Universidad Santa María

Núcleo Oriente
Facultad de Farmacia
Análisis Químico Cualitativo II
Semestre II – Sección A

ÁCIDOS Y BASES

Profesora: Bachilleres:
Magaly Aponte Alnaddaf, Narah C.I. 29.538.286
Bonosoro, Alessia C.I. 27.410.319
Hurtado, Juliette C.I. 26.270.548
Martínez, Georgina C.I. 26.933.232
Navarro, Vanessa C.I. 27.455.829
Torres, Jhosue C.I.
 ÍNDICE
Fergg
INTRODUCCIÓN
Uykgt
 ¿QUÉ ES UN ÁCIDO?

El ácido es una sustancia que en disolución acuosa incrementa la

concentración de iones de hidrógeno y es capaz de formar sales por reacción
con algunos metales y con las bases. Los ácidos pueden presentarse en forma
de sólidos, líquidos o gaseosos, todo va a depender de la temperatura.

Ejemplos:

 El Ácido Acético, es el que se encuentra en el vinagre y se produce por la

oxidación del alcohol vínico.

 El Ácido Clorhídrico, es un tipo de ácido muy fuerte, es presentado en forma

de gas, está constituido por cloro e hidrógeno, este tipo de ácido es muy
corrosivo.

 El Ácido Sulfúrico, este tipo de ácido es empleado en las baterías de los

autos, y es el que más uso tiene, sobre todo en el área industrial, este ácido
se obtiene del dióxido de azufre.

 El Ácido Acrílico es soluble en agua, forma polímeros con facilidad y se

aplica en la producción de materiales plásticos y pinturas.

 El Ácido Benzoico, en cambio, es un sólido que se utiliza en farmacias. Otro

ácido sólido es el bórico, con usos antisépticos e industriales.

Ácido Acético Ácido Sulfúrico

 ¿QUÉ ES UNA BASE?
Una base química es toda aquella sustancia que al disolverse libera iones
hidroxilo (OH–). A las bases químicas también se las conoce como álcalis,
porque al disociarse y liberar los grupos hidroxilos, el pH de las soluciones
aumenta, es decir, la solución se alcaliniza. Esto es contrario a lo que sucede
cuando se disuelve un ácido, pues en ese caso el pH disminuye y la solución
se acidifica.

Las bases neutralizan a los ácidos, a menudo formando sales. Las

soluciones alcalinas tienden a percibirse como resbaladizas o jabonosas; esto
sucede porque producen inmediatamente la saponificación de las grasas
presentes en la superficie de la piel.

Ejemplos:

 Hidróxido de sodio (soda  Hidróxido de aluminio

cáustica) (antiácido)
 Hidróxido de calcio (cal) Jabón
 Hidróxido de potasio  Hidróxido de Zinc
 Hidróxido de Hierro  Quinina
 Hidróxido de magnesio  Detergente
(leche de magnesia)
 Amoníaco  Hidróxido de Cobre

Hidróxido de Magnesio Hidróxido de Cobre

 CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDOS Y BASES

Los ácidos son sustancias que se caracterizan por:

 Crea efervescencia cuando se relaciona con el mármol.

 Se presentan en tres de los estados de la materia: Se encuentran
principalmente en estado líquido y gaseoso aunque se pueden encontrar
en estado sólido como es el caso del ácido benzoico.

 Consistencia aceitosa: Tanto los ácidos orgánicos como inorgánicos

tienden a tener una consistencia aceitosa característica.

 pH menor a 7: La escala del pH se obtiene en función de la concentración

de H+ en la solución y es inversamente proporcional a esta. Los ácidos, al
aumentar la concentración de protones, disminuyen el pH de una solución.

 Liberación de protones.- Los ácidos reaccionan liberando protones dentro

de una solución en la cual el ácido se encuentre disuelto. En los ácidos
minerales el hidrógeno tiende a combinarse con metales y metaloides,
mientras que los hidrácidos son formados con la unión de hidrógeno con
minerales no metálicos y con el azufre.

En cambio, las Bases Químicas se caracterizan por ser:

 Absorben protones: Las sustancias básicas o alcalinas juntan o absorben

los protones que se encuentren libres en una solución, a diferencia de los
ácidos que tienen el efecto contrario, que es liberar protones.

 pH mayor a 7: Estas substancias tienen un pH superior a 7, lo que hace

que las que se encuentran en un margen superior a 7 y que llegue a 14 son
considerados bases.
 Se presentan en tres de los estados de la materia: Se encuentran en estado
sólido, en soluciones líquidas y en forma de gases como el cloro gaseoso.

PROPIEDADES DE LOS ÁCIDOS Y BASES

EN ÁCIDOS:

 Acritud o sabor ácido: Al ser probados tienen un sabor picante o agrio (el
llamado “sabor Ácido”), ejemplo de ello son el ácido cítrico de limones,
naranjas, toronjas, chiles, mandarinas y guayabas, así como el ácido
ascórbico (Vitamina C).

 Su solubilidad en Agua es alto.

 Compuestos que incluyen CO3-2 y HCO3- producir el gas CO2.

 Destruye los tejidos biológicos vivos cuando está concentrado.

 Conducen la electricidad en disoluciones acuosas.

 Cambian la coloración del papel tornasol: Los ácidos reaccionan con el

papel tornasol cambiando el color del mismo a un tono rojizo, anaranjado
o magenta, dependiendo del pH del ácido que sea medido.

 Son corrosivos: Los ácidos atacan electroquímicamente a distintas

sustancias de manera que las corroen, por ejemplo el ácido sulfúrico que
actúa corroyendo diversas sustancias entre las que se cuentan gran
variedad de sustancias orgánicas e inorgánicas, como es el caso de la
mayoría de los metales.
Ejemplo:

CaCO3 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2(g) + H2O

NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2(g) + H2O

Reaccionan con metales activos y la producción de sal y el gas H 2.

Ejemplo:

Zn + H2SO4(sol) → ZnSO4(sol) + H2(g)

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 +3H2

Algunos de los metales como Au, Pt, Ag, Cu y Hg son excepciones de

esta propiedad. Ellos son llamados metales nobles. No forman gas H 2 en
reacciones con ácidos. Sin embargo, algunos de los metales nobles
reaccionan con el HNO3 y H2SO4 y no producir H2.

EN BASES:

 Su solubilidad en agua es baja con respecto a los ácidos.

 Metales y sustancias Alcalinas: Consistencia y Propiedades Cáusticas, al

ser disueltos en agua tienden a tomar una consistencia jabonosa, misma
que le da facilidad para deslizarse por la piel, es una de las razones por las
que sustancias básicas han sido usadas desde la antigüedad para
productos de limpieza junto con algunas otras propiedades.

 Sabor Alcalino: Gran variedad de las sustancias denominadas base,

poseen un sabor alcalino similar al del jabón o tienden a ser amargos.
 Sus soluciones con la conducta actual de agua eléctrica.

 Cambian la coloración de papel tornasol: Las sustancias alcalinas o bases,

al entrar en contacto con el papel tornasolado cambian el color de este a
tonos azules verdosos incrementándose la coloración azul conforme
tengan un pH más elevado.

 No reaccionan con los metales: Sin embargo, algunos de los metales como
el Zn y Al reaccionan con las bases y el formulario de gas H 2 y la sal. Estos
metales se llaman metales anfóteros.

Ejemplo:

2Al + 6NaOH → 2Na3AlO3+ 3H2

Zn + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2

Reaccionan con los ácidos y forma de sal y agua. (Reacciones de

neutralización).

¿QUÉ ES LA TEORÍA ÁCIDO – BASE DE ARRHENIUS?

A finales del siglo XIX, Arrhenius estudió la disociación iónica de los

compuestos inorgánicos producida al disolverlos en agua, elaborando la teoría
por la que en el año 1903 recibió el premio Nobel de Química.

Comprobó que había sustancias moleculares que en disolución conducían

la corriente eléctrica; la razón debía ser que daban lugar a iones. Para ello, se
han de romper enlaces covalentes polares y formarse iones. Esto les sucede
a los ácidos y a algunas bases: se disocian originando iones. Además, hay
bases como los hidróxidos que ya tienen iones en su constitución en estado
puro, y esos iones son los mismos que hay cuando el hidróxido se disuelve.
 Arrhenius llegó a la conclusión de que las propiedades características de
las disoluciones acuosas de los ácidos se debían a los iones hidrógeno, H+,
mientras que las propiedades típicas de las bases se debían a los iones
hidróxido, OH-, (también llamados hidroxilo u oxhidrilo). Para ello, propuso las
siguientes definiciones:

Ácido: Sustancia que en medio acuoso se disocia aportando iones hidrógeno

H+ (o su equivalente Ión hidronio H3O+) al medio, de manera que:

HA + H2O → A-(aq) + H3O+(aq)

Ejemplos de Ácidos de Arrhenius:

Ácido HCl + H2O → Cl-(aq) + H3O+(aq)

Clorhídrico:
Ácido Nítrico: HNO3 + H2O → NO3-(aq) + H3O+(aq)
Ácido Sulfúrico: H2SO4 + H2O → SO4-2(aq) + 2 H3O+(aq)

Base: Sustancia que en medio acuoso se disocia produciendo iones hidróxido

OH- al medio, de manera que:

BOH → B+(aq) + OH-(aq)

Ejemplos de Bases de Arrhenius:

Hidróxido Potásico KOH → K+(aq) + OH-(aq)

 Hidróxido de Sodio: NaOH → Na+(aq) + OH-(aq)

Hidróxido de Calcio: Ca(OH)2 → Ca+2(aq) + 2OH- (aq)

Hidróxido de Aluminio: Al(OH)3 → Al+3(aq) + 3 OH-(aq)

FUERZAS DE LOS ÁCIDOS Y BASES

Los ácidos y las bases son sustancias que al disolverse en agua dan iones
(son electrolitos), pero no todos se disocian en idéntica extensión:

 Ácidos Fuertes: Son aquellos que transfieren totalmente sus protones al

agua y no quedan moléculas sin disociar en disolución. Entre los más
comunes están el Ácido Clorhídrico, el Ácido Bromhídrico, el Ácido
Yodhídrico, el Ácido Nítrico, el Ácido Perclórico y el Ácido Sulfúrico.

Ejemplos:

Ácido Clorhídrico:

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

Ácido Nítrico:

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

Ácido Perclórico:

HClO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + CIO4- (ac)

Ácido Sulfúrico:

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

 En el equilibrio, gran parte de la reacción se desplaza hacia la derecha, ya
que el HCI al ser fuerte cede fácilmente su protón. La base conjugada (CI–) es
una base débil por tener poca tendencia a retener el protón.

 Ácidos Débiles: Se disocian solo parcialmente en disolución acuosa y, por

lo tanto, existen como una mezcla del ácido en la que una parte se
encuentra como especie molecular y la otra como especie disociada. Entre
los más comunes se encuentra el Ácido Acético y el Ácido Carbónico.

Ejemplos:

CH3COOH ⇌ H++CH3COO-

H2CO3 ⇌ H++HCO3-

 Bases Fuertes: Se disocian completamente liberando sus iones OH-. Son

ejemplos de bases fuertes el Hidróxido de Sodio y el Hidróxido de Calcio.

Ejemplo:

NaOH (s) H2O Na+ (ac) + OH- (ac)

 Bases Débiles: Son especies que aceptan parcialmente los protones

disponibles en disolución o los extraen desde el agua, con lo cual se forma
el ácido conjugado y los iones OH-. Un ejemplo común es el Amoníaco

Ejemplo:

NO2- (ac) + H2O (l) ⇌ OH- (ac) + HNO2 (ac)

 CONSTANTE DE IONIZACIÓN A 25°C

Constante de ionización de los Ácidos Fuertes

Ácido Reacción Constante Ka

Ácido HCl (ac) + H2O (l) Cl- (ac) + H3O+ (ac) 6,3x10-3
Clorhídrico
Ácido HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac) 1,64x10-4
Nítrico
Ácido HClO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + CIO4- (ac) 8x10-4
Perclórico
Ácido H2SO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HSO4- (ac) 3x10-4
Sulfúrico

Constante de Ionización de los Ácidos Débiles

Ácido Reacción Constante Ka

Ácido Acético CH3COOH ⇌ H+ + CH3COO- 1,8x10-5

Ácido Benzoico C6H5COOH ⇌ H+ + C6H5COO- 6,4x10-5

Ácido Propiónico C2H5COOH ⇌ H+ + C2H5COO- 1,3x10-5

Ácido Carbónico H2CO3 ⇌ H+ + HCO3- K1= 4,2x10-7

HCO3- ⇌ ⇌H+ + CO3= K2= 6,0x10-11
 Constante de Ionización de las Bases Fuertes y Débiles

Bases Fuerte
Ácido Reacción Constante
Ka
Hidróxido de NaOH (s) H2O Na+ (ac) + OH- (ac) Muy grande
Sodio

Bases Débiles
Amoniaco NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH- 1,77x10-5

Anilina C6H5NH2 + H2O ⇌ C6H5NH3 + OH- 4,27x10-10

Etilamina CH3NH2 + H2O ⇌ CH3CH2NH3+ + OH- 6,41x10-4

Metilamina CH3NH2+ + H2O ⇌ CH3NH3+ + OH- 3,70x10-4

TEORÍA DE BRÖNSTED – LOWRY

La teoría fue propuesta por en danés Johannes Nicolaus Brönsted y en

británico Thomas Martin Lowry en 1923 y mejoró ampliamente la teoría
propuesta por Arrhenius.
La teoría de Brönsted - Lowry describe el comportamiento de ácidos y
bases, resaltando el concepto de pH y su importancia en los procesos
químicos, biológicos y ambientales debido a que ayuda a entender porque un
ácido o base fuerte desplazan a otro ácido o base débil de sus compuestos,
contemplando a las reacciones ácido-base como una competencia por los
protones.
Un ácido de Brönsted-Lowry se define como cualquier sustancia que tenga
la capacidad de perder, o “donar un protón” o hidrogenión [H+].
 Una base de Brönsted-Lowry es una sustancia capaz a ganar o “aceptar un
protón” o hidrogenión [H+].

Así, bajo el concepto de Brönsted-Lowry, ácido es sinónimo de donador del

hidrogenión [H+], mientras que la base significa un aceptor del hidrogenión
[H+].

La reacción ácido-base es aquella en la que el ácido transfiere un protón

a una base.

Ejemplo:

El amoníaco recibe un protón del cloruro de hidrógeno y se comporta como

una base de Brönsted – Lowry mientras que el cloruro de hidrógeno al donar
el protón se comporta como un ácido de Brönsted – Lowry.

Para que una sustancia actúe como un ácido de Brönsted – Lowry es

necesario que el hidrógeno esté unido a un átomo más electronegativo que
el de la misma forma, para que una sustancia actúe como base de Brönsted-
Lowry es indispensable que tenga un par de electrones no compartidos con el
cual pueda establecerse el enlace covalente con el protón.
 ÁCIDOS Y BASES CONJUDADOS

Brönsted-Lowry muestran la particular importancia de las soluciones

acuosas.

Debe existir por lo tanto una sustancia capaz de tomar los protones que
otra libera, por lo que se habla de pares ácido – base conjugada.

Anfótero o anfotérico es la capacidad de una molécula que contiene un

radical básico y otro ácido, pudiendo actuar de esta manera, según el medio
en el que se encuentre, ya sea como ácido, o como base. Los aminoácidos
son un claro ejemplo de ello.

Si se trata de una solución acuosa, el agua (que también tiene carácter

anfótero); es la que toma o libera los hidrogeniones [H +] reaccionando con el
[H+ OH-] para formar el Ión hidronio [H3O+].

Cuando el agua acepta un protón, actúa como base. Cuando el agua

pierde un protón, actúa como ácido.

También el agua actúa como ácido en presencia de una base más fuerte
que ella como el amoníaco.

Ácido

Base
Ácido Base
Conjugado Conjugado
 Ácido Base Base Ácido
Conjugado Conjugado

En esta reacción, el Cloruro de Hidrógeno gaseoso es el que trabaja como

ácido y el agua como la base, que al unirse forman el Ión hidronio [H3O+] que
se considera como la hidratación del protón desprendido de la molécula ácida.

Ahora bien, al observar la reacción de forma inversa, se puede reconocer

que el Ión hidronio H3O+ es el que trabaja como ácido de Brönsted – Lowry,
porque al donar el protón el Ión cloruro es quien lo acepta (porque trabaja como
base de Brönsted – Lowry). Este tipo de combinaciones recibe teóricamente
el nombre de par conjugado ácido-base.

En el concepto de Brönsted – Lowry todas las reacciones son de

neutralización en la dirección en que son espontáneas, es decir en la
dirección que se pasa de ácidos y bases más fuertes a ácidos y bases más
débiles.
 Este mismo concepto, de ácido y base de Brönsted – Lowry, ayuda a
entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus componentes
(de igual manera sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones
ácido-base se vislumbran como una competencia por los protones (H +).

En forma de ecuación química, la siguiente reacción:

- Al hacer reaccionar el Ácido1 con la Base2; el Ácido1 transfiere un protón a

la Base2.

- Al perder el protón, el Ácido1 se convierte en su base conjugada, Base1.

- Al ganar el protón, la Base2 se convierte en su ácido conjugado, Ácido 2.

Esta ecuación, representa “el equilibrio” ya que puede desplazarse a

derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección que se
produzca el par Ácido – Base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte
en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion
hidronio:
 TEORÍA DE LEWIS

Gilbert Newton Lewis químico estadounidense que en 1938 formuló la

teoría del enlace covalente donde propuso que no todas las reacciones ácido-
base implican transferencia de protones, pero sin embargo forman siempre un
enlace covalente dativo.

Propuso la escritura de fórmulas utilizando puntos para resaltar los

electrones.

Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos

de átomos, para formar un enlace covalente dativo. (H+)

Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres, capaces de ser

donados para formar enlaces covalentes dativos. (OH-)

El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener

algún par de electrones solitarios. La reacción de un ácido con una base de
Lewis da como resultado un compuesto de adición.

Todas las sustancias químicas que son ácidos o bases según las teorías
de Arrhenius y de Brönsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de
Lewis; pero muchos ácidos de Lewis, no lo son de Brönsted.

Ejemplo:

(BF3 + NH3 → F3B + NH3).

 También existen sustancias de Lewis, que pueden actuar como ácidos y
bases a la vez, es decir, son anfóteras (ej: Óxido de Aluminio).

Según la teoría de Lewis, un Ión hidrógeno (H+), invariablemente será un

ácido, y un Ión hidróxido, (OH-), siempre será una base; pero las definiciones
de Lewis amplían el modelo ácido - base por lo que tienen gran importancia
en la química orgánica ya que el concepto de Lewis además identifica como
ácidos ciertas sustancias que no contienen hidrógeno y que tienen la misma
función que los ácidos comunes que contienen hidrógeno.

Ejemplo:
SO3 + (O)-2 (SO4)-2

Donde el SO3 actúa como ácido y el (SO4)-2 como base.

AlCl3 + Cl AlCl4-
Donde el Tricloruro de Aluminio actúa como ácido y el ion
Tetracloruro de Aluminio como base. Muchos de los ácidos de Lewis, son
importantes catalizadores en diversas reacciones orgánicas.

LEWIS DETERMINÓ:

Una base como una sustancia que posee un par de electrones sin
compartir, con el cual puede formar un enlace covalente con un átomo, una
molécula o un Ión.

Un ácido es una sustancia que puede formar un enlace covalente

aceptando un par de electrones de la base.

Para los ácidos y las bases de Lewis, existen reglas cualitativas que nos
permiten poder predecir la fuerza de una sustancia, y estimar incluso, que tipo
de base preferirá un ácido concreto o viceversa. Estas reglas se pueden dividir
en:

Bases fuertes: Son aquellas sustancias que tienen un átomo que cede,
cuya densidad electrónica se deforma difícilmente (polariza), debido a esto,
por lo general, el átomo dador es de pequeño tamaño y bastante
electronegativo.

Ejemplos: F-, OH-, O-2

Bases Débiles: En cambio, son aquellas sustancias que poseen un átomo

dador cuya densidad electrónica se deforma fácilmente. Dichos átomos suele
ser menos electronegativos, y de mayor tamaño que en las bases fuertes.

Ejemplos: Br-, I-, CN-, CO-

Las especies químicas que funcionan como ácidos de Lewis, incluyen

moléculas o átomos que posean octetos incompletos, varios cationes
sencillos, algunos átomos metálicos y los compuestos que tienen átomos
centrales capaces de extender sus niveles de valencia.

En general, los ácidos que forman mejor los enlaces con las bases fuertes,
reciben el nombre de ácidos fuertes, y los ácidos que forman mejores enlaces
con las bases débiles, reciben el nombre de ácidos débiles.

Ácidos Fuertes de Lewis: Ácidos Débiles de Lewis:

H+ Li+ Na+ K+ Be+2 Mg+2 Ca+2 Cu+ Ag+ Au+ Ti+ Hg+ Cs+ Pd+2
Sr+2 Sn+2 Al+3 Si+4 Cd+2 Pt+2 Hg+2
 DIFERENCIA ENTRE LA TEORÍA DE BRÖNSTED – LOWRY Y
LEWIS

Teoría Arrhenius Brönsted - Lowry Lewis

Definición de
Cede H+ en agua Cede H+ Captador de e-
Acido
Definición de Cede OH- en
Acepta OH- Donador de e-
Base agua
Formación de
Formación de Transferencia de
Neutralización enlace covalente
agua H+
coordinado

Ecuación H+ + OH- → H2O HA + B- → A- + BH A+ + B- → A - B

Solo soluciones Solo transferencia

Limitación Teoría general
acuosas de H+

IMPORTANCIA DEL SOLVENTE

Un disolvente o solvente es una sustancia en la que diluye un soluto (un
sólido, líquido o gas químicamente diferente), resultando en una disolución;
normalmente es el componente de una disolución presente en mayor cantidad.

El agua es considerado el solvente universal, las moléculas de agua están

formadas por un átomo de Oxígeno y dos átomos de hidrogeno, mediante un
enlace covalente en el que los electrones son compartidos en las capas más
exteriores del átomo, pero en el caso del agua, al tener el Oxígeno un núcleo
muy cargado de protones, atrae a los electrones de modo que no se compartan
dejando una asimetría de cargas que se conoce con el nombre de “polaridad”.
Esta polaridad es la que confiere al agua sus propiedades como disolvente
universal. El agua puede separar el soluto polar y puede disolver muchas
sustancias diversas.

Cuando un compuesto iónico o polar está en el agua, los dipolos negativos

del agua la rodean y la atraen por la parte positiva del soluto y al contrario en
los dipolos positivos, como ocurre con el agua y la sal que es facialmente
soluble.

El elevado momento dipolar del agua y su facilidad para formar puentes de

hidrógeno hacen que el agua sea un excelente disolvente. Una molécula o ión
es soluble en agua si puede interaccionar con las moléculas de la misma
mediante puentes de hidrógeno o interacciones del tipo Ión - dipolo.

Con aniones que tengan átomos de oxígeno (CO3-2 -, SO4-2, NO-) pueden
formar puentes de hidrógeno, dado que el oxígeno actúa como aceptor de los
mismos. Además, hay que tener en cuenta la atracción del anión sobre el
dipolo del agua. Lo mismo ocurre con Cl - o F-, que tienen pares de electrones
solitarios y que pueden actuar como aceptores de puentes de hidrógeno. Por
su parte, los cationes como el Na+, el K+, el Ca++ o el Mg++ se rodean de
moléculas de agua a las que unen mediante interacciones del tipo ión dipolo;
los átomos de oxígeno se orientan hacia el catión.

Las moléculas neutras son solubles -miscibles- en agua si pueden formar

puentes de hidrógeno, como aceptoras (acetona), donadoras
(mercaptoetanol) o ambas (etanol). La solubilidad de moléculas más grandes
y complejas depende del número de grupos (iónicos, polares) que tenga y de
la geometría de la molécula.

AUTOIONIZACIÓN DEL SOLVENTE

La auto – ionizacion del agua, también conocida con el nombre de, auto –
disociación del agua, es la reacción que se produce para que dos moléculas
de agua reacciones, disociándose y produciendo un Ión Hidronio y un Ión
Hidróxido. Este proceso está basado en la naturaleza anfótera de la molécula
del agua.

El agua presenta un ligero proceso de auto – ionización, en el cual, unas

moléculas de agua transfieren un H+ a otras, dando como resultado una
reacción Ácido – Base de tipo:

H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O- + (aq) + OH-

Ácido 1 Base 2 ácido 2 base 1

Los pares conjugados resultantes son: ácido1 – base1, y ácido2 –
base2.

La constante de dicho equilibro se escribe generalmente asociando al valor

de K, la concentración del agua que no se encuentra ionizada, valor que se
considera constante.

De este modo resulta que:

K = [H3O+] . [OH-] / [H2O] . [H2O]

Kw = [H3O^+] . [OH^-]

La nueva constante que aparece, conocida como Kw., hace referencia al

producto iónico del agua, pues ésta se reduce a un producto de las
concentraciones molares de los iones de hidronios, H3O^+ y de hidróxido, OH-
en el equilibrio. El valor de la constante (Kw.) es de 10-14, cuando la
temperatura es de 25ºC, ya sea tratándose de agua pura o en el caso de
disoluciones acuosas diluidas.
 Cuando se trata a otras temperaturas, el producto iónico del agua varía
entre 10-13 y 10-15, como se puede observar en la siguiente tabla, donde se
tratan los valores de Kw a distintas temperaturas:

Temperatura: 0 ºC 10 ºC 25 ºC 45 ºC 60 ºC

Kw: 1.13x 10-15 2.92 x 10-15 1.00 x 10-14 4.02x10-14 9.61x10-14

En la reacción de auto – ionización del agua, por cada Ión H3O+ que se
forme, se produce también un ion OH-. Por lo cual, en el agua pura la
concentración molar de los dos iones anteriormente mencionados, es la
misma. El valor de esta concentración se deduce, del valor de la constante del
producto iónico del agua, a 25ºC:

Kw = [H3O+]. [OH-] = 10-14 → [H3O+] = [OH-] = 10-7 M

Las disoluciones acuosas que cumplen con esta condición, se conocen

como disoluciones neutras.

En las disoluciones conocidas como, disoluciones ácidas, hay un exceso de

iones H3O+. Con respecto a la cantidad de iones OH-, pero el valor constante
de Kw, exige que la concentración de iones OH-, disminuya en la misma
cantidad que aumento la concentración de [H3O+]. Es decir:

[H3O+]. > 10-7 M, a 25ºC de temperatura.

[OH-] < 10-7 M, a 25ºC.

Sin embargo, sucede lo contrario con las disoluciones básicas, pues en

ellas, hay un exceso de iones OH^-, con respecto a los iones [H3O+. Aunque
se mantenga constante el valor de Kw:

[OH-] > 10-7 M, a 25ºC.

 [[H3O+]. < 10-7 M, a 25ºC.

SOLVENTES INERTES
Los solventes inertes son aquellos que no alteran la naturaleza del soluto.
Ejemplos:

- El H2O

- Éter

- Alcohol

- Acetona

RELACIÓN KW, KA Y KB

El disolvente que nos interesa en el tratamiento de ácidos y bases en

bioquímica es el agua.

Un ácido, AH, es una substancia que en disolución acuosa cede protones

al agua:

AH + H2O --> A- + H3O+

De forma análoga, una base, A-, es una substancia que acepta protones
del agua, por ejemplo:

A- + H2O --> AH + OH-

La extensión de las reacciones anteriores permite clasificar a los ácidos y

las bases como fuertes o débiles. Si, en el equilibrio, las reacciones están
prácticamente desplazadas a la derecha, se habla de ácidos y bases fuertes,
y se dice que la cesión o aceptación de protones es total. Por el contrario, si
las reacciones anteriores ocurren sólo parcialmente en el equilibrio, se habla
de ácidos y bases débiles. En este último caso se usan las constantes ácida o
básica (a veces llamadas respectivamente, de disociación ácida, Ka y de
hidrólisis, Kb):

Ka = [A-] [H3O+] / [AH]

Kb = [AH] [OH-] / [A-]

RESULTA FÁCIL COMPROBAR QUE:

Ka . Kb = Kw = 10-14

De forma que si un ácido, AH, es débil y su constante ácida es, por ejemplo,
del orden de 10-5, su base conjugada, A-, será también una base débil, con
constante Kb = 10-9.

ECUACIÓN DE HENDERSON – HASSELBALCH

La ecuación de Henderson – Hasselbalch se utiliza para calcular el pH de
una solución buffer o tampón, a partir del pKa (la constante de disociación del
Ácido) y de las concentraciones de equilibrio del Ácido o Base, del Ácido o la
base conjugada.

pH = pKac + log [A-]

[HA]

Ejemplo:

Supongamos que obtenemos los siguientes valores:

pH = 7.4
[H+] = 3.9811 x 10-8 M (se calcula a partir del pH)

HCO3-- = 24 mM

[CO2] = 1.2 mM

Si ahora se supone que el sistema está en equilibrio (y esta es una

suposición razonable, ya que las constantes de velocidad asociadas a estas
reacciones son grandes), se puede calcular la concentración de H2CO3, dadas
las concentraciones de CO2 y HCO3- descritas anteriormente, de la siguiente
manera:

Se comienza con la reacción de disociación del ácido carbónico

H2CO3 HCO3- + H+

Y se define la constante termodinámica para la disociación del ácido

Keq = [ HCO3- ] . [H+] / [H2CO3]

Al despejar la concentración del ácido carbónico se obtiene

[H2CO3] = [ HCO3- ] . [H+ ] / Keq

Si se sustituyen los valores que corresponden a las concentraciones de
bicarbonato, hidrogeniones y de la constante de equilibrio, se obtiene que la
concentración de ácido carbónico en sangre es de 6.05 uM (6.05 x 10-6 M). La
concentración de este ácido es aproximadamente tres órdenes de magnitud
más pequeña que la concentración de CO 2 (1 mM). Si se sustituye la
verdadera concentración de ácido carbónico en la ecuación de Henderson –
Hasselbalch sin cambiar el valor del pK de 6.1, se obtiene un resultado (9.7)
que nada tiene que ver con el pH de la sangre (7.4). Sin embargo, si se utiliza
el pK de 3.8 y las concentraciones de H2CO3 (6.05 uM) y HCO3- (24 mM), se
obtiene que el pH es de 7.4. En resumen, para conocer el pH de la sangre, en
la ecuación de Henderson – Hasselbalch se tiene que utilizar la concentración
de dióxido carbono y no la del ácido carbónico.
CONCLUSIÓN
DLKJQEKJFJ