QUÍMICA GENERAL

QUIM 002
UNIDAD IV
EQUILIBRIO QUIMICO: ACIDO-BASE
 Introducción

https://www.youtube.com/watch?v=iU8_9wGekwg&ab_channel=EsCiencia
 Características generales ácidos
 Los ácidos reaccionan con algunos metales
desprendiendo hidrógeno.

 Dan coloraciones distintas con algunos compuestos

llamados indicadores. P. ej.: enrojecen el papel
indicador universal o dejan incolora a la
fenolftaleína.

 Sus disoluciones acuosas conducen la corriente

eléctrica.

 Neutralizan sus efectos al reaccionar con las bases.

 Atacan al mármol (CaCO3) y otras rocas

carbonatadas desprendiendo CO2.

 Ej: ácido cítrico (zumo de limón) o ácido acético

(vinagre).
 Características generales bases
 Producen precipitados en las disoluciones
de algunas sales como las de magnesio.

 Dan coloraciones características con los indicadores.

 Sus disoluciones acuosas conducen la corriente

eléctrica.

 Sus disoluciones acuosas tienen un tacto jabonoso.

 Neutralizan sus efectos al reaccionar con los ácidos.

 Ej.: amoniaco, sosa cáustica, lejía.

 Concepto de ácido-base: Arrhenius
Un ácido es una sustancia que produce H+ (H3O+) en agua.

Una base es una sustancia que produce OH- en agua.

Concepto de ácido-base: Brønsted & Lowry
Un ácido es un donador de protón que genera una base conjugada.

Una base es un aceptor de protón que genera un ácido conjugado.

base ácido ácido base

ácido base
base ácido
conjugado conjugada
 Concepto de ácido-base: Lewis
Un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones.

Una base es una sustancia que puede donar un par de electrones.

•• - ••
H+ + OH

••
H O H
•• ••
ácido base
H H
+
H+ +
••

N H H N H
H H
ácido base
 Reacción de neutralización
Es una reacción entre un ácido y una base.

Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte

se obtiene una sal y agua.

Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene

su respectiva especie conjugada y agua.

ácido + base sal + agua

HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H2O (l)

H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O (l)

H+ + OH- H2O (l)

 Reacción de neutralización
Ejemplo

Leche de magnesia Mg(OH)2

Composición: Cada 100 mL contiene: Hidróxido de magnesio

8.5 g; Hipoclorito de calcio y 2 a 5 ppm de cloro y agua.

Indicaciones: Laxante antiácido.

Mg(OH)2(s) + 2 H+(ac) → Mg2+(ac) + 2 H2O(l)

Mg(OH)2(s) + 2 HCl (ac) → Mg2+(ac) + 2 H2O(l)

 Ejercicio 1
Si se requieren 37,5 mL de una solución 0,25 molar de HCl para neutralizar
20,8 mL de una solución de NaOH. ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio
hay en la solución?

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O

MHCl x VHCl = MNaOH x VNaOH Vol solución = Vol HCl + Vol NaOH

0,25 M x 37,5 mL = MNaOH x 20,8 mL Vol solución = 37,5 mL + 20,8 mL

MNaOH = (0,25 M x 37,5 mL) / 20,8 mL Vol solución = 58,3 mL = 0,058 L

MNaOH = 0,451 M

Masa NaOH = M NaOH x MM NaOH x Vol. Sln (L)

Masa NaOH = 0,451 M x 40,0 g/mol x 0,058 L
Masa NaOH = 1,05 g
 Fuerza de ácidos y bases
Electrólito fuerte: 100% disociación

NaCl (s) H2O Na+ (ac) + Cl- (ac)

Electrólito débil: no se disocia por completo

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

La facilidad de un ácido para ceder un protón y la de

FUERZA
una base para aceptarlo.

Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia o se ioniza:

TOTALMENTE: ácidos o bases FUERTES Ka o Kb ∞

PARCIALMENTE: ácidos o bases DÉBILES Ka o Kb finita

 Fuerza de ácidos y bases

Ejemplos:
Ácido Cede fácilmente un protón HCl, HClO4, HNO3, H2SO4
fuerte

Base Acepta fácilmente un protón NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2

fuerte

Ácido Cede con dificultad un protón CH3COOH, H2CO3, HCN, HF

débil

Base Acepta un protón con dificultad NH3,C6H5NH2, CH3NH3Cl

débil
 Fuerza de ácidos y bases

Ácido fuerte Ácido débil

 Fuerza de ácidos y bases
Ácidos fuertes son electrólitos fuertes

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)

Ácidos débiles son electrólitos débiles

HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F- (ac)

HNO2 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO2- (ac)
HSO4- (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + SO42- (ac)
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac)
 Fuerza de ácidos y bases

Bases fuertes son electrólitos fuertes

H2 O
NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac)
H2 O
KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac)
H2 O
Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)

Bases débiles son electrólitos débiles

F- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HF (ac)

NO2- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HNO2 (ac)
 Ejercicio 2
¿Cuál es la concentración de hidroxilo de una disolución 0,018 M Ba(OH)2?

Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación.

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)

Inicial 0,018 M 0,0 M 0,0 M

Final 0,0 M 0,018 M 2 x (0,018 M)

[OH-] = 0,036 M
 Ejercicio 3
Se mezclan 1,40 g de hidróxido potásico y 1,00 g de hidróxido sódico.
La mezcla se disuelve en agua y se diluye hasta 100 mL.
Calcular la concentración de ión hidroxilo de la disolución.

KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac) NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac)
moles KOH = masa (g) / MM (g/mol) moles NaOH = masa (g) / MM (g/mol)
moles KOH = 1,40 g / 56,11 g/mol moles NaOH = 1,00 g / 39,99 g/mol
moles KOH = 0,025 moles moles NaOH = 0,025 moles
moles OH- = 1 x 0,025 moles moles OH- = 1 x 0,025 moles

moles totales OH- = 0,025 moles + 0,025 moles

moles totales OH- = 0,050 moles

[OH-] = moles / Vol. Sln. (L)

[OH-] = 0,050 moles / 0,1 L

[OH-] = 0,50 mol/L = 0,50 M

 Ejercicio 4
El hidróxido de calcio es una base fuerte barata poco soluble en agua,
si se disuelven 0,160 g de Ca(OH)2 por 500 mL de disolución a 25ºC.
¿Cual es la concentración de ión hidroxilo de la disolución saturada?
MM Ca(OH)2 = 74,10 g/mol

Ca(OH)2 (s) Ca+2 (ac) + 2 OH- (ac)

moles Ca(OH)2 = masa (g) / MM (g/mol)

moles Ca(OH)2 = 0,160 g / 74,09 g/mol

moles Ca(OH)2 = 2,16 x 10-3 moles

moles OH- = 2 x 2,16 x 10-3 moles

moles OH- = 4,32 x 10-3 moles

[OH-] = moles / Vol. Sln. (L)

[OH-] = 4,32 x 10-3 moles / 0,5 L

[OH-] = 8,64 x 10-3 mol/L = 8,64 x 10-3 M

Propiedades ácido-base del agua
H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)

autoionización del agua

+ -
H O + H O [H O H ] + H O
H H H

ácido
base conjugado
H2O + H2O H3O+ + OH-
base
ácido
conjugada
 El producto iónico del agua
[H+][OH-]
H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) Kc = [H2O] =constante
[H2O]

Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]

La constante del producto iónico (Kw) es el producto de

las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura
particular.

La disolución es
[H+] = [OH-] neutra
A 250C [H+] > [OH-] ácida
Kw = [H+][OH-] = 1,0 x 10-14
[H+] < [OH-] básica
 Ejercicio 5
¿Cuál es la concentración de los iones OH- en una disolución HCl
cuya concentración de ion hidrógeno es 1,3 M?

Kw = [H+][OH-] = 1,0 x 10-14

[H+] = 1,3 M

K 1,0 x 10-14
w -15 M
[OH-] = = = 7,7 x 10
[H+] 1,3
 El pH: una medida de la acidez
En 1909 Soren-Sorgensen, bioquímico que trabajaba en la cervecería
Calsberg, propuso un método para expresar la acidez de una disolución.

Definió el término pH (power of the Hydrogen ion):

pH = -log [H+]

La disolución es A 250C
neutra [H+] = [OH-] [H+] = 1 x 10-7 pH = 7
ácida [H+] > [OH-] [H+] > 1 x 10-7 pH < 7
básica [H+] < [OH-] [H+] < 1 x 10-7 pH > 7

pH [H+]
 pH y pOH

pH = log 1/[H+] = -log [H+]

[H+]= [H3O+]

pOH = -log [OH-]

KW = [H3O+][OH-]= 1.0x10 -14

-log KW = -log [H3O+] – log [OH-]= -log (1.0x10-14)

pKW = pH + pOH= -(-14)

pKW = pH + pOH = 14
Escala de pH y pOH
 pH y otras funciones logarítmicas
Dado que la mayoría de las concentraciones de especies en soluciones
acuosas son potencias negativas de 10, se define el operador matemático
“p = - log”.

Para una especie de concentración C, pC = - log C.

En el caso de la especie H+ pH = -log [H+]

El operador “p” también puede aplicarse a constantes de equilibrio.

Ej.: Para un ácido de Ka = 1 x 10-5 pKa = 5

 Cálculo de pH de ácidos fuertes
En general para cualquier ácido fuerte monoprótico*:

HX → H+ + X-
[HX] = [H+]

pH=-log [H+]

* Un ácido monoprótico es el que solamente puede entregar un H+ por molécula.

¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3?

HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación

pH = -log [HNO3] = -log [H+]

pH = -log [H+]
pH = -log (2 x 10-3)
pH = 2,7
 Cálculo de pH de ácidos fuertes
El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región de Estados Unidos
fue 4,82. ¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia?

pH = -log [H+]

[H+] = 10-pH

[H+] = 10-4,82

[H+] = 1,5 x 10-5 M

 Cálculo de pH de bases fuertes
En general para cualquier base fuerte:

MOH → M+ + OH-
[MOH] = [OH-]

pOH=-log [OH-]

pH = 14 - pOH

La concentración de iones OH- de una muestra de sangre es 2,5 x 10-7 M.

¿Cuál es el pH de la sangre?
pOH = -log [OH-]
pOH = -log (2,5 x 10-7)
pOH = 6,60
pH = 14,00 – pOH
pH = 14,00 – 6,60 = 7,40
 Medida de pH
1. Para realizar medidas del pH que no necesiten ser muy precisas
se utilizan unas sustancias llamadas indicadores, que varían
reversiblemente de color en función del pH del medio en que están
disueltas.
2. Se pueden añadir directamente a la disolución o utilizarlas en forma
de tiras de papel indicador.
3. Para realizar medidas exactas se utiliza un pH-metro, que mide
el pH por un método potenciométrico.
 Ejercicio 6
Todos los siguientes son ácidos
fuertes excepto:

a. HNO3
b. HCl
c. CH3COOH
d. HClO4
 Ejercicio 7

El pH de una solución de HNO3

0.005M es:

a. 0.30
b. 1.3
c. 11.7
d. 2.3
 Ejercicio 8

La concentración de ión hidroxilo

de una solución de Ca(OH)2 0.25 M
es:

a. 0.3 M
b. 0.5 M
c. 0.25 M
d. 0.50 M
 Ejercicio 9

El pH de una solución de Ca(OH)2

0.25 M es:

a. 0.30
b. 0.60
c. 13.4
d. 13.7
Ácidos débiles monopróticos (HA) y
su constante de ionización ácida
HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac)

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

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

Ka es la constante de ionización ácida

ácido débil
Ka
fuerza
Constantes de ionización de algunos
ácidos débiles

35
 Cálculo de pH de un ácido débil (HA)
¿Cuál es el pH de una disolución 0,5 M HF cuya Ka es 7,1 x 10-4 a 250C?

HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) Ka = 7,1 x 10-4

HF (ac) H+ (ac) + F- (ac)

Inicial (M) 0,50 0,00 0,00
Cambio (M) -x +x +x
Equilibrio (M) 0,50 - x x x

[H+][F-]
Ka =
[HF]

(x)•(x)
7,1 x 10-4 =
(0,50 – x)
 Cálculo de pH de un ácido débil (HA)
¿Cuál es el pH de una disolución 0,5 M HF cuya Ka es 7,1 x 10-4 a 250C?
x2
7,1 x 10-4 =
(0,50 – x)
Uso de la aproximación para eliminar x Ci/Ka ≥ 500
en el valor del denominador

Ci/Ka = 0,5/ 7,1 x 10-4 Ci/Ka = 704 704 ≥ 500 VERDADERO

Aproximación válida
0,50 – x  0.50
x 2
7,1 x 10-4 =
0,50
(7,1 x 10-4 • 0,50) = x2
3,55 x 10-4 = x2
√3,55 x 10-4 = x
0,019 = x
 Cálculo de pH de un ácido débil (HA)
¿Cuál es el pH de una disolución 0,5 M HF cuya Ka es 7,1 x 10-4 a 250C?

0,019 = x

[H+] = [F-] = x = 0,019 M

[HF] = 0,50 – x = 0,50 M – 0,019 M = 0,48 M

pH = -log [H+]

pH = -log 0,019

pH = 1,72
 Cálculo de pH de un ácido débil (HA)
¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0,122 M cuya Ka es 5,7 x 10-4?

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

Inicial(M) 0,122 0,00 0,00
Cambio(M) -x +x +x
Equilibrio(M) 0,122 - x x x

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

(x)•(x)
5,7 x 10-4 =
(0,122 – x)

x2
5,7 x 10-4 =
(0,122 – x)
 Cálculo de pH de un ácido débil (HA)
¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0,122 M cuya Ka es 5,7 x 10-4?
x 2
5,7 x 10-4 =
(0,122 – x)
Uso de la aproximación para eliminar x Ci/Ka ≥ 500
en el valor del denominador

Ci/Ka = 0,122/ 5,7 x 10-4 Ci/Ka = 214 214 ≥ 500 FALSO

Aprox. no válida
Despejar x y resolver ecuación cuadrática

x2
5,7 x 10-4 =
(0,122 – x)
5,7 x 10-4 • (0,122 – x) = x2
6,95 x 10-5 - 5,7 x 10-4 x = x2
x2 + 5,7 x 10-4 x - 6,95 x 10-5 = 0
 Cálculo de pH de un ácido débil (HA)
¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0,122 M cuya Ka es 5,7 x 10-4?

x2 + 5,7 x 10-4 x - 6,95 x 10-5 = 0

ax2 + bx + c = 0

a=1 b = 5,7 x 10-4 c = -6,95 x 10-5

x = (-5,7 x 10-4) ± √ (5,7 x 10-4 )2 – (4 • 1 • -6,95 x 10-5)

(2 • 1)

x1 = 0,0081

x2 = -0,0086
 Cálculo de pH de un ácido débil (HA)
¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0,122 M cuya Ka es 5,7 x 10-4?

0,0081 = x

[H+] = [A-] = x = 0,0081 M

[HA] = 0,122 – x = 0,122 M – 0,0081 M = 0,114 M

pH = -log [H+]

pH = -log 0,0081

pH = 2,09
 Porcentaje ionización de un ácido
Relación de la concentración del ácido ionizado en el equilibrio y
la concentración inicial del ácido.

Porcentaje de
Concentración del ácido ionizado en el equilibrio
ionización = x 100%
Concentración inicial del ácido

Para un ácido monoprótico HA

[H+]
Porcentaje de ionización = x 100%
[HA]0 Acido fuerte

[HA]0 = concentración inicial de HA

% Ionización
Acido débil

Concentración Inicial de ácido

 Porcentaje ionización de un ácido
En el caso anterior: disolución 0,5 M HF

x = [H+] = 0,019 M y [HF] 0,5 M

[H+] 0,019
Porcentaje de ionización = x 100 = x 100 = 3,8%
[HA]0 0,5

En el caso anterior: disolución de ácido monoprótico 0,122 M

x = [H+] = 0,0081 M y [HA] 0,122 M

[H+] 0,0081
Porcentaje de ionización = x 100 = x 100 = 6,63%
[HA]0 0,122
 Cálculo de pH de una base débil

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

[NH4+][OH-]
Kb =
[NH3]

Kb es la constante de ionización básica

fuerza
Kb
de base débil
 Ejercicio 10

El pH de una solución de ácido

cianhídrico 0.010M, HCN es:
(Ka = 4,9×10-10)

a. 2.0
b. 5.7
c. 7.3
d. 4.5
 Ejercicio 11
Una disolución acuosa de ácido yodhídrico 0.100 M posee
una concentración de protones de 0,0335 mol/L, calcular:

a) La constante de ionización del ácido (Ka).

b) La concentración de ácido yodhídrico necesaria para que

el pH de la disolución sea 2,0.
 Disoluciones amortiguadoras
(tampón o buffer)
Sistemas de dos componentes que cambian el pH sólo muy ligeramente
con la adición de pequeñas cantidades de un ácido o una base.

Los dos componentes no deben neutralizarse entre sí.

Solución buffer ácida: un ácido débil y su base conjugada suministrada

como sal.

Solución buffer básica: una base débil y su ácido conjugado

suministrado como sal.
 Disoluciones amortiguadoras
(tampón o buffer)

Suponga un amortiguador constituido por ácido débil (HA) y MA (una sal

del ácido débil y base fuerte). En este sistema:

1.- El ácido estará parcialmente disociado según la ecuación:

HA ↔ H+ + A-
Aplicando la ley de acción de masas:

[H  ]  [A  ]
Ka 
[HA]
 Disoluciones amortiguadoras
(tampón o buffer)
HA ↔ H+ + A-

2. La sal está completamente disociada, y por lo tanto, el ión A-

procedente de esta sal desplazará el equilibrio de disociación del
ácido hacia la izquierda, haciendo que disminuya la [H+].

3. La presencia conjunta de la sal y el ácido hace decrecer la acidez libre,

es decir, que el ácido débil HA apenas estará disociado y su
concentración será la concentración inicial que hay en el sistema.

4. Como el ácido HA apenas está disociado, la concentración de la

base conjugada [A-] en el sistema será la concentración de sal
MA que hay en el sistema.
 Disoluciones amortiguadoras
(tampón o buffer)

HA ↔ H+ + A-

[H  ]  [A  ] HA H+ AA
--
Ka  HA HA A-
[HA] HA HA H+ AA
--

A-
HH
++ A-
A-
 [H  ]  [A  ] [HA]
Ka  
[H ]  K a  
[HA] [A ]
[HA]
log [H+] = log Ka + log
[A-]

[HA]
-log [H+] =-log Ka - log
[A-]
[HA] [A-]
pH = pKa - log pH = pKa + log
[A-] [HA]
[base conjugada]
pH = pKa + log
[ácido]

[Sal] Ecuación de
pH = pKa + log
[ácido] Henderson-Hasselbalch
Disoluciones amortiguadoras
(tampón o buffer)

Cambio de pH tras añadir

ácido/base al agua
 Disoluciones amortiguadoras
(tampón o buffer)

Cambio de pH tras añadir ácido/base a una disolución

amortiguadora
 Ejercicio 12
Calcule el pH del sistema amortiguador 0,30 M NH3 / 0,36 M NH4Cl.

NH4+ (ac) H+ (ac) + NH3 (ac) pKa = 9,25

[NH3]
pH = pKa + log
[NH4+]

[0,30]
pH = 9,25 + log
[0,36]

pH = 9,17
 Ejercicio 13

El pH de una solución de ácido

cianhídrico 0.010M, HCN es:
(Ka = 4,9 × 10-10)

a. 2.0
b. 5.7
c. 7.3
d. 4.5
 Ejercicio 14
El pH de una solución que es 0,050M
de HNO2 y 0,050M en NaNO2 es:

Dato: Ka(HNO2) = 4,5 x 10–4.

a. 10,7
b. 3,4
c. 2,5
d. 11,5
 Ejercicio 15

El pH de una solución que contiene

C5H5N 0,075 M y C5H5NHCl 0,050 M:

Dato: Kb(C5H5N) =1,7 x 10–9.

a. 8.60
b. 3.30
c. 5.40
d. 11.50
 Ejercicio 16
Calcule el pH de las siguientes soluciones amortiguadoras:
a) HCOONa 0,100 M más HCOOH 0,180 M, Ka = 1,8 x 10-4
Respuesta: pH = 3,5

b) C5H5N 0,075 M más C5H5NHCl 0,050 M, Kb = 1,7 x 10-9

Respuesta: pH = 5,4