1. EQUILIBRIO EN SOLUCIONES ACUOSAS
Equilibrio iònico del agua
En el agua se cumple el siguiente equilibrio :
H2O (l) ↔ H+ (ac) + OH- (ac)
Para este equilibrio Kc= [H+].[OH-] ya que la concentración del agua es constante. En
este caso la constante de equilibrio recibe el nombre de constante de disociación iónica
del agua y se representa Kw.
Kw = [H+].[OH-] = 1 x 10 -14 a 25ºC
El valor de la constante Kw caracteriza no solo al agua pura sino también las soluciones
acuosas.
En el agua pura [H+] = [OH-] , por lo que el agua pura no es ácida ni básica o sea es
neutra. En las soluciones acuosas ácidas o básicas [H+] ≠ [OH-] pero en todos los casos
se cumple que [H+].[OH-] = 1x 10 -14
Para una solución ácida [H+] > 1 x 10 -7 y [OH-] < 1x 10 -7
Para una solución básica [H+] < 1 x 10 -7 y [OH-] > 1x 10 -7
Escala de pH: Se define pH como pH = -log [H+]
Como en el agua pura [H+] = [ OH-] = 1 x 10 -7 entonces pH = -log 1 x 10 -7 = 7
Por lo tanto 0 --------- 7 ---------- 14
Ácido básico
Algunos valores de pH
Jugo gástrico 1-2
Jugo de limón 2,1
Vinagre 2,2
Jugo de naranja 2,8
Vino 3,5
Jugo de tomate 4,2
Saliva 6,5
Leche 6,8
Sangre 7,4
Agua de mar 8,2
Jabón 10
Sol. De amoníaco 12
De forma análoga a la definición de pH se define pOH como pOH = -log [OH-]
A partir de la constante iónica del agua y realizando algunas operaciones matemáticas
se llega a que
pH + pOH = 14
Ácidos fuertes y ácidos débiles:
Ácidos fuertes son aquellos que están totalmente disociados, o sea que en solución
acuosa no se encuentran moléculas del ácido sino iones del mismo. Por ejemplo :

2. HCl (ac) → H+ (ac) + Cl- (ac)
HNO3 (ac) → H+ (ac) + NO3- (ac)
Ácidos débiles son aquellos que están parcialmente disociados en iones, o sea que se
encuentran parte como moléculas y parte como iones. Se genera un equilibrio llamado
equilibrio de disociación ácida
HF (ac) ↔ H+ (ac) + F- (ac)
HCN (ac) ↔ H+ (ac) + CN- (ac)
CH3COOH (ac) ↔ H+ (ac) + CH3COO-(ac)
En cada caso la constante de equilibrio se denomina constante de disociación ácida y
tiene un valor característico para cada ácido.
Ka = [H+].[F-] = 6,8 x 10 -4
[HF]
Ka = [H+].[CN-] = 4,9 x 10 -10
[HCN]
Ka = [H+].[CH3COO-] = 1,8 x 10 -5
[CH3COOH]
Dado que la disociación es completa en un ácido fuerte entonces [H+] = M ácido
Para los ácidos débiles, sin embargo la cantidad de iones H+ presentes en la solución
depende de la constante de disociación ácida, además de la concentración molar del
mismo.
En general para un ácido débil monoprótico [H+] = √ Ka.Mácido
Porcentaje de disociación de un ácido débil, es la relación entre el número de moles
disociados y el número total de moles del ácido x 100
% d = [H+] x 100
Mác
El porcentaje de disociación de un ácido débil depende de la concentración inicial del
ácido.
Bases fuertes y bases débiles:
De la misma forma que hay ácidos fuertes y débiles también hay bases fuertes y débiles.
El hidróxido de sodio NaOH, es una base fuerte, totalmente disociada
NaOH (ac) → Na+ (ac) + OH- (ac)
Para calcular el pH, primero debemos calcular el pOH dado que al disociarse la base
fuerte libera OH-
pOH = -log[OH-] donde [OH-] = M base

3. como las escalas se refieren siempre a pH, nos interesa el pH de soluciones de bases y
para eso pH + pOH = 14
De forma análoga a los ácidos débiles existen las base débiles, que presentan un
equilibrio de disociación básica y una constante de disociación Kb
De la misma forma que para ácidos débiles, para las bases débiles se calcula la
concentración de OH- como
[OH-] = √ Kb.M base
Calculamos pOH = -log [OH-] y luego pH = 14 – pOH
Soluciones Amortiguadoras :
(Se las denomina también Buffer, reguladoras o tampones)
Son soluciones que admiten el agregado de pequeñas cantidades de ácido o base fuerte
sin que se modifique prácticamente el valor del pH.
Se preparan mezclando dos soluciones, una de ácido o base débil y otra de una sal de
ese ácido o base.
Por ejemplo ácido acético con acetato de sodio o solución de amoníaco con cloruro
de amonio.
El efecto amortiguador se debe a la presencia de un equilibrio y el ión común.
Para calcular el pH de una solución amortiguadora, si se trata de un ácido con su sal
HA (ac) ↔ H+(ac) + A-(ac)
NaA (ac) → Na+(ac) + A-(ac)
Para el ácido débil Ka = [H+].[A-] y despejando [H+] = Ka [HA]
[HA] [A-]
Como la sal está totalmente disociada, la concentración de A- es prácticamente la
misma que la de la sal y podemos despreciar la concentración de A- que aporta el ácido
porque está parcialmente disociado y además por el efecto del ión común el equilibrio
está desplazado hacia la izquierda. Entonces queda
[H+] = Ka Mácido
Msal
Para una solución amortiguadora formada por una base débil con su sal y razonando de
manera similar queda que :
[OH-] = Kb Mbase
Msal
La capacidad del buffer para amortiguar está relacionado con las concentraciones de las
soluciones que componen el sistema. En general si las concentraciones de ácido y sal
son iguales el par amortiguará por igual frente a un ácido y frente a una base.
Teoría ácido-base de Brönsted-Lowry
Un ácido es aquella sustancia que es capaz de ceder un H+ .

4. Una base es aquella sustancia capaz de aceptar un H+ . Es una teoría más amplia ya que
no está restringida a soluciones acuosas como la teoría de Arrhenius.
En este caso la neutralización consiste en la transferencia de protones del ácido a la base
y por lo tanto siempre existen pares conjugados de ácidos y bases.
CH3COOH + H2O → H3O+ + CH3COO-
Ácido base ácido base
NH3 + H2O → NH4+ + OH-
Base ácido ácido base
Las sustancias que como el agua pueden actuar como ácidos y como bases se
denominan anfopróticas o anfóteras