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Departamento de Ciencias y Tecnología
Subsector: Química
Profesor: Carlos Donoso E.
Nivel: 2° año Medio
Año: MMXIII
Guía de Apoyo nº4 Reacciones Acido-Base
Objetivos:
- Distinguir los conceptos de ácido-base en las teorías de Arrhenius y de Brönsted-Lowry, y
reconocer las limitaciones de la teoría de Arrhenius.
- Identificar razonadamente los pares conjugados en las diferentes reacciones ácido-base.
- Entender la complementariedad de los conceptos de ácido y base en la teoría de Brönsted-Lowry,
así como el carácter relativo de estos conceptos.
- Comprender el significado de los términos fuerte y débil aplicados a los ácidos y a las bases y
proponer distintos ejemplos de unos y otros.
- Comprender la autoionización del agua y utilizarla como referencia para diferenciar las
disoluciones ácidas, básicas y neutras.
- Conocer los conceptos de pH y de pOH y calcular su valor en las disoluciones de ácidos y bases,
fuertes.
- Comprender el comportamiento de los indicadores en presencia de un ácido o de una base e
interpretar el significado de su intervalo de viraje.
Ácidos y bases
Desde la antigüedad se conocen diversas sustancias de especiales características y
de gran interés práctico que hoy denominamos ácidos y bases.
Dichas características incluyen propiedades peculiares de sabor, tacto, cambios de color
de determinadas sustancias, capacidad para realizar ciertas reacciones.
A finales del siglo XIX y a principios del siglo XX se formularon las grandes teorías acerca
de la naturaleza y el comportamiento de los ácidos y las bases; éstas son las teorías de
Arrhenius, de Brönsted-Lowry y de Lewis.
Teorías de Arrhenius
En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (1859-1927) presentó su teoría de
la disociación iónica, según la cual, muchas sustancias en disolución acuosa
experimentan una ruptura o disociación en iones positivos y negativos. Así, las sales,
como el cloruro de sodio, bromuro de calcio, nitrato de potasio o sulfato de cesio, se
disocian de esta forma
NaCl  Na  Cl
H2O
 KNO3  K   NO3 
H2O

CaBr2  Ca2  2Br 
H2O
 Cs2SO4  Cs2  SO42
H2O

Esta disociación iónica, o disociación electrolítica, justifica la conductividad eléctrica
de las disoluciones acuosas de muchas sustancias que reciben el nombre de
electrólitos.
Dentro de esta teoría, Arrhenius formuló las siguientes definiciones para los ácidos y las
bases.
Ácido: es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de
iones hidrógeno, H +.

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Base: es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones
hidróxido, OH -.
Ejemplos:
HCl  H  Cl
H2O
 H2SO4  2H  SO42
H2O

NaOH  Na  OH
H2O
 Ca(OH)2  Ca2  2OH
H2O

En general, podemos representar el comportamiento de un ácido y una base de
Arrhenius, de la siguiente manera
Ácido: HA  H  A  y una Base:
H2O
 BOH  B  OH
H2O

La reacción de neutralización tiene lugar cuando un ácido reacciona
completamente con una base produciéndose una sal y agua.
HCl  NaOH  NaCl  H2O
H2O

H2SO4  2KOH  K 2SO4  H2O
H2O

En general, podemos escribir
HA  BOH  BA  H2O
H2O

La teoría de Arrhenius, aunque constituyó un indudable avance, tiene importantes
limitaciones, ya que reduce y restringe excesivamente los conceptos de ácido y base.
Según ésta teoría, los conceptos de ácido y base dependen de la presencia del agua como
disolvente. Sin embargo, se conocen abundantes sustancias que se comportan como
ácidos y bases en ausencia de agua como disolvente. Además, hay sustancias que tienen
carácter ácido a pesar de no poseer hidrógeno en su molécula, como sucede con los
óxidos ácidos (CO2, SO3, Cl2O5,…). Junto con esto, existen muchas sustancias que tienen
carácter básico sin contener iones OH—, como el amoníaco, NH3, o ciertas sales, como
Na2CO3 y NaHCO3.
Teoría de Brönsted-Lowry
En 1923, el danés J. N. Brönsted (1879-1947) y el inglés T. M. Lowry (1874-1936)
propusieron, independientemente, una teoría acerca de los ácidos y las bases que
ampliaba notablemente los conceptos expuestos por Arrhenius.
Según esta teoría:
Ácido: es toda especie química, molecular o iónica, capaz de ceder un ión H +, es
decir, un protón, a otra sustancia.
Base: es toda especie química, molecular o iónica, capaz de recibir un ion H + de otra
sustancia
Los conceptos de ácido y base son complementarios. El ácido sólo actúa como dador de
protones en presencia de alguna sustancia capaz de aceptarlos, es decir, la base. A su

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vez, la base sólo puede aceptar algún protón si reacciona con un ácido que se lo
transfiera.
Así
Por lo tanto
La reacción acido-base consiste en la transferencia de un protón H+ desde un ácido
a una base.
En principio, podemos considerar las reacciones ácido-base como equilibrios en los que
las sustancias formadas pueden también transferir un H+ entre ellas. En general,
expresado como un equilibrio la reacción acido-base, tiene la siguiente forma
Un par conjugado lo constituyen un ácido y su base conjugada, o bien, una base y su
ácido conjugado. Otra forma de notarlos es designando a cada pareja con el mismo
subíndice numérico

Ácido1  Base2  Ácido2  Base1

Estas reacciones ácido-base se definen en la teoría de Brönsted-Lowry como reacciones
de neutralización.
La 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.
Comparación con las definiciones de Arrhenius
Las definiciones de ácido y base dadas por Brönsted y Lowry son más amplias que
las de Arrhenius. En efecto:
- Las definiciones de Brönsted-Lowry no se limitan a las disoluciones acuosas y son
válidas para cualquier disolvente.
- Aunque la definición de ácido puede considerarse casi análoga en las dos teorías,
la definición de Brönsted y Lowry para las bases permite incluir como tales

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sustancias que no lo eran para Arrhenius, como NH 3, CO32-, HCO3 -, S2-, CH3NH2,
etc.
- El NaOH, y en general los hidróxidos, son propiamente bases de Brönsted-Lowry,
como lo eran para Arrhenius, ya que aunque no pueden recibir un protón, se
disocian y producen el ion OH— , que es capaz de aceptar ese protón formando
H2O. Es decir

OH  H3O   2H2O

Autoionización del Agua
Se ha comprobado que el agua pura presenta una ligera conductividad eléctrica,
indicio de que en ella existen iones en alguna cantidad, por pequeña que sea. En efecto,
el agua experimenta un ligero proceso de autoionización en que unas moléculas de H2O
transfieren un H+ a otras, produciéndose una reacción ácido-base:

H2O(l)  H2O(l)  H3O(ac)  OH(ac)

o en forma más resumida

H2O(l)  H3O(ac)  OH(ac)

De esta forma, la constante de equilibrio, que llamaremos, producto iónico del agua,
Kw, se representará por
K w  H3O  OH 
  
o en forma más general
K w  H  OH 
  
Su valor, a 25°C, es 10-14.
Fuerza de los ácidos y de las bases
La tendencia de los ácidos a ceder protones es muy variable. Por ejemplo, el ácido
clorhídrico, HCl, un electrólito fuerte, muestra tanta tendencia a cederlos que en las
disoluciones acuosas diluidas sus moléculas están ionizadas casi en su totalidad. Por
este motivo, en la teoría de Brönsted-Lowry, el ácido clorhídrico se denomina ácido
fuerte.
  
HCl(ac)  H2O(l)   H3O(ac)  Cl(ac)

A diferencia del HCl, el ácido fluorhídrico es un ácido débil, con poca tendencia a ceder
iones H+ a las bases. Como, a su vez, los iones F— formados por ionización tienden a
reaccionar con los iones H3O+, se establece el equilibrio:
  
HF(ac)  H2O(l)   H3O(ac)  F(ac)


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Podemos representar dichos comportamientos en la siguiente gráfica
Los ácidos fuertes se ionizan completamente en las disoluciones acuosas diluidas,
debido a su gran tendencia a ceder iones H+. Son ácidos fuertes el HCl, el HClO4, el HI, el
H2SO4 y el HNO3.
Los ácidos débiles sólo se ionizan parcialmente, a causa de su débil tendencia a
ceder iones H+, apareciendo un equilibrio entre las moléculas no ionizadas y los iones
formados.
De modo semejante, distinguimos las bases fuertes de las débiles:
Las bases fuertes muestran gran tendencia a recibir iones H+ de los ácidos. Son
bases fuertes el LiOH, el CsOH, el NaOH, el Ca(OH)2, el Sr(OH)2, el Rb(OH)2 y el Ba(OH)2.
Las 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 amoníaco, NH 3.
Relación entre la fuerza de un ácido y la de su base conjugada
El cuadro siguiente
muestra la fuerza relativa
de distintos pares ácido-
base conjugado. La fuerza
de los ácidos se ha
medido por su mayor o
menor tendencia a ceder
iones H+ a una base
común de referencia, el
agua.
Esta tabla nos permite
obtener la siguiente
información

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- Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada, y viceversa.
- Cada ácido tiene una mayor tendencia a ceder iones H+ a las bases situadas
por debajo de él en la tabla y una menor o nula tendencia a cederlo a las
bases situadas por encima de él.
El pH de las disoluciones acuosas
Las concentraciones de los iones H3O+ y OH— en las disoluciones acuosas son
cantidades muy pequeñas y de incómodo manejo. Por ello, se utiliza una forma más
práctica de medición de la acidez y de la basicidad de estas disoluciones: la escala de pH.
La escala de pH fue introducida por el químico danés S. Sörensen en 1909.
Tomemos como punto de partida la autoionización del agua
  
H2O(l)  H3O(ac)  OH(ac)

La expresión de su constante de equilibrio es
K w  H3O  OH   1014
  
Apliquemos logaritmo a cada miembro de la igualdad
H3O  OH   1014
  
   
log H3O  OH   log 1014 
log H3O   log OH   14  log10
   
Como el log10 =1, entonces
log H3O   log OH   14
   
Ahora, multiplicamos ambos lados por -1.
 log H3O   (  log OH  )  14
   
Definimos al operados p como –log, de manera que si A es una variable, pA= —logA.
Por lo tanto,
pH   log H3O 
 
pOH   log OH 
 

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La escala de pH se estructura de la siguiente manera
Disoluciones amortiguadoras
Normalmente, si a una disolución acuosa se le
añade alguna cantidad de un ácido o de una base, su
pH se modificará. Sin embargo, existen ciertas
disoluciones en las que, mediante un sencillo
mecanismo, se impide que tenga lugar algún cambio
apreciable del pH. Son las disoluciones
amortiguadoras.
Disoluciones amortiguadoras o reguladoras
o tampón o buffer son aquellas que son capaces de
mantener su pH prácticamente constante aunque se les
añadan pequeñas cantidades de un ácido o de una
base o cuando se diluyen.
Estas disoluciones contienen, en concentraciones
relativamente elevadas, un ácido y una sal soluble
de la base conjugada de aquel; o bien, una base
débil y una sal soluble del ácido conjugado de
ella.
Algunos ejemplos de estas disoluciones son: CH 3COOH/CH3COONa, H3PO4/NaH2PO4,
NH3/NH4Cl, etc.
Indicadores ácido-base
Desde la antigüedad se conocen diversas sustancias de origen orgánico que
presentan la propiedad de variar su color dependiendo del carácter ácido o básico de
las sustancias a las que se añaden. Hoy en día, esas sustancias se utilizan con la
finalidad de determinar el pH de las disoluciones y el punto final de las valoraciones
ácido-base. Reciben el nombre de indicadores ácido-base.
Un indicador ácido-base es una sustancia de carácter ácido o básico débil que
tiene la propiedad de presentar colores diferentes dependiendo del pH de la disolución en
que se encuentra disuelto.
El comportamiento de los indicadores es fácil de comprender. Supongamos que un
indicador constituido por un ácido débil monoprótico de fórmula general HIn. En
disolución acuosa se ioniza ligeramente produciéndose su base conjugada In—.
Supongamos que la forma protonada y desprotonada del indicador tienen colores
amarillo y azul, respectivamente.

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Si se añade a una disolución de un ácido HA una pequeña cantidad de la disolución del
indicador, tienen lugar simultáneamente dos procesos: el equilibrio de ionización del
indicador y del ácido.
  
HIn(ac)  H2O(l)   H3O(ac)  In(ac)

  
HA(ac)  H2O(l)   H3O(ac)  A(ac)

Al aumentar la concentración de [H3O+], por efecto del ion común, el equilibrio del
indicador se desplaza hacia la izquierda. Como consecuencia, el color predominante en la
disolución será el de la forma ácida HIn.
Si se agrega una pequeña cantidad de indicador a una base, tendremos
  
HIn(ac)  H2O(l)   H3O(ac)  In(ac)

  
B(ac)  H2O(l)   BH(ac)  OH(ac)

La concentración de [H3O+] disminuirá por combinación de los iones H3O+ con los iones
OH— y el equilibrio del indicador se desplazará hacia la derecha. Como consecuencia,
predominará en la disolución el color propio de la forma básica In —.
Cada indicador tiene un intervalo de viraje característico, es decir, un entorno más o
menos reducido de unidades de pH, dentro del cual se realiza el cambio de color. Un
indicador es tanto más útil cuanto menor es su intervalo de viraje y de forma más clara
tiene lugar el cambio de color

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Teoría de Lewis
Hasta aquí se han visto las características de los ácidos y las bases según
Arrhenius y Brönsted-Lowry, aplicando la última de ellas a diversos problemas asociados
a las reacciones ácido-base.
En cada caso, el átomo al cual se une el protón tiene al menos un par de electrones
libres. Esta propiedad característica del OH—, del NH3 y de otras bases de Brönsted,
sugiere una definición más general de ácidos y bases.
En 1392 el químico norteamericano G. N. Lewis formuló una teoría que interpretaba de
otra manera las características de ácidos y bases.
Definió lo que actualmente se denomina una base de Lewis como una sustancia que
puede donar un par de electrones. Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar
un par de electrones. Por ejemplo, en la protonación del amoníaco, el NH 3 actúa como
una base de Lewis porque dona un par de electrones al protón H+, que actúa como un
ácido de Lewis porque acepta un par de electrones. Por lo tanto, una reacción ácido-base
de Lewis es aquella que implica la donación de un par de electrones de una especie a
otra. Dicha reacción no produce una sal y agua.
La importancia del concepto de Lewis es que es mucho más general que otras
definiciones. Las reacciones ácido-base de Lewis incluyen muchas reacciones en las que
no participan ácidos de Brönsted.
Un ejemplo de este tipo de reacciones es la que se produce entre el trifluoruro de boro
(BF3) y el amoníaco para formar un aducto como compuesto
Valoraciones ácido-base
La reacción completa de un ácido con una base en disolución acuosa, denominada
genéricamente reacción de neutralización, da lugar a la formación de una sal y, por lo
general, de agua. Por ejemplo:
HClO4(ac)  NaOH(ac)  NaClO4(ac)  H2O

Ecuación que una vez eliminados los iones espectadores, en forma iónica, se reduce a:
 
H(ac)  OH(ac)  H2O(l)

o
 
H3O (ac)  OH
(ac)  H2O(l)

La reacción de neutralización se utiliza como fundamento de las
valoraciones ácido-base.
Una valoración ácido-base es la determinación de la
concentración de un ácido en disolución a partir de la concentración
conocida de una base, o viceversa, basándose en la reacción de
neutralización.

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La valoración de un ácido se denomina acidimetría y la valoración de una base,
alcalimetría.
La valoración se realiza mezclando gradualmente el ácido y la base hasta alcanzar el
punto de equivalencia., es decir, el momento en que la reacción de neutralización ha
sido completa. En ese punto, el número de H3O+ procedentes del ácido es igual al de los
OH— procedentes de la base.
El punto final de la valoración se alcanza cuando se produce el cambio de color de un
indicador, que se adiciona previamente a los reactivos.
Para que una valoración sea buena, el punto final debe coincidir con el de equivalencia.
Durante el proceso de la valoración o titulación ácido-base, el pH de la disolución
resultante varía continuamente, si bien la forma concreta de esta variación depende del
carácter fuerte o débil tanto del ácido como de la base.
En cualquier caso, el pH varía lentamente salvo en las cercanías del punto de
equivalencia, donde se produce una brusca variación de pH. Precisamente este hecho
permite el final de la valoración.
Dado que en el punto de equivalencia las concentraciones de H + y OH— se igualan,
podemos calcular la concentración del ácido o la base, que estamos valorando, a través
de la siguiente relación
Cácido  Vácido  Cbase  Vbase
No olvidar que la concentración del ácido o la base se expresa en moles/litro, vale decir,
concentración Molar (M). El volumen puede expresarse en mililitros (ml) o litros (L).