3
BO33-
HBO32-
• ¿Cuál es la base conjugada del ácido H3PO4?
H2PO4-
HPO42-
PO43-
• ¿Cuál es la base conjugada del ácido HBr?
HBrO-
H2Br-
Br-
Fortaleza de las especies conjugadas.
Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; y viceversa:
cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada
Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácidobase es una reacción de transferencia de protones
LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.
ESCALA DE pH.
Equilibrio de autoionización del agua
H2O (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + OH- (aq)
pH = - log
Kw = [H3O+][OH-]
Producto iónico del agua
A 25ºC, Kw = 10-14
[H3O+]
pOH = - log [OH-]
[Tomando logaritmos y cambiando el signo]
- log 10-14 = - log [H3O+] - log [OH-]
14 = pH + pOH
El valor del pH permite asignar el carácter ácido o
básico de las disoluciones
Disolución ácida
Disolución neutra
[H3O+] > [OH-]
[H3O+] = [OH-]
[H3O+] < [OH-]
[H3O+] > 10-7 mol L-1
= 10-7 mol L-1
[H3O+] < 10-7 mol L-1
pH < 7
pH = 7
pH > 7
Disolución básica
Agua pura: [H3O+] = [OH-] ;
[H3O+] = 10-7 Þ pH = 7
[OH-] = 10-7 Þ pOH = 7
DISOLUCIÓN
NEUTRA
DISOLUCIÓN
ÁCIDA
DISOLUCIÓN
BÁSICA
[H3O+] = [OH-]
pH = 7
[H3O+] > [OH-]
pH < 7
[H3O+] < [OH-]
pH > 7
ácida
7
básica
pH
d agua =1 g/cm3
1 g H2O
103 cm3
1 mol H2O
cm3
1 litro
18 g H2O
55,5 mol/litro
Fuerza de los ácidos.
 Se denominan ácidos fuertes a los ácidos que se encuentran totalmente
HCl aq   H 2Ol   Cl  aq   H 3O  aq 
disociados en disolución acuosa:
Esta reacción está tan desplazada hacia la derecha que es irreversible
Si llamamos c0 a la concentración inicial de ácido:
HA
HClO4
+ H2O

A- +
H3O+
Inicio
c0
0
0
Final
0
c0
c0
HI
HCl
HNO3
H2SO4
Fuerza de los ácidos.
• Se denominan ácidos débiles a los ácidos que se disocian sólo parcialmente en agua:
HCN (aq) + H2O (aq)

CN- (aq) + H3O+(aq)
• Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda
Si llamamos c0 a la concentración inicial de ácido:
HA
+ H2O


A-+
H3O+
Inicio
c0
0
0
Final
c0(1-α)
c0α
c0α
La constante de equilibrio, Ka, se denomina constante de acidez o de ionización.
Para un ácido cualquiera:
AH (aq) + H2O (l)
A- (aq) + H3O+ (aq)
Ka =
[A-][H3O+]
[AH]
eq
Relación entre la constante y el grado de disociación
(ionización) “”
HA
+ H2O


A-+
H3O+
Inicio
c0
0
0
Final
c0(1-α)
c0α
c0α


[ A ]  [H3O ] c  c c 2
Ka 


[HA]
c (1 -  ) 1  
En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4),
alfa se desprecia frente a 1 con lo que:
c 2
Kb 
1 
Ka

c
Ka = c a2 (o Kb = c a2 )
Kb

c
H A + H2O
Inicio
Final
equilibrio


A-
H3O+
HA
C0
0
0
C0- X
X
X
H A + H2O
Inicio
C0
Final
C0(1-α)
equilibrio


+ H 2O
A- +
H 3O +
c0
0
0
0
c0
c0
A-
H3O+
0
0
C0α
C0α

 El grado de disociación es el tanto por uno de ácido disociado (o
ionizado). Cuanto más desplazado esté el equilibrio hacia la derecha
mayor será el grado de disociación. (Principio de Le Chatelier)
 El grado de disociación de los ácidos fuertes se considera 1
(totalmente disociados)
 El grado de disociación de los ácidos débiles depende de la
concentración del ácido y de su constante de acidez.
Fuerza de los ácidos.
 Cuanto más fuerte es
el ácido mayor será Ka,
y
mayor
tendencia
tiene a formarse A El
valor
de
la
constante, Ka, es una
medida de la fuerza de
un ácido
 Como
todas
las
constantes
de
equilibrio, Ka depende
de la temperatura
Ácido
Base
conjugada
Ka
H2SO3
HSO3-
1,5.10-2
HSO4-
SO42-
1,3.10-2
CH3COOH
CH3COO-
1,8.10-5
H2CO3
HCO3-
4,3.10-7
NH4+
NH3
5,6.10-10

A- (aq) + H3O+ (aq)
AH (aq) + H2O (l)
Ka =
[A-][H3O+]
[AH]
eq
Fuerza de las bases.
Se denominan BASES FUERTES, a las bases que se encuentran totalmente
disociadas en disolución acuosa, y el ion OH- muestra gran avidez por capturar un
protón:
NaOH (s) + H2O (l)  Na+ (aq) + OH- (aq)
Se denominan BASES DÉBILES, a las bases que se disocian sólo parcialmente en
NH  aq  H O aq
agua, tras aceptar un protón de ésta: NH aq  H O 
4
2
3
3
Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda
La constante de equilibrio, Kb, se denomina constante de basicidad o de ionización;
para una base cualquiera: B (aq) + H2O (l)
BH+ (aq) + OH- (aq)
Kb =
[BH+][OH-]
[B]
eq
 Cuanto más fuerte es la base, mayor es Kb y el equilibrio se desplaza más a la derecha.
 El valor de la constante, Kb, es una medida de la fuerza de una base.
 Como todas las constantes de equilibrio, Kb depende de la temperatura.
• Un ácido será tanto más fuerte, según la teoría de Brönsted Lowry, cuanto mayor sea su capacidad para ceder protones. Una
base, por el contrario, será tanto más básica cuanta mayor facilidad
tenga para aceptar protones.
• Es posible medir la fortaleza de un ácido por el porcentaje de
ionización o el grado de ionización que presenta cuando está
disuelto en agua.
• Cuando un ácido es fuerte, al disolverse en agua se encuentra
completamente disociado. La concentración de iones hidronio será la
concentración inicial del ácido. Prácticamente no quedará ácido sin
disociar en la disolución.
• Si se trata de una base fuerte, también ella está completamente
ionizada y la concentración de iones oxidrilo coincidirá con la
concentración inicial de la base. No quedará base en la disolución.
Ácidos polipróticos.
Son aquellos ácidos que pueden ceder más de un protón
 un ejemplo es el ácido carbónico, que es un ácido diprótico
H2CO3 aq  H2Ol
HCO aq  H2Ol

3
HCO aq  H3O aq

3
2
3
CO

aq  H3O aq

Ka1 =
Ka2 =
HCO  H O 

3

3
H2CO3 
CO  H O 
HCO 
2
3
= 4,5 10-7

3

3
= 5,7 10-11
RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb CONJUGADA.
• Equilibrio de disociación de un ácido:
HA + H2O  A– + H3O+
• Reacción de la base conjugada con el agua:
A– + H2O  AH + OH–
[ A ]  [H3O  ]
Ka 
[HA]

;
[HA]  [OH ]
Kb 

[A ]
[ A ]  [H3O  ]  [HA]  [OH  ]


Ka  K b 

[
H
O
]

[
OH
]  KW
3

[HA]  [ A ]
RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb CONJUGADA.
• Por tanto conocido el valor de Kb para una base, se puede
calcular el valor de Ka de su ácido conjugado: Kw = Ka (AH)
Kb (A-)
• Y viceversa, conocida la constante de un ácido puedo
conocer la constante de su base conjugada.
• En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que
cuanto más fuerte sea un ácido más débil será su base
conjugada.
• Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil pero si un
ácido es débil su base conjugada también es débil.
• Los valores de las constantes de acidez
nos permiten predecir en qué sentido está
desplazado el equilibrio
ácido 1 + base 2 
base 1 + ácido 2
Kc
• Un equilibrio ácido-base está desplazado
en el sentido en que el ácido más fuerte,
(con mayor Ka) sea el que ceda el protón
• Si Ka (ácido1) > > Ka (ácido2)  Kc será muy grande
• Si Ka (ácido1) << Ka (ácido2)  Kc será muy pequeña
Indicadores de pH
• Son sustancias que cambian de color al
pasar de la forma ácida a la básica:
•
HIn + H2O 
forma ácida
In– + H3O+
forma básica
• El cambio de color se considera apreciable
cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–]
•
In– · H3O+
HIn
+
Ka = ——————   H3O  = Ka · ———
HIn
In–
• pH = pKa
+ log In– / HIn = pKa  1
32
33
Algunos indicadores de pH
Indicador
Color forma
ácida
Color forma
básica
Zona de viraje
(pH)
Violeta de
metilo
Amarillo
Violeta
0-2
Rojo Congo
Azul
Rojo
3-5
Rojo de metilo
Rojo
Amarillo
4-6
Tornasol
Rojo
Azul
6-8
Incoloro
Rosa
8-10
Fenolftaleína
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