Este documento describe las características de los ácidos y bases, así como las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre la naturaleza de los ácidos y bases. Explica conceptos clave como el pH, pKa, electrolitos fuertes y débiles, y ácidos polipróticos. Además, presenta ejemplos para ilustrar estos conceptos fundamentales de la química de soluciones acuosas.

1. Ácido-Base
1

2. 2
Características
ÁCIDOS: BASES:
 Tienen sabor agrio.  Tiene sabor amargo.
 Son corrosivos para la  Suaves al tacto pero
piel. corrosivos con la piel.
 Enrojecen ciertos  Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales. colorantes vegetales.
 Disuelven sustancias  Precipitan sustancias
 Atacan a los metales disueltas por ácidos.
desprendiendo H2.  Disuelven grasas.
 Pierden sus  Pierden sus
propiedades al propiedades al
reaccionar con bases. reaccionar con ácidos.

3. 3
Definición de Arrhenius
 Publica en 1887 su teoría de
“disociación iónica”.
iónica”
 Hay sustancias (electrolitos) que en
disolución se disocian en cationes y
aniones.
 ÁCIDO: Sustancia que en disolución
acuosa disocia cationes H+.
 BASE: Sustancia que en disolución acuosa
disocia aniones OH–.

4. 4
Disociación
 ÁCIDOS:
 AH (en disolución acuosa) → A– + H+
 Ejemplos:
 HCl (en disolución acuosa) → Cl– + H+
 H SO (en disolución acuosa) →SO 2– + 2 H+
2 4 4
 BASES:
 BOH (en disolución acuosa) → B + + OH–
 Ejemplo:
 NaOH (en disolución acuosa) → Na+ + OH–

5. 5
Neutralización
 Seproduce al reaccionar un ácido con
una base por formación de agua:
 H+ + OH– —→ H2O
 Elanión que se disoció del ácido y el
catión que se disoció de la base quedan
en disolución inalterados (sal disociada):
 NaOH +HCl —→ H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

6. 6
Teoría de Brönsted-Lowry.
 ÁCIDOS:
 “Sustancia que en disolución cede H+”.
 BASES:
 “Sustancia que en disolución acepta H+”.

7. 7
Par Ácido/base conjugado
 Siempre que una sustancia se
comporta como ácido (cede H+) hay
otra que se comporta como base
(captura dichos H+).
 Cuando un ácido pierde H+ se
convierte en su “base conjugada” y
cuando una base captura H+ se
– H+
convierte en su “ácido conjugado”. –)
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A
+ H+
+ H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)
– H+

8. 8
Ejemplo de par Ácido/base
conjugado
Disociación de un ácido:
 HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)
 En este caso el H2O actúa como base y el
HCl al perder el H+ se transforma en Cl–
(base conjugada)
Disociación de una base:
 NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH–
 En este caso el H2O actúa como ácido
pues cede H+ al NH3 que se transforma en
NH4+ (ácido conjugado)

9. 9
Teoría de Lewis ( )
ÁCIDOS:
 “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aceptar un par de electrones y
formar un enlace covalente coordinado”.
BASES:
 “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones para
formar un enlace covalente coordinado”.

10. 10
Teoría de Lewis (Ejemplos)
 HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)
En este caso el HCl es un ácido porque contiene
un átomo (de H) que al disociarse y quedar
como H+ va a aceptar un par de electrones del
H2O formando un enlace covalente coordinado
(H3O+).
 NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH–
En este caso el NH3 es una base porque contiene
un átomo (de N) capaz de aportar un par de
electrones en la formación del enlace covalente
coordinado (NH4+).

11. 11
Teoría de Lewis (cont.)
 De esta manera, sustancias que no tienen
átomos de hidrógeno, como el AlCl3
pueden actuar como ácidos:
 AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3
 Cl H Cl H
| | | |
Cl–Al + : N–H → Cl–Al←N–H
| | | |
Cl H Cl H

12. 12
Equilibrio de ionización del agua.
 La experiencia demuestra que el agua
tiene una pequeña conductividad
eléctrica lo que indica que está
parcialmente disociado en iones:
 2 H2O (l)  H3O+(ac) + OH– (ac)
 [H3O+] · [OH–]
Kc = ——————
[H2O]2
 Como [H2O] es constante por tratarse de
un líquido, llamaremos Kw = Kc · [H2O]2
Kw = [H3O + ] × [OH - ]
 conocido como “producto iónico del

13. 13
Concepto de pH.
 El valor de dicho producto iónico del agua es:
KW (25ºC) = 10–14 M2
 En el caso del agua pura:
 ———–
[H3O ] = [OH ] = √ 10 M2 = 10–7 M
+ – –14
 Se denomina pH a:
 Y para el caso de agua pura, como [H3O+]=10–7
pH = − log [H3 O+ ]
M:
 pH = – log 10–7 = 7

14. 14
Tipos de disoluciones
 Ácidas: [H3O+] > 10–7 M ⇒ pH < 7
 Básicas: [H3O+] < 10–7 M ⇒ pH > 7
 Neutras: [H3O+] = 10–7 M ⇒ pH = 7
 En todos los casos: Kw = [H3O+] · [OH–]
 luego si [H3O+] aumenta (disociación de un
ácido), entonces [OH–] debe disminuir
para que el producto de ambas
concentraciones continúe valiendo 10–14
M2

15. 15
Gráfica de pH en sustancias
comunes
ÁCIDO BÁSICO
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Zumo de Leche Agua mar
limón Cerveza Sangre Amoniaco
Agua destilada

16. 16
Concepto de pOH.
A veces se usa este otro concepto, casi idéntico
al de pH:
pOH = − log [OH− ]
 Como Kw = [H3O ] · [OH ] = 10 M2
+ – –14
 Aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos:
 pH + pOH = 14
 para una temperatura de 25ºC.

17. Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es
17
12,6. ¿Cual será la [OH–] y el pOH a la
temperatura de 25ºC?
 pH = – log [H3O+] = 12,6, de donde se deduce
que: [H3O+] = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M
 Como Kw = [H3O+] · [OH–] = 10–14 M2
 entonces:
 KW 10–14 M2
[OH–] = ——— = —————— = 0,04 M
[H3O+] 2,5 · 10–13 M
 pOH = – log [OH–] = – log 0,04 M = 1,4
 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 =
14

18. Problema de
Problema de
Selectividad
Selectividad Ejercicio A: Una disolución de ácido sulfú-rico
18
(Marzo 97)
(Marzo 97) tiene una densidad de 1,2 g/ml y una riqueza del
20 % en peso. a) Calcule su concentración
expresada en moles/litro y en gramos/litro. b)
Calcule el pH de una disolución preparada
diluyendo mil veces la anterior.
a) ms ms
% = —— x 100 = ——— x 100 ⇒
mdn Vdn x d
ms %xd 20 x 1,2 g
conc (g/L) = —— = —— = ————— = 240 g/
Vdn 100 10–3 L x 100
ns ms conc(g/L) 240 g/L
Molaridad = —— = ——— = ———— =
————
Vdn Vdn x Ms Ms 98 g/mol
Molaridad = 2,45 mol/L
+ –3

19. 19
Electrolitos fuertes y débiles
 Electrolitos fuertes: (→ )
Están totalmente disociados
 Ejemplos: HCl (ac) → Cl– + H+
NaOH (ac) → Na+ + OH–
 Electrolitos débiles: ( )
Están disociados parcialmente
 Ejemplos: CH –COOH (ac)  CH –COO– + H+
3 3
NH3 (ac)+ H2O  NH4+ + OH–

20. 20
Electrolitos fuertes y débiles
Ácido fuerte Ácido débil
[HA] [A–] [H+] [HA] [HA]
[A–] [H+]

21. Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3–
21
actúa como ácido frente al NaOH y como
base frente al HCl.
 El NaOH proporciona OH– a la disolución:
 NaOH (ac) → Na+ + OH–
 por lo que HCO3– + OH–  CO32– + H2O
 es decir, el ión HCO3– actúa como ácido.
 El HCl proporciona H+ a la disolución:
 HCl (ac) → H+ + Cl–
 por lo que HCO3– + H+  H2CO3 (CO2 + H2O)
 es decir, el ión HCO3– actúa como base.
base

22. 22
Fuerza de ácidos.
 En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≈
constante) la fuerza de un ácido HA depende de
la constante de equilibrio:
 HA + H2O  A– + H3O+
[A–] · [H3O+] [A–] · [H3O+]
Kc = —————— ⇒ Kc · [H2O] = ——————
[HA] · [H2O] [HA]
[ A − ] × [ H3O + ] constante de
K C × [ H 2O ] = = K a ⇐ disociación
[HA] (K acidez)

23. 23
Fuerza de ácidos (cont.).
 Según el valor de Ka hablaremos de ácidos
fuertes o débiles:
 Si Ka > 100 ⇒ El ácido es fuerte y estará disociado
casi en su totalidad.
 Si Ka < 1 ⇒ El ácido es débil y estará sólo
parcialmente disociado.
 Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un
ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M

24. 24
Ácidos polipróticos
 Son aquellos que pueden ceder más de un H+. Por
ejemplo el H2CO3 es diprótico.
 Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie:
 H2CO3 + H2O  HCO3– + H3O+
 HCO3– + H2O  CO32– + H3O+
 [HCO3– ] · [H3O+] [CO32– ] · [H3O+]
Ka1 = ———————— Ka2 = ———————
[H2CO3] [HCO3– ]
K
a1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M
 La constantes sucesivas siempre van
disminuyendo.

25. Ejemplo: Sabiendo que las constantes de acidez
25
del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10–3, Ka2 = 6,2 x 10–8
y Ka3 = 2,2 x 10–13, calcular las concentraciones de los
iones H3O+, H2PO4–, HPO42– y PO43– en una disolución
de H3PO4 0,08 M.
Equilibrio 1: H3PO4 + H2O  H2PO4– + H3O+
c. in.(mol/l): 0,08 0 0
c. eq.(mol/l): 0,08 – x x x
[H2 PO4 ] × [H3O + ]
−
x2
K a1 = = = 7,5 × 10 −3 M
[H3 PO4 ] 0,08 − x
⇒ x = 0,021
[H2 PO4 ] = [H3O + ] = 0,021 M
−

26. 26
Equilibrio 2: H2PO4– + H2O  HPO42– + H3O+
c. in.(mol/l): 0,021 0 0,021
c. eq.(mol/l): 0,021 – y y 0,021 +
y
[HPO4 − ] × [H3O + ] y × (0,021 + y ) 0,021y
2
Ka2 = −
= ; = 6,2 × 10−8 M
[H2 PO4 ] 0,021 − y 0,021
⇒ y = 6,2 x 10–8 M
[HPO4 − ] = 6,2 × 10 −8 M
2
Equilibrio 3: HPO42– + H2O  PO43– + H3O+
c. in.(mol/l): 6,2 x 10–8 0 0,021
c. eq.(mol/l): 6,2 x 10–8– z z 0,021 + z
[H3 PO4 ] × [H3O + ] z × (0,021 + z ) 0,021 z
K ⇒=z = 6,5 x 210–19 M
a2 = ; = 2,2 × 10 −13 M
[HPO4 − ] 6,2 × 10 −8 − z 6,2 × 10 −8
[PO4 − ] = 6,5 × 10 −19 M
3

27. 27
Fuerza de bases.
 En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≈
constante) la fuerza de una base BOH depende
de la constante de equilibrio:
 B + H2O  BH+ + OH–
 [BH+] x [OH–] [BH+] x [OH–]
Kc = —————— ⇒ Kc x [H2O] = ——————
[B] x [H2O] [B]
[BH + ] × [OH − ]
KC × [H 2 O ] = = Kb ⇐ (K basicidad)
[B ]

28. 28
Fuerza de ácidos y bases (pK)
 Al igual que el pH se denomina pK a:
 pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb
 Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb
mayor es la fuerza del ácido o de la base.
 Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o
pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.

29. Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una
29
disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb
(25ºC) = 1,8 · 10–5 M
 Equilibrio: NH3 + H2O  NH4+ + OH–
 conc. in.(mol/l): 0,2 0 0
 conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x
 [NH4+] x [OH–] x2
Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M
[NH3] 0,2 – x
 De donde se deduce que x = [OH–] = 1,9 x 10–3
M
 pOH = – log [OH–] = – log 1,9 x 10–3 = 2,72
 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

30. 30
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  HA + OH–
 [A–] x [H3O+] [HA] x
[OH ] –
Ka = —————— ; Kb = ——————
[HA] [A–]
 [A–] x [H3O+] x [HA] x [OH–]
Ka x Kb = ———————————— = KW
[HA] x [A–]

31. 31
Relación entre Ka y Kb
conjugada (cont.).
 En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW)
significa que:
 Si un ácido es fuerte su base conjugada
es débil.
 Si un ácido es débil su base conjugada es
fuerte.
 A la constante del ácido o base
conjugada en la reacción con el agua se
le suele llamar constante de hidrólisis (Kh).

32. 32
Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos
que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M.
 El HCN es un ácido débil (constante muy
pequeña). Por tanto, su base conjugada,
el CN–, será una base relativamente
fuerte. Su reacción con el agua será:
 CN– + H2O  HCN + OH–
 KW 10–14 M2
Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5
M
Ka 4,9 x 10–10 M

33. Relación entre la constante33
y el grado de disociación “α”
 En la disociación de un ácido o una base
[ A− ] × [H3O + ] cα × cα cα 2
Ka = = =
 Igualmente: [HA] c (1 - α ) 1 − α
cα 2
Kb =
 En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c
1− α
o Kb/c < 10–4), α se desprecia frente a 1 con lo
que: Ka = c α2 (Kb = c α2 )
 De donde:
Ka Kb
α= α=
c c

34. Problema de tiene un de pH
Problema de de 5,6. a) Razone si el ácido y su
Selectividad
Selectividad base conjugada
34
(Marzo 98)
serán fuertes o débiles. b) Calcule la
(Marzo 98)
constante de disociación del ácido (Ka). c) Cal-cule, si
es posible, la constante de basicidad del ion borato
(Kb). d) Si 100 ml de esta disolución de HBO2 se
mezclan con 100 ml de una disolución 10-2 M de
hidróxido sódico, ¿qué concentración de la base
conjugada se obtendrá?
a) [H3O+] = 10–pH = 10–5,6 = 2,51 x 10–6 M
α =[H3O+]/c = 2,51 x 10–6 M/ 10-2 M = 2,51 x10–4
lo que significa que está disociado en un 0,025 %
luego se trata de un ácido débil. Su base
conjugada, BO2–, será pues, relativamente fuerte.
b) Ka = c x α2 = 10-2 M x(2,51 x 10–4)2 = 6,3 x 10–10
c) Kb = Kw/Ka = 10–14/ 6,3 x 10–10 = 1,58 x 10–5
d) Se neutralizan exactamente: [BO2–] = 5 x 10–3 M

35. Problema matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya
Problema
Selectividad 35
concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido
Selectividad
(Junio 98)
(Junio 98)
etanoico (acético) de concentración 0,05 M
a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué
cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida
para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo?
Dato: Ka (ácido etanoico) = 1,8 x 10-5
a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente
disociado,
por lo que [H3O+] = 0,05 M
pH = –log [H3O+] = –log 0,05 = 1,30
CH3COOH es ácido débil por lo que:
Ka 1,8 ·10-5 M
α = —— = ————— = 0,019
c 0,05 M
[H3O+] = c α = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10-4 M
pH = –log [H3O+] = –log 9,5 x 10-4 = 3,0

36. Problema matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl cuya
Problema
Selectividad
Selectividad
36
(Junio 98) concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido
(Junio 98)
etanoico (acético) de concentración 0,05 M
a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué
cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida
para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo?
Dato: Ka (ácido etanoico) = 1,8 x 10-5
b) n (H3O+) en HCl = V x Molaridad = 0,015 l x 0,05 M =
= 7,5 x 10-4 mol.
Para que el pH sea 3,0 [H3O+] = 10-3 M que será
también la [HCl] ya que está totalmente disociado.
El volumen en el que deberán estar disueltos estos
moles es:
V = n/Molaridad = 7,5 x 10-4 mol/ 10-3 mol·l-1 = 0,75 litros
Luego habrá que añadir (0,75 – 0,015) litros = 735 ml

37. 37
Hidrólisis de sales
 Esla reacción de los iones de una sal con el
agua.
 Sólo 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–

38. 38
Tiposprocedan el catión y el anión de un ácido o una
 Según
de hidrólisis.
base fuerte o débil, las sales se clasifican en:
 Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
 Ejemplo: NaCl
 Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
 Ejemplo: NaCN
 Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
 Ejemplo: NH4Cl
 Sales procedentes de ácido débil y base débil.
 Ejemplo: NH4CN

39. 39
Sales procedentes de ácido
fuerte y base fuerte.
 Ejemplo: NaCl
 NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+
que es un ácido muy débil como el Cl– que es
una base muy débil apenas reaccionan con
agua. Es decir los equilibrios:
 Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+
 Cl– + H2O HCl + OH–
 están muy desplazado hacia la izquierda.

40. 40
Sales procedentes de ácido
débil y base fuerte.
 Ejemplo: Na+CH3–COO–
 SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+
es un ácido muy débil y apenas reacciona
con agua, pero el
CH3–COO– es una base fuerte y si reacciona
con ésta de forma significativa:
 CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH–
 lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).

41. 41
Sales procedentes de ácido
fuerte y base débil.
 Ejemplo: NH4Cl
 SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el
NH4+ es un ácido relativamente fuerte y
reacciona con agua mientras que el Cl–
es una base débil y no lo hace de forma
significativa:
 NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
 lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).

42. 42
Sales procedentes de ácido
débil y base débil.
 Ejemplo: NH4CN
 En este caso tanto el catión NH4+ como el
anión CN– se hidrolizan y la disolución será
ácida o básica según qué ion se hidrolice
en mayor grado.
 Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M y
Ka(NH4+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la
disolución es básica ya que Kb(CN–) es
mayor que Ka(NH4+)

43. Ejemplo: Sabiendo que43Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M,
calcular el pH y el grado de hidrólisis de una
disolución acuosa de NaCN 0,01 M.
 Lareacción de hidrólisis será:
 CN– + H2O  HCN + OH–
 [HCN] · [OH–] KW
Kh(CN–) = —————— = ——————
=
[CN–] 4,0 · 10–10 M
 1 · 10–14 M2
Kh(CN–) = —————— = 2,5 · 10–5 M
4,0 · 10–10 M

44. Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M,
44
calcular el pH y el grado de hidrólisis de una
disolución acuosa de NaCN 0,01 M.
 CN– + H2O  HCN + OH–
 Conc inin. (M) 0,01 0 0
 Conc equil. (M) 0,01(1–α) 0,01 α 0,01 α
 [HCN] x [OH–] (0,01 α)2 M2
2,5 · 10–5 M = —————— = ——————
[CN–] 0,01(1–α) M
 Despreciando α frente a 1, se obtiene que α
= 0,05
 KW 10–14 M2
[H3O+] = ——— = —————— = 2,0 x 10–11 M
[OH–] 0,01 M x 0,05
 pH = – log [H3O+] = – log 2,0 x 10–11 M = 10,7

45. Problema de
Problema de
Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios
Selectividadcorrespondientes,
Selectividad si los pH de las disoluciones que se
45
(Septiembre 98)
relacionan seguidamente son ácidos, básicos o
(Septiembre 98)
neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico
0,01 M; c) Sulfato amónico
0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
a) Acetato potásico: pH básico, ya que
básico
CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH–
por ser el ác. acetico débil, mientras que el
K+ no reacciona con agua por ser el KOH
base fuerte.
b) nitrato sódico: pH neutro, ya que ni el anión
neutro
NO3 ni el catión Na+ reaccionan con agua
–
por proceder el primero del HNO3 y del
NaOH el segundo, ambos electrolitos
fuertes.

46. Problema de
Problema de
Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios
Selectividadcorrespondientes,
Selectividad si los pH de las disoluciones que se
46
(Septiembre 98)
relacionan seguidamente son ácidos, básicos o
(Septiembre 98)
neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico
0,01 M; c) Sulfato amónico
0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
c) Sulfato amónico: pH ácido, ya que
ácido
NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
por ser el amoniaco débil, mientras que el
SO42– no reacciona con agua por ser el H2SO4
ácido fuerte.
d) hidróxido de bario: pH básico pues se trata
de una base fuerte (los hidróxidos de los
metales alcalinos y alcalino-térreos son bases
bastantes fuertes)

47. 47
Disoluciones amortiguadoras
(tampón)
 Son capaces de mantener el pH después de
añadir pequeñas cantidades tanto de ácido
como de base. Están formadas por:
 Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido
débil con catión neutro:
 Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
 Disolucionesde base débil + sal de dicha base
débil con anión neutro:
 Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.

48. 48
Variación del pH al añadir pequeñas
cantidades de NaOH o HCl
© Ed. Santillana

49. Ejemplo: Calcular el pH de una disolución
49
tampón formada por una concentración
0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato
de sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M.
 El
acetato está totalmente disociado:
 CH3–COONa → CH3–COO– + Na+
 Elácido acético se encuentra en equilibrio con
su base conjugada (acetato):
 H2O + CH3–COOH  CH3–COO– + H3O+
 cin (M) 0,2 0,2 0
 ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x

50. Ejemplo: Calcular el pH de una disolución
50
tampón formada por una concentración
0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato
de sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M
 [CH3–COO– ] · [H3O+] (0,2+x) · x
M2
1,8 · 10–5 M = ————————— = ——————
[CH3–COOH] (0,2 – x) M
 De donde se deduce que:
 x = [H3O+] = 1,8 · 10–5 M
 pH = – log [H3O+] = 4,74

51. Indicadores de pH
53
(ácido- base)
 Son sustancias que cambian de color al pasar
de la forma ácida a la básica:
 HIn + H2O  In– + H3O+
forma ácida 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 = pK + log [In–] / [HIn] = pK ± 1
a a

52. 54
Algunos indicadores de pH
Color forma Color forma Zona de
Indicador
ácida básica viraje (pH)
Violeta de
Amarillo Violeta 0-2
metilo
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de
Rojo Amarillo 4-6
metilo
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

53. 55
Valoraciones ácido-base
 Valorares medir la
concentración de un
determinado ácido o
base a partir del análisis
volumétrico de la base o
ácido utilizado en la
reacción de
neutralización.

54. 56
Gráfica de valoración de
vinagre con NaOH
pH
12
10
8 Zona de viraje fenolftaleína
6
4
2
20 40 60 V NaOH(ml)

55. 57
Valoraciones ácido-base.
 La neutralización de un ácido/base con una
base/ácido de concentración conocida se
consigue cuando n(OH–) = n(H3O+).
 La reacción de neutralización puede escribirse:
b HaA + a B(OH)b → BaAb + a·b H2O
 En realidad, la sal BaAb (aBb+ + bAa–) se encuentra
disociada, por lo que la única reacción es:
H3O+ + OH– → 2 H2O
n(ácido) x a = n(base) x b

56. Simulación 58
Valoraciones ácido-base
 Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b
 Todavía se usa mucho la concentración
expresada como Normalidad:
 Normalidad = Molaridad x n (H u OH)
 Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
 En el caso de sales procedentes de ácido o
base débiles debe utilizarse un indicador que
vire al pH de la sal resultante de la
neutralización.

57. Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se
59
neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de
Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?
Vídeo 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O
 25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x Mácido x 2
 De donde:
 25 ml x 2 M x 3
Mácido = ——————— = 0,75 M
100 ml x 2
 [H2SO4] = 0,75 M
 Vácido x Nácido = Vbas x Nbase (Nbase= 3 x Mbase)
 100 ml x Nácido = 25 ml x 6 N
 Nácido = 1,5 N ⇒ Mácido= Nácido/2 = 0,75 M

58. Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se
60
neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de
Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?
 Podríamos haber calculado n(H2SO4) a partir del
cálculo estequiométrico, pues conocemos
n(Al(OH)3 = V· M = 25 ml · 2 M = 50 mmoles
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O
3 mol H2SO4 2 mol Al(OH)3
————— = ——————
n(H2SO4) 50 mmoles
 n(H2SO4) = 75 mmol
 n (H2SO4) 75 mmol
[H2SO4] = ————— = ———— = 0,75 M
V(H2SO4) 100 ml