EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

Según Bronsted un ácido es un sustancia que dona protones, en cambio una

base, los acepta.
Aquella especie que resulta cuando un ácido pierde su H+, se llama base
conjugada.
Aquella especie que resulta cuando una base gana un H+, (dona un OH-), se
llama ácido conjugado.
+
H H
O O H O H
H O
H C C + H C C +
O H O- H
H
H H

A B base conj. de A ácido conj. de B

H +

H N H H N H H O-
+ H O
+
H
H H

B A ácido conj. de B base conj. de A

identifique pares conjugados ácido-base en:
ác. base conj.
NH3 (ac) + HF (ac) ' NH4+ (ac) + F- (ac)

base ácido conj

Nota: El protón lo podemos representar como H+ ó como una especie

hidratada, H3O+,
 Propiedades ácido-base del agua

Puede actuar como ácido frente a bases (NH3, NaOH) o como base frente
a ácidos (CH3COOH, HCl). El agua es un electrolito débil, mal conductor de
la electricidad, pero algo se ioniza:

H2O (l) ' OH- (ac) + H+ (ac) autoionización del agua

H2O (l) + H2O (l) ' OH- (ac) + H3O + (ac) según Bronsted, como
pares conjugados
 El producto iónico del agua

H2O (l) ' OH- (ac) + H+ (ac)

veamos la K de autoionización del agua

Kc = [H+] [OH-] pero [H2O] es cte.

[H2O]

Kc [H2O] = Kw = [H+] [OH-] Kw = cte. del producto ionico, a una

determinada T

a 25 ºC,
[H+] = [OH-] = 1·10 –7 M

Kw = (1· 10 –7)(1· 10 –7) = 1· 10-14

 siempre se cumple que
Kw = [H+] [OH-]

si [H+] = [OH-], la disolución es neutra

[H+] >[OH-], la disolución es ácida
[H+] < [OH-], la disolución es básica

la Kw no varía, al ajustar [H+], automáticamente varío [OH-], tal que

Kw = [H+] [OH-] = 1 10-14

si ajusto una disolución a [H+] = 1 10-6 M, entonces

[OH-] = Kw = 1 10-14 = 1 10-8 M

[H+] 1 10-6
 Ejercicio,
La concentración de iones OH- en una
disolución amoniacal de limpieza
domestica es 0,0025 M. Calcule la
concentración de los H+:

[H+] = Kw = 1 10-14 = 4,0 10-12 M

[OH-] 0,0025

vemos que [H+] < [OH-], la disolución es básica

 ¿Cómo medir la acidez?...pH

matemáticamente,

pH = - log [H+]

se trabaja con disoluciones diluidas, por ejemplo en una disolución saturada

de CO2, la [H+] = 1,3 10-4 M, para lograr una notación más compacta usamos
el logaritmo negativo de este valor:
pH = - log [1,3 10-4 ] = 3.89
a 25ºC tenemos que:

disolución ácida [H+] > 1 10-7 M , pH< 7

disolución neutra [H+] = 1 10-7 M, pH = 7

disolución básica [H+] < 1 10-7 M, pH > 7

Kw = [H+] [OH-] = 1 10-14 / -log

pH + pOH = 14

así, se tiene una escala análoga para [OH-]

Ejercicio,
en una botella de vino se halló [H+] = 3.2 10-4 M, inmediatamente
después de haberla destapado. Sólo se consumió la mitad del vino. Luego
de un mes, expuesta al aire, la otra mitad tenía una [H+] = 1,0 10-3 M.
Calcule el pH en estas dos ocasiones

primero:
pHi = - log [H+] = - log (3.2 10-4 ) = 3.49

después,

pHf =- log (1,0 10-3 ) = 3.00

bajó el pH ⇒ aumentó [H+] , esto debido a que el alcohol se

transforma en ácido acético
Ejercicio,
El pH de una muestra de agua de lluvia fue 4,82. Calcule [H+].

pH = - log [H+]

4,82 = - log [H+] ⇒ [H+] = 1,5 10-5 M

Ejercicio,
La [OH-] de una disolución es 2,9 10 –4 M. Calcule el pH

pOH = -log [OH-]

= -log 2,9 10 –4
= 3,54

Pero

pH + pOH = 14
pH = 14- pOH = 14-3,54
pH = 10,46
 Fuerza de los ácidos y las base

Un ácido fuerte es un electrolito fuerte, se disocia totalmente en agua.

Suelen ser ácidos inorgánicos, como ácido HCl, HNO3, HClO4 , H2SO4. En el
equilibrio no tienen moléculas sin ionizar

HCl (ac) + H2O (l) → H3O+ (ac) + Cl-(ac)

HNO3 (ac) + H2O (l) → H3O+ (ac) + NO3 -(ac)

HClO4 (ac) + H2O (l) → H3O+ (ac) + ClO4- (ac)

H2SO4 (ac) + H2O (l) → H3O+ (ac) + HSO4- (ac)

Nota: El H2SO4 es fuerte respecto a su primera ionización

Los ácidos débiles se ionizan parcialmente en agua, son electrolitos débiles.
En equilibrio contienen una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones H+
y la base conjugada. Ejemplos son HF, CH3COOH, NH4+.Su ionización se
mide con su constante de equilibrio.
CH3COOH (ac) ' CH3COO- (ac) + H+ (ac)

Las bases fuerte son electrolitos fuertes. Los hidróxidos de los metales
alcalinos y algunos alcalino-térreos son bases fuertes (los hidróxidos de
Be y Mg son insolubles, los de Ca y Sr son ligeramente solubles, el de Ba es
soluble

NaOH(s) → Na+ (ac) + OH- (ac)

KOH(s) → K+ (ac) + OH- (ac)
Ba(OH)2(s) → Ba2+ (ac) + 2 OH- (ac)

Nota: la base de Bronsted es el OH-, ya que él capta un H+

OH-(ac) + H+(ac) → H2O (l)
Las bases débiles se ionizan parcialmente en agua, son electrolitos débiles.
El amoniaco es una base débil.
NH3 (ac) + H2O (l) ' NH4+ (ac) + OH- (ac)

En general,
*Un ácido fuerte tiene una base conjugada débil y viceversa.

HCl (ac) + H2O (l) → H3O+ (ac) + Cl-(ac)

ac. fuerte base débil

el HCl se disocia totalmente.

El Cl- , como base, no es capaz de captar un H+ para regenerar el ácido

*En solución acuosa, el ácido más fuerte que puede existir es el H3O+.
El HCl, que más fuerte que el H3O+, debe disociarse, para dar lugar a H3O+
y Cl-.
Los ácidos más débiles que el H3O+, reaccionan con el agua en forma mucho
menor, quedando el equilibrio desplazado a la izquierda
HF (ac) + H2O (l) ' H3O+ (ac) + F-(ac)
*En solución acuosa, la base más fuerte que puede existir es el OH-.
El ion óxido,O=, más fuerte que el OH-, debe reaccionar totalmente con
agua para dar

O= (ac) + H2O (l) → 2OH-(ac)

por esta razón el ion óxido no existe en disoluciones acuosas

 ácido base conjugada
HClO4 ClO4-
HI I-

fuertes
HBr Br-
HCl Cl-

aumento fuerza básica

aumento fuerza ácida
H2SO4 HSO4-
HNO3 NO3-
H3O+ H2O
HSO4- SO4-
HF F-
HNO2 NO2-
HCOOH HCOO-
débiles

(ác.fórmico) (ion formiato)

CH3COOH CH3COO-
(ác. acético) (ion acetato)
NH4+ NH3
HCN CN-
H2O OH-
NH3 NH2-
 Ejercicio,
Calcule el pH de a) una disolución 1 · 10 –3 M de HCl y b) de una disolución
0,02 M de Ba (OH)2

a) HCl es fuerte, está totalmente ionizado, es decir

HCl (ac) → H+ (ac) + Cl- (ac)

“inicio” 1 · 10 –3 M 0 0
inmediatamente 0 1 · 10 –3 M 1 · 10 –3 M

entonces [H+]= 1 · 10 –3 M
pH = 3

b) Ba(OH)2 es base fuerte, está totalmente ionizada,

Ba(OH)2 (ac) → Ba+2 (ac) + 2 OH- (ac)

“inicio” 0,02 M 0 0
inmediatamente 0 0,02 M 2·(0,02 M)

entonces [OH-]= 0,04 M

pOH = 1,4 ⇒ pH = 14-1,4 = 12,6
 Ejercicio,
prediga la dirección de la reacción sgte.

HNO2 (ac) + CN-(ac) ' HCN (ac) + NO2-(ac)

tengo dos ácidos, ambos quieren donar H+, ¿cuál gana?

Según la tabla de fuerzas relativas, HNO2 es más fuerte que HCN,

luego la reacción irá de izquierda a derecha.
Vea que esto es consecuente con que la base conjugada CN- es más
fuerte que la base conjugada NO2-.
 La constante de equilibrio para la ionización de un ácido débil o
constante de ionización ácida, Ka, viene dada por

HA (ac) + H2O (l) ' H3O+ (ac) + A- (ac)

Las Ka para distintos ácidos débiles están tabulados

Ka = [H+] [A-]
en tablas
[HA]

Ejemplo,
Ka de HF es 7,1 10-4. Calcule el pH de una disolución 0,5 M del ácido

HF(ac) ' H+(ac) + F-(ac) Ka = [H+][F-] = 7,1 10-4.

[HF]
ti 0,5 M 0 0
Ka = x · x = 7,1 10-4
eq 0,5 – x x x (0,5-x)
x1 = 0.0186
x2 + 7,1 10-4 x – 3,6 10-4 = 0
x2 = -0.019

-log[H+] = -log (0,0186) = 1,73 = pH

 otra forma,
nos valemos de lo débil de los ácidos para pensar que
x es muy pequeño, entonces aproximamos:

HF(ac) ' H+(ac) + F-(ac) Ka = [H+][F-] = 7,1 10-4.

[HF]
ti 0,5 M 0 0
Ka = x2 = 7,1 10-4
eq 0,5 – x x x (0,5-x)

pero 0,5 – x ≈ 0,5

Ka = x2 = 7,1 10-4 ≈ x2 x 2 = (0,5)(7,1 10-4) = 3,55 10-4

(0,5-x) 0,5 x = √ 3,55 10-4 = 0,0188 M

reordenando,

Nota: la aprox. es buena si x<5% de la concentración inicial

aquí x=0.0188 entonces (0,0188/0.5) · 100 = 3.8% la aprox. es aceptable
 ax2 + bx +c = 0

X = -b ± √ b2 - 4ac
2a
Ejercicio,
el pH de una disolución de ácido fórmico 0,1 M es de 2,39. ¿Cuál es su Ka?

HCOOH ' HCOO- + H+ -log[H+] = 2.39 /10x

c-x x x
[H+] = 4.07 10-3 M

Ka = [HCOO-] [H+] = (4.07 10-3)2 = 1,73 10-4

[HCOOH] (0,1 - 4.07 10-3)
 Porcentaje de ionización

Así como Ka nos da la fuerza de un ácido, el % de ionización también nos

permite saber esto.
% = [ácido ionizado en equilibrio] · 100
[ácido inicial]
Ejemplo,
como veíamos HF(ac) ' H+(ac) + F-(ac) Ka = [H+][F-] = 7,1 10-4.
[HF]
c–x x x

Si [HF] es 0,5M pero si [HF]= 0.05

Ka = x 2 = 7,1 10-4 Ka = x 2 = 7,1 10-4

(0,5-x) (0,05-x)

[H+] = 0,018 M [H+] = 5.96 10-3 M

% = 0.018/0.5 ·100= 3.6% % = 5.96 10-3 / 0.05 · 100 = 11,9%

mientras más diluida la disolución, mayor es el % de ionización del ácido
débil. Esto está de acuerdo con el Principio de Le Chatelier
La concentración del ácido ionizado en equilibrio es igual a [H+]
 Bases Débiles y su Constante de Ionización Básica

NH3 (ac) + H2O (l) ' NH4+ (ac) + OH- (ac)

Kc = [NH4+] [OH-] Pero [H2O] es cte

[NH3 ] [H2O]

Kc [H2O] = Kb = [NH4+] [OH-]

[NH3 ]
Ejercicio,
¿Cuál es el pH de una disolución 0,4 M de NH3? Kb = 1,8 10-5

NH3 (ac) + H2O (l) ' NH4+ (ac) + OH- (ac)

c-x x x

Kb = [NH4+] [OH-] = x2 = 1,8 10-5

[NH3 ] 0,4 - x

x = 2.7 10-3 M =[OH-]

[OH-] = 2,7 10-3 M ⇒ pOH = 2,57 ⇒ pH = (14-2.57) = 11.43

Relación entre cte de acidez de ácido- base conjugada
Para los ácidos débiles se tiene que, por ejemplo,

CH3COOH (ac) ' CH3COO- (ac) + H+ (ac)

Ka = [H+][CH3COO-]
[CH3COOH]

Pero el ion acetato, la bese conjugada, puede hidrolizar al agua

CH3COO- (ac) + H2O(l) ' CH3COOH (ac) + OH- (ac)

Kb = [OH-][CH3COOH]
[CH3COO-]

¿Ka · Kb?

Ka · Kb = [H+][CH3COO-] [OH-][CH3COOH]
[CH3COOH] [CH3COO-]

Ka · Kb = [H+] [OH-] = Kw
 Ácidos Dipróticos y Polipróticos

Analizaremos cada salida de un H+ con un equilibrio propio

H2CO3 (ac) ' H+ (ac)+ HCO3- (ac) Ka1= [H+][HCO3-]

[H2CO3]

HCO3- (ac) ' H+ (ac)+ CO3= (ac)

Ka2= [H+][CO3=]
[HCO3-]

En general, Ka1>> Ka2 (es más fácil quitar un H+ a una especie neutra
que un H+ a una especie ya cargada negativamente)
Ejercicio,
Calcule las especies presentes en una disolución 0,10M de ácido oxálico(C2H2O4). Ka1 = 6.5
10-2

C2H2O4 (ac) ' H+ (ac)+ C2HO4 - (ac)

0.1 – x x x

Ka= [H+][C2HO4 - ] = 6.5 10-2 = x2 ⇒ x2 + 6,5 10-2 x –6,5 10-3 =0

[C2H2O4] 0,1 – x

x = 0.054 M

en la 1º etapa de ionización las concentraciones son:

[H+] = 0.054 M
[C2HO4 - ] = 0.054 M
[C2H2O4] = (0.1-0.054) = 0.046 M

en la 2º etapa de ionización:
Ka2= [H+][C2O4= ] = 6.1 10-5
C2HO- (ac) ' H+ (ac) + C2O4 = (ac) [C2HO4-]
0.054 – y 0.054 + y y
(0.054 + y) (y) = 6.1 10-5
(0.054-y)
 desprecio y en la suma
(0.054 + y) (y) = 6.1 10-5 resolvemos para y. Podemos aproximar al
(0.054-y) pensar que y es muy pequeña
desprecio y en la resta

la aproximación es válida ya que

0.054 · y = 6.1 10-5 ⇒ y = 6.1 10-5
6.1 10-5 · 100= 0,11% < 5% requerido
0.054 0.054

Entonces en el equilibrio tenemos,

[C2H2O4] = 0.046 M
[C2HO4 - ] = 0.054 - 6.1 10-5 = 0.054 M
[H+] = 0.054 + 6.1 10-5 = 0.054
[C2O4 =]= 6.1 10-5 M
[OH-] = Kw/[H+]= 1·10-14/0.054 = 1.9 10-13 M

Nota: [H+] y [C2HO4 - ] no variaron con la segunda ionización. podemos

suponer que la concentración de H+ proviene sólo de la primera ionización.
Además la concentración de la base conj. de la 2º ionización es igual a Ka2
El ácido fosfórico tiene 3 H,

H3PO4 (ac) H+ (ac) + H2PO4-(ac) Ka1= [H+][H2PO4 - ] = 7,5 10-3

[H3PO4]

H2PO4-(ac) H+(ac) + HPO42-(ac) Ka2= [H+][HPO4 2- ] = 6,2 10-8

[H2PO4-]

HPO42-(ac) H+ (ac) + PO43-(ac) Ka3= [H+][PO4 3- ] = 4,8 10-13

[HPO42-]

atendiendo a las ctes. vemos que en solución, las especies importantes son
H3PO4 (en mayor cantidad), H+ y H2PO4-.
 disolvente

¿de qué depende la fuerza de los ácidos? temperatura

(o su tendencia a ionizarse) HX→H+ + X-
estructura molecular

molecularmente:
fuerza del enlace H-X, si es muy fuerte, difícilmente se romperá (ácido más débil).
polaridad, si es muy grande, se formará fácilmente H+ y X- (ácido más fuerte),

fuerza de los ácidos halogehídricos:

HF<< HCl < HBr < HI

enlace E disoc Fuerza en

(KJ/mol) agua
H-F 568.2 débil

H-Cl 431.9 fuerte

Nota: aunque el H-F es el más
H-Br 366.1 fuerte polar, esta propiedad no le alcanza
para revertir el hecho de tratarse
H-I 298.3 fuerte de un fuerte enlace (que lo
convierte en ác. débil)
Respecto a los Oxiácidos, Z-O-H
se caracterizan por el enlace O-H. Su fuerza depende de varios factores,
que afectan este enlace:
O O

H-O-C-O-H H-O-N=O H-O-N-O

ácido carbónico ácido nitroso ácido nítrico
O
O O
H-O-P-O-H
H-O-P-O-H H-O-S-O-H
O
H O
H
ácido fosforoso ácido fosfórico ácido sulfúrico

Si Z es muy electronegativo o está en un estado de oxidación alto,

atraerá con más fuerza los electrones del enlace Z-O y se debilitará el
enlace O-H
Z-O-H → Z-O- + H+
δ- δ+
 Al comparar dos ácidos de distinto Z, pero que pertenece al mismo
grupo de la tabla periódica, con el mismo nº de oxidación, entonces el
más fuerte es el más electronegativo
O O

H-O-Cl-O H-O-Br-O
el ác. clórico es más fuerte que el brómico (Cl y Br, nº ox =5+)

Para el mismo Z, pero distintos grupos unidos a él, la fuerza aumenta

según lo hace el nº de oxidación.

HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO

(a mayor O unido al átomo central, mayor fuerza)

Ejercicio,
Prediga la fuerza relativa de los sgtes. ácidos

a) HClO, HBrO y HIO

igual estructura, igual nº ox., sólo
varía la EN. Según esto la fuerza es
HClO > HBrO > HIO

b) HNO3 y HNO2

El átomo central es el mismo, el nº ox.

varía, luego
HNO3 > HNO2
 Propiedades Ácido-base de las Sales

Vienen de la reacción de un ácido y una base. Son electrolitos

fuertes. Por hidrólisis entendemos la reacción del catión o anión con
el agua (lisis...ruptura).
Si la sal esta compuesta por un anión de un ácido fuerte (NO3-, Cl-,
etc) o por un catión alcalino o alcalino térreo (excepto Be+2), no
hidroliza.
NaNO3 (s)+ H2O (l) → Na+(ac) + NO3-(ac)

base débil, no
capta es capaz
de quitarle un
H+ al H2O

Ni el Na+ ni el NO3- son capaces de hidrolizar al agua, entonces

debemos esperar un pH cercano a 7, neutro.
 Veamos una sal que da disolucion básica

CH3COONa (s) → CH3COO- (ac) + Na+ (ac)

CH3COO- (ac) + H2O (l) ' CH3COOH (ac) + OH- (ac)

solución básica

Kb = [OH-][CH3COOH] = 5,6 10-10

[CH3COO-]

vemos que [CH3COOH], es decir el CH3COO- hidrolizado, es la misma que

[OH-]. Entonces podemos definir el % de hidrólisis como,

% hidrólisis = [CH3COO-]hidrolizado 100% = [OH-]equilibrio 100%

[CH3COO-]inicial [CH3COO-]inicial
Ejercicio,
Calcule el pH de una disolución 0,15 M de acetato de sodio.¿%hidrólisis?

Sal muy soluble,

CH3COONa (s) → CH3COO- (ac) + Na+ (ac)
0,15 M 0,15 M

CH3COO- (ac) + H2O (l) ' CH3COOH (ac) + OH- (ac)

0,15-x x x

Kb = [OH-][CH3COOH] = 5,6 10-10

[CH3COO-]

5,6 10-10 = x2
x1= 9.16 10-6
0,15-x x2 + 5,6 10-10 x – 8,4 10-11 =0
x2= -9.16 10-6

[OH-] = 9.16 10-6 M ⇒ pOH = 5,0 ⇒ pH = (14,0 - 5,0) = 9,0

% hidrólisis = 9.16 10-6 M = 6,1 10-3 %

0,15 M
 Veamos una sal que produce disolución ácida

NH4Cl(s) + H2O → NH4+(ac) + Cl- (ac)

el Cl- no hidroliza, ya que viene de un ácido fuerte, pero el NH4+, sí

NH4+ (ac) + H2O(l) ' H3O+ (ac) + NH3(ac)

o bien,
Ka = [NH3][H+] = 5,6 10-10
NH4+ (ac) ' H+ (ac) + NH3(ac) [NH4+]

Nota: el valor de Ka se calculó fácilmente, por que se conoce el valor de

Kb del amoniaco y...

Ka = Kw/Kb = 10-14/1,8 10–5 =5,6 10–10,

casualmente Ka CH3COOH es numéricamente igual al Kb del NH3 (1,8 10-5)

luego Kb CH3COO- es numéricamente igual al Ka del NH4+ (5,6 10-10)

Todos los cationes metálicos hidrolizan, pero sólo es apreciable en aquellos
cuya relación carga/radio ionico es alta (Al+3, Cr+3,Fe+3,Bi+3, Be+2).

Al(H2O)63+ (ac) + H2O (l) ' Al(OH-) (H2O)52+ (ac) + H3O+(ac)

Ka = [H3O+][Al(OH-) (H2O)52+] = 1,3 10-5

[Al(H2O)63+]

Aunque puede ocurrir otra ionización, sólo es importante esta primera.

 Ejercicio,
calcule el pH de una disolución 0,020M de Al(NO3)3
sal
Al(NO3)3 (s) → Al+3 + NO3-

Al(H2O)63+ (ac) + H2O (l) ' Al(OH-) (H2O)52+ (ac) + H3O+(ac)

0.02-x x x

Ka = [H3O+][Al(OH-) (H2O)52+] = 1,3 10-5 = x2 ⇒ x= [H+] =5,1·10-4

[Al(H2O)63+] 0,02-x

pH =3,29
 Hay sales en que catión y anión hidrolizan
Esta vez estamos frente a iones que vienen de ácidos y bases débiles (sus
conjugados son fuertes). Debemos ver quien es más fuerte para determinar a
donde va el equilibrio...
Si el Kb del anión es mayor que el Ka del catión, la disolución será básica, porque
el anión hidroliza más que el catión...

Catión de una base NaCl, ninguno ≈7

fuerte; anión de un ácido KI,KNO3,RbBr,BaCl2
fuerte
Catión de una base CH3COONa, KNO2 Anion >7
fuerte; anión de un ácido
débil
Catión de una base NH4 Cl, NH4NO3 Catión <7
débil; anión de un ácido
fuerte
Catión de una base NH4NO2, CH3COONH4, Anión y <7 (Kb<Ka)
débil; anión de un ácido NH4CN catión ≈ 7 Kb≈ Ka
débil >7 (Kb>Ka)
Catión pequeño, carga AlCl3, Fe(NO3)3 cation <7
alta; anión de un ácido hidratado
fuerte
Ejercicio,
Prediga si las disoluciones sgtes. serán ácidas, básicas o neutras

NH4I ácida

CaCl2 neutra

KCN básica

Fe(NO3)3 ácida
hay aniones que actúan como ácido o base,

HCO3-(ac) + H2O (l) ' H3O+(ac) + CO32-(ac) Ka = 4,8 10–11

HCO3-(ac) + H2O (l) ' OH-(ac) + H2CO32-(ac) Kb = 2,4 10-8

como Kb es mayor que Ka, una disolución de bicarbonato es básica.

 Propiedades Ácido-Base de los Óxidos

Todos los óxidos de los metales alcalino y alcalino térreos (menos el BeO),
son básicos.BeO y varios óxidos metálicos del grupo 3A y 4A son anfóteros.
Los óxidos no metálicos de de elementos representativos de nº ox. alto, son
ácidos (N2O5, SO3, Cl2O7). pero los óxidos de elementos representativos de
nº ox. bajo (CO, NO), no muestran acidez perceptible (no se conocen óxidos
no metálicos que tengan propiedades básicas).
óxido básico (metálico) + agua → hidróxido metálico
Na2O(s) → 2 NaOH (ac)

BaO(s) → Ba(OH)2 (ac)

óxido ácido ó anhídrido + agua → oxiácido

acidificación del
CO2 (g) + H2O (l) ' H2CO3 (ac) agua expuesta al aire
(pH≈5.5)

SO3 (g) + H2O (l) ' H2SO4 (ac) lluvia ácida

N2O5 (g) + H2O (l) ' 2 HNO3(ac)

P4O10 (s) + 6 H2O ' 4 H3PO4 (ac)

Cl2O7 (l) + H2O (l) ' 2 HClO4(ac)

 las especies reaccionan según su naturaleza ácida o básica:

CO2(g) + 2 NaOH (ac) → Na2 CO3 (ac) + H2O (l)

óxido ácido base oxisal agua

BaO (s) + 2 HNO3(ac) → Ba(NO3)2 (ac) + H2O (l)

óxido básico ácido oxisal agua

Al2O3 (s) + 6 HCl (ac) → 2 AlCl3(ac) + 3 AlCl3 + 3H2O

Anfóteros

Al2O3 (s) + 2 NaOH (ac)+ 3H2O(l) → 2 NaAl(OH)4(ac)

 Efecto del Ion Común

Es el desplazamiento del equilibrio causado por la adición de un

compuesto que tiene un ion común con la sustancia disuelta

CH3COOH (ac) ' H+(ac) + CH3COO-(ac)

ambos aportan CH3COO-
CH3COONa (s) → Na+(ac) + CH3COO-(ac)
electrolito fuerte

La disociación del ácido, CH3COOH, se

inhibirá al agregar CH3COONa pues él
CH3COONa aporta CH3COO- al medio (y ya hay un
exceso de ion acetato→Principio de Le
Chatelier).
CH3COOH Una disolución que contenga CH3COOH y
CH3COONa será menos ácida que una con
sólo CH3COOH
 Ecuación de Henderson-Hasselbalch

Supongamos una solución de un ácido débil y una sal soluble del ácido

HA (ac) ' H+(ac) + A-(ac) Ka = [H+][A-]

[HA]

⇓
[H+] = Ka[HA] / (-log)
[A-]

-log[H+] = -log Ka +log [A-]

[HA]

pH = pKa + log [A-]

[HA]

pH = pKa + log [base conjugada]

[ácido]
Ejemplo,
Calcule el pH de una disolución de CH3COOH 0,2 M y CH3COONa 0,3 M.
¿Si la sal no estuviera presente, cual sería el pH?

CH3COONa (s) → CH3COO- (ac) + Na+(ac)

ti= 0.3 M 0 0
teq= 0 0.3 M 0.3 M

Ya que el ácido es débil y hay efecto de ión común, supondremos:

[CH3COOH]= 0,2 M y [CH3COO-]= 0,3M

Ka = [H+][CH3COO-] [H+]= Ka [CH3COOH] = 1,8 10-5 0,2 = 1,2 10-5M

[CH3COOH] [CH3COO-] 0,3

luego, pH = -log [H+] = -log (1,2 10-5) = 4,92

usando la ecuación de Henderson-Hasselbalch pKa = -log (1,8 10-5) = 4,74

pH = pKa + log [base conjugada] = 4,74 + log 0.3 = 4,92

[ácido] 0,2

Si no hubiera sal,

[H+] = 1,9 10-3 M ⇒ pH = -log (1,9 10-3) = 2,72

entonces, la presencia del ion común (CH3COONa) inhibe la ionización

del ácido (CH3COOH)
 Este efecto también lo hallamos con bases débiles y su sal. Supongamos
tener NH3 y NH4Cl.

NH4+ (ac) ' NH3 (ac) + H+ (ac) Ka = [NH3][H+]

[NH4+]

[H+] = Ka [NH4+] /(-log)

[NH3]

-log [H+] = -log Ka + log [NH3]

[NH4+]

pH = pKa + log [NH3]

[NH4+]
Una disolución que contenga NH3 y
su sal (NH4Cl), será menos básica
que aquella con sólo NH3
 Disoluciones Reguladoras (o Amortiguadores o Tampones o Buffer)

Son soluciones en que está presente el ácido débil (o base débil) más su
sal. Estas disoluciones tienen la capacidad de resistir los cambios de pH
cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base

Estas soluciones se hacen con entre el ácido o base y la sal de su

conjugado, así no hay problema de que se consuman el uno al otro.

Por ejemplo, si se mezclan cantidades iguales de CH3COOH y CH3COONa,

en medio acuoso. Las concentraciones de equilibrio son aproximadamente
las iniciales. Si se agrega H+, será consumido por la base conjugada
(CH3COO-), si se agrega OH-, será consumido por el ácido (CH3COOH)

La capacidad amortiguadora depende de la cantidad de ácido y base

conjugada puesta en un principio.
Ejercicio,
¿Cuál de los sistema es un amortiguador?

a) KH2PO4/ H3PO4 sí

b) NaClO4/ HClO4 no, su base conj.(ClO4-) es muy débil como

para captar H+

c) C5H5N/ C5H5NHCl sí
Kb piridina = 1,7 10-9
Ejercicio,
Calcule el pH de un sistema amortiguador de CH3COOH 1,0 M
y CH3COONa 1,0 M. ¿cuál es el pH luego de agregar 0,1 moles de
HCl gaseoso a 1 litro de disolución?. Suponga que el volumen del
sistema no varía

En el equilibrio,
[CH3COOH] = 1.0 M [CH3COO-]= 1.0 M

Ka= [H+][CH3COO-] = 1,8 10-5

[CH3COOH]

[H+] = Ka [CH3COOH] = (1.8 10-5) (1.0) = 1.8 10-5 M

[CH3COO-] (1.0)

pH = -log (1.8 10-5) = 4.74 en este caso en que la concentración de

ácido y sal son iguales, el pH = pKa
 al agregar el ácido, HCl (se ioniza totalmente)

HCl (ac) → H+(ac) + Cl-(ac)

0 0.1 mol 0.1 mol

el ácido será neutralizado por el CH3COO-

CH3COO-(ac) + H+(ac) → CH3COOH (ac)

0.1 mol 0.1 mol 0
0 0 0.1 mol entonces,

CH3COOH = (1.0+0.1)mol = 1.1 mol

CH3COO- = (1.0 – 0.1)mol = 0.90 mol.........¿[H+]?

[H+] = Ka [CH3COOH] = (1.8 10-5) (1.1) = 2.2 10-5 M pH = 4.66

[CH3COO-] (0.90)

Nota: se trabajó con moles, y no concentración, ya que el volumen es

constante.
 Si vemos el cambio,

[H+] al agregar HCl = 2.2 10-5 = 1.2

[H+] inicial 1.8 10-5

al agregar 0.1 mol de HCl al agua pura

[H+] al agregar HCl = 0.1 =1.0 106

[H+] inicial 1.0 10-7

Hay un aumento de un millón de veces

 Preparemos un tampón a un pH prefijado,

Supongamos [ácido] ≈ [base conjugada], luego

log [base conj] ≈ 0 pH ≈ pKa

[ácido]

Entonces, debo buscar un ácido débil cuyo pKa sea similar al pH que deseo
tener. Luego reemplazo en

pH = pKa + log [base conjugada]

[ácido]

Así tengo el cociente entre las concentraciones del ácido y la sal que
debo tomar
Ejercicio,
¿Cómo prepararía una disolución reguladora de fosfato que tenga un pH de
aprox. 7,4?

H3PO4 (ac) → H+ (ac) + H2PO4-(ac) Ka1 = 7.5 10-3 pKa1= 2.12

H2PO42-(ac) → H+ (ac) + HPO42-(ac) Ka2 = 6.2 10-8 pKa2= 7.21

HPO42-(ac) → H+ (ac) + PO43-(ac) Ka3 = 4.8 10-13 pKa3= 12.32

vemos que el 2º sistema presenta un pKa cercano al pH buscado, entonces

pH = pKa + log [base conjugada]

[ácido]

7.4 = 7.21 + log [HPO42-] log [HPO42-] = 0.19 ⇒ [HPO42-] = 1.5

[H2PO4-] [H2PO4-] [H2PO4-]

Entonces tomo, por ejemplo, 1,5 mol de Na2HPO4 y 1 mol de NaH2PO4 y los llevo
a1L
 Titulaciones Ácido-Base
H+ + OH- → H2O
NaOH
Hallaremos la concentración de una disolución mediante otra
0.1 M
disolución de concentración conocida, este procedimiento es la
titulación
Sistema ácido fuerte- base fuerte
NaOH (ac) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H2O (l)
14
13
12
11
10
9
pH 8
7
6
5
4
3
2 25 mL HCl 0.1 M
1
0
0 10 20 30 40
NaOH agregado (mL)
NaOH (ac) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H2O (l) 14 punto de equivalencia,
H+(ac) + OH-(ac) → H2O(l)
0.1 M 0.1 M 13
x mL 25 mL 12
11
10
En un principio, sólo tengo HCl 9
en el matraz, pH 8
el pH = -log [H+] = - log (0.1) = 1 7
6
5
4
Luego, al adicionar NaOH, el 3
2
pH sube de a poco, pero cerca
1
del punto de equivalencia, el 0
pH sube rápidamente
0 10 20 30 40
NaOH agregado (mL)

Esto es característico de la titulación entre ácido y base fuerte, aquí

[H+] ó [OH-] son muy pequeñas, aprox. 1·10–14; entonces, la adición de
una gota de base causará una gran incremento del pH.
luego del punto de equivalencia, nuevamente el pH sube lento
 NaOH (ac) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H2O (l) NaOH
0.1 M 0.1 M 0.1 M
10 mL 25 mL

veamos el pH paso a paso,

1) ¿cuántos moles de HCl tengo?

25 mL· 0.1 mol HCl · 1 L = 2.5 10-3 mol HCl

1L 1000 mL

al agregar 10 mL de NaOH, ¿cuantos moles son?

10 mL· 0.1 mol NaOH · 1 L = 1.0·10-3 mol NaOH

1 L NaOH 1000mL

entonces se han neutralizado 1.0·10-3 mol de

ácido;me quedan (2,5 10-3 – 1,0 10-3)= 1,5 10-3 mol 25 mL HCl 0.1 M
de ácido en el matraz.
[H+] = 1,5 10-3 mol HCl 1000 mL = 0,043 M
35 mL 1L
pH = 1,37
2) al agregar 25 mL de NaOH NaOH (ac) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H2O (l)
tengo una neutralización 0.1 M 0.1 M
completa (tengo tantos moles 25 mL 25 mL
de H+ como de OH-, que
originan H2O) [H+] = [OH-] ⇒ pH = 7

3) al agregar 35 mL de NaOH 0.1 M. Ahora el volumen total es 60 mL. ¿La

[NaOH] ?

veamos cuanto ha salido de la bureta y restémosle lo que fue

neutralizado por el ácido que había:

35 mL 0,1 mol NaOH 1 L = 3,5 10–3 mol de NaOH

1L 1000 mL

pero debo restar los que se neutralizaron con el HCl:

(3,5 10-3 –2,5 10-3) = 1.0 10-3 mol NaOH quedan en el matraz

[OH-]= 1 10-3 mol NaOH 1000 mL = 0,017 M

60mL 1L
pOH = 1.77 ⇒ pH = 12,23
 Titulación de ácido débil con base fuerte

CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l)

como el NaOH es base fuerte podemos escribir,

CH3COOH (ac) + OH-(ac) → CH3COO- (ac) + H2O (l)

Pero el ion acetato se hidroliza,

CH3COO- (ac) + H2O (l) → CH3COOH (ac) + OH-(ac)

Esto trae consigo que en el punto de equivalencia (tantos

moles de ácido como de base) el pH no sea 7, sino mayor
(básico).
 14
13
12
11
10
pH 9
8
7
6
5
4
3
2
1
0

0 10 20 30 40 50

NaOH agregado (mL)

Ejercicio,
Calcule el pH en la titulación de ácido acético 0.1 M con hidróxido de
sodio después de agregar a la disolución ácida:
a) 10 mL de NaOH 0.1 M ; b) 25 mL de NaOH 0.1 M; c) 35 mL de NaOH
0.1M
a) CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l)

calcularemos el número de moles de NaOH añadidos a la disolución de

ácido acético. En seguida, se calcula el número de moles de ácido que
quedan, luego de la neutralización, y finalmente se calcula el pH

10 mL 0.1 mol NaOH 1L = 1,0 10-3 mol de NaOH añadidos

1L 1000mL

¿moles iniciales de ácido?

25 mL 0.1 mol CH3COOH 1L = 2,5 10-3 mol de CH3COOH

1L 1000mL
entonces, queda de ácido:
(2,5 10-3 – 1,0 10-3) = 1,5 10-3 mol de ácido ..... pero el acetato hidroliza....
¿cuanto acetato se formó? 1.0 10-3 mol (los moles de OH- agregados)

CH3COO- (ac) + H2O (l) → CH3COOH (ac) + OH-(ac)

vemos que se tiene un tampón CH3COOH/CH3COO-

[H+] = [CH3COOH] Ka
[CH3COO-]

= (1,5 10-3) 1.8 10-5 = 2,7 10-5

(1,0 10-3)

pH = 4.57

pH = pKa + log [base conjugada]

o bien [ácido]
pH = 4.745 + log (1.0 10-3) = 4.57
(1.5 10-3)
b)
al agregar 25 mL de NaOH, 0,1 M llegamos al punto de equivalencia

CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l)

2,5 10-3 mol 2,5 10-3 mol 2,5 10-3 mol

Entonces la conc. de la sal es,

[CH3COONa] = 2,5 10-3 mol 1000mL = 0,050 mol/L = 0,05M

50 mL 1L

pero la sal hidroliza (en este punto no hay ácido, así es que no estamos
frente a un tampón):

CH3COO- (ac) + H2O (ac) → CH3COOH (ac) + OH- (l)

0,05-x x x
Kb = Kw= 1,0 10-14 = x2 ⇒ x2 + 5,56 10-10 x –2,7 10-11 = 0
Ka 1,8 10-5 (0,05 – x)

x = [OH-] = 5,196 10-6 ⇒ pOH = 5,28 ⇒ pH = 8,72

c)
Al agregar 35 mL de NaOH, debemos pensar que pasamos el punto de eq.
Ahora hay dos especies responsables de la basicidad de la disolución: el OH-
y el CH3COO-. Sin embargo, se puede despreciar el aporte de la sal,
CH3COONa, y considerar sólo el de la base fuerte, NaOH.

Luego de la neutralización me queda de OH-,

(35-25) mL 0,10 mol NaOH 1 L = 1,0 10-3 mol NaOH pero ahora el volumen
1 L NaOH 1000mL es 60 mL

[OH-] = 1,0 10-3 1000 mL = 0 ,017 mol/L = 0,017 M

60 mL 1L

⇒ pOH = 1,77 ⇒ pH = 12,23

 Titulación de ácido fuerte con base débil

o bien, simplemente
HCl (ac) + NH3(ac)→ NH4Cl(ac) H+ (ac) + NH3(ac)→ NH4+(ac)

Pero el ion amonio, NH4+, hidroliza:

NH4+ (ac) + H2O (l) ' NH3 (ac) + H3O+ (ac)

Vemos ahora que el pH en el punto de equivalencia debe ser menor que

7, es decir ácido.

NH4+ (ac) ' NH3 (ac) + H+ (ac) Ka = [NH3][H+]

[NH4+]
 12 12
11 11
10 10
9 9
8 8
7 7
6 6
pH5 pH5
4 4
3 3
2 2
1 1
0 0

0 10 20 30 40 50 0 10 20 30 40 50
mL HCl mL base

HCl base

base HCl
 Indicadores Ácido-Base

Se trata de un ácido o base débil, cuya forma sin ionizar e ionizada

presentan distinto color.
HIn(ac) ' H+ (ac) + In-(ac)
color A color B

Su finalidad, en este ejemplo, es

14
13
12 que bajo pH 7 presente un color
11
10 y sobre pH 7, presente otro. De
9
pH 8 esta forma sabré cuando se
7
6 alcanzó el punto de equivalencia.
5
4
3 Cuando el indicador cambia de
2
1 color, se tiene el punto final de
0
0 10 20 30 40 la titulación (lo ideal es que
NaOH agregado (mL)
ambos puntos coincidan).
 HIn(ac) ' H+ (ac) + In-(ac)
color A color B
Este es un ácido débil, según Le Chatelier se está en un medio ácido, el
equilibrio se desplaza hacia la izquierda, tenemos la especie no ionizada,
HIn. Si se está en un medio básico, el equilibrio se desplaza a la derecha,
tendremos la especie ionizada.

el punto final de un indicador

[HIn] ≥ 10 color del ácido (HIn)
[In-] ocurre dentro de un rango de pH
[In-] ≥ 10 color base conj (In-) (no a un pH específico). La idea es
[HIn]
que el punto final caiga dentro de la
[In-] ≈ [HIn] combinación de colores
zona en que la pendiente es máxima.

veamos, la fenolftaleína es incolora a un

pH 7
pH ácido o neutro, pero sobre pH= 8,3
es rosa
 14
13
12
11
10
9 cerca del pE un pequeño cambio en la cantidad de
pH 8 NaOH causa un gran aumento en el pH
7
6
5
4
3
2
1
0
0 10 20 30 40
NaOH agregado (mL)
cada gota es aprox. 0.05mL (20gotas es 1 mL)
 indicador ácido ácido* básico intervalo de pH en que
básico** ocurre el cambio (rango
de viraje)
azul de timol rojo amarillo 1.2-2.8
azul de amarillo azul púrpura 3.0-4.6
bromofenol
anaranjado de anaranjado amarillo 3.1-4.4
metilo
rojo de metilo rojo amarillo 4.2-6.3
azul de amarillo rojo 4.8-6.4
clorofenol
azul de amarillo azul 6.0-7.6
bromotimol
rojo de cresol amarillo rojo 7.2-8.8
fenolftaleína incoloro rosa 8.3-10.0

*se refiere al color antes del intervalo en que ocurre el cambio

**se refiere al color después del intervalo en que ocurre el cambio
veamos, el rojo de fenol, es un ácido débil, su equilibrio es muy
sensible a los cambios de pH
OH O-

+ H 2O H 3O + +

-O3S C -O3S C

O O

[HIn] ≥ 10 ⇒ rojo
[In-]

[In-] ≥ 10 ⇒ amarillo
[HIn]

[In-] ≈ [HIn] ⇒ naranja

Nota: en rigor, un indicador

consume H+ u OH-, lo que podría
alterar mi titulación, pero es
despreciable (además recuerde que
sólo bastan unas 2 o 3 gotas para
obtener el efecto deseado)
 Ejercicio,
¿Qué indicadores usaría en las sgtes. titulaciones?
HCl (ac) + NaOH(ac)...
14
13
12 cerca del pE, el pH cambia bruscamente
11
10 de 4 a 10 aprox., entonces me sirve el
9
pH 8 rojo de metilo (4.2-6.3), azul de
7
6 clorofenol(4.8-6.4), azul de bromotimol
5
4
3 (6.0-7.6),rojo de cresol ( 7.2-8.8) y la
2
1 fenolftaleína (8.3-10.0),
0
0 10 20 30 40
NaOH agregado (mL)
 CH3COOH (ac) + NaOH (ac) → CH3COONa (ac) + H2O (l)

14
13
12
11
10
9 ahora la parte más
pH
8
7 inclinada está entre 7-10,
6
5 entonces me sirven el rojo
4
3 de cresol (7.2-8.8) y la
2
1 fenolftaleína (8.3-10.0)
0

0 10 20 30 40 50

NaOH agregado (mL)

 HCl (ac) + NH3(ac)→ NH4Cl(ac)

12 12
11 11
10 10
9 9
8 8
7 7
6 6
pH5 pH5
4 4
3 3
2 2
1 1
0 0

0 10 20 30 40 50 0 10 20 30 40 50
mL HCl mL base

Ahora la parte más inclinada está entre pH 3 y 7, luego me sirve el

azul de bromofenol(3.0-4.6), el anaranjado de metilo(3.1-4.4), el rojo
de metilo (4.2-6.3) y el azul de clorofenol(4.8-6.4)