FACULTAD DE MEDICINA

QUÍMICA GENERAL

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Acido Base
Dr. Juan Marlon M. García Armas
 ACIDOS Y BASES

Características Clasificaciones Reacciones Acido Base

Teoría de Teoría de Ionización Neutralización

Arrhenius Bronsted-Lowry

Fuertes Débiles Monoproticos Poliproticos

Grado de Acidez y Basicidad, pH y pOH

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Donde encontramos sustancias
acidas?

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Algunas Propiedades
ACIDOS

✓ Tienen sabor agrio

✓ Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo
✓ Reaccionan con algunos metales (Mg, Zn, Fe)
liberando H2
✓ Reaccionan con las bases formando sal y agua
✓ En solución acuosa permitan el paso de la
corriente eléctrica

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 Jabón
Piedra
caliza Lejía

Y las sustancias básicas?

Detergentes

Hoja
de
coca

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Algunas Propiedades
BASES ó HIDROXIDOS

✓ Sabor amargo
✓ Al tacto son resbalosos (semejante al jabón)
✓ Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul
✓ Reacciona con los ácidos formando sal y agua
✓ En solución acuosa dejan pasar la corriente
eléctrica

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 ACIDOS Y BASES

Características

Teoría de Teoría de
Arrhenius Bronsted-Lowry

Svante Arrhenius, J.N. Bronsted, T. Lowry,

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sueco (1859-1927) danés (1879-1947) ingles (1874-1936)
Concepto Acido Base según Arrehnius

Ácidos sustancias que liberan iones hidrógeno H+

Bases sustancias que liberan iones hidroxilo OH-

HA → H+ + A-
Acido

BOH → B+ + OH-
Base

Esta teoría se aplica básicamente a soluciones acuosas

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Ejemplos
HCl → H+ + Cl-
HNO3 → H+ + NO3-
Ácidos
Hidrácidos
H2SO4 → H+ + HSO4-
Oxácidos
H2S → H+ + HS-

NaOH → Na+ + OH-

KOH → K+ + OH-
Bases
Hidróxidos Ca(OH)2 → Ca+2 + 2OH-
Mg(OH)2 → Mg+2 + 2OH-
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 Concepto de Ácido –Base según Brønsted-Lowry
Ácido : Molécula donadora de protones
Base : Molécula aceptora de protones
H+

HX + H2O → H3O+ + X-

H+

J. N. Bronsted y Thomas Lowry, 1923 B + H2O → HB+ + OH-

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 Ejemplos: hidracidos y oxacidos
H+
Par Conjugado
HCl + H2O → H3O+ + Cl- HCl / Cl- = acido / base conjugada
Acido Base Acido Base
H2O / H3O+ = base / acido conjugado

HNO3 + H2O → H3O+ + NO3- HNO3 / NO3- = acido / base conjugada

H2O / H3O+ = base / acido conjugado

H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4- H2SO4 / HSO4- = acido / base conjugada

H2O / H3O+ = base / acido conjugado

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Ejemplos: ácidos carboxílicos (-COOH)

H+ H+
HCOOH + H2O ⇄ H3O+ + HCOO-
Acido Base Acido Base

HCOOH / HCOO- = acido / base conjugada Par Conjugado

H2O / H3O+ = base / acido conjugado

CH3COOH + H2O ⇄ H3O+ + CH3COO-

CH3COOH / CH3COO- = acido / base conjugada Par Conjugado

H2O / H3O+ = base / acido conjugado
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 H+ H+
Ejemplos:
NH3 y aminas (-NH2)
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-
Base Acido Acido Base

NH3 / NH4+ = base / acido conjugado

H2O / OH- = acido / base conjugada

H+ H+

CH3NH2 + H2O ⇄ CH3NH3+ + OH-

CH3NH2 / CH3NH3+ = base / acido conjugado

H2O / OH- = acido / base conjugada
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Ejemplos: Óxidos básicos Ejemplos: Aniones carbonatos y fosfatos
𝐻2𝑂
Na2O 2Na+ + O-2 CO3-2 + H2O ⇄ HCO3-1 + OH-
O-2 + H2O 2OH- Base Acido Acido Base

Base Acido Base

CO3-2 / HCO3-1 = base / acido conjugado

H2O / OH- = acido / base conjugada

𝐻2𝑂
MgO Mg+2 + O-2 HPO4-2 + H2O ⇄ H2PO4-1 + OH-
O-2 + H2O 2OH-
HPO4-2 / H2PO4-1 = base / acido conjugado
Base Acido Base

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SISTEMAS CONJUGADOS

-H+ Produce
ACIDO FUERTE BASE DEBIL
+H+ Produce

-H+ Produce
ACIDO DEBIL BASE FUERTE
+H+ Produce

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 ACIDOS Y BASES

Clasificaciones

Fuertes Débiles Monopróticos Polipróticos

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 FUERZA DE ACIDOS Y BASES

Ácidos
Fuerza Fuertes: Disociación o ionización total
(grado con que
y Bases forman iones)
Débiles: Disociación o ionización parcial

HA H3O+ A-1
Ácido fuerte ~100%
(como HCl) de ionización

HA HA
Ácidos fuertes y débiles
Ácido débil Ionización
H3O+ A-1 La composición de una solución
(como HCOOH) parcial
acida depende de la fuerza del acido
HA HA
Ácido muy débil
~0%
(como HCO3-1)
de ionización
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FUERZA DE LOS ACIDOS

ACIDOS FUERTES Son los hidrácidos: Los ácidos que tienen una
HCl, HBr, HI diferencia entre oxigeno e
hidrogeno de 2 o mas:
H2SO4 , HClO4 , HNO3 , etc.

Son los hidrácidos: Los ácidos que tienen una

ACIDOS DEBILES
HF, H2S, HCN diferencia entre oxigeno e
hidrogeno de 1 o menos:
H2SO3 , H3PO3 , HNO2 , etc.
Los ácidos carboxílicos (-COOH)

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Para recordar
❑

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FUERZA DE LAS BASES

BASES FUERTES Son las bases del grupo IA y algunas del grupo IIA.
NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)2 , Ba(OH)2

BASES DEBILES Be(OH)2 , NH3 , aminas (-NH2)

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Para recordar ❑

H- (ac) + H2O (l) H2 (g) + OH- (ac)

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 Acido Base

Aumenta la fuerza del base

Insignific
FUERTE
100% ionizado HCl Cl-
en H2O

ante
H2SO4 HSO4-
HNO3 NO3-
H3O+ H2O
Fuerza relativa
HSO4- SO42-
de varios pares H3PO4 H2PO4-
conjugados HF F-
ácido-base CH3COOH CH3COO-

Aumenta la fuerza del ácido

comunes, que H2CO3 HCO3-

Débil

Débil
H2S HS-
aparecen
H2PO4- HPO42-
listados en NH4+ NH3
posiciones HCO3- CO32-
opuestas de las HPO42- PO43-

dos columnas H2O OH-

Insignific

FUERTE
HS- S2- 100% protonado
en H2O
ante

OH- O2
H2 H-
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ACIDOS MONOPROTICOS
Son los ácidos que tienen un solo protón en la formula
Ejemplos
HCl , HBr , HI, HClO , HMnO4

ACIDOS POLIPROTICOS
Son los ácidos que tienen un dos o mas protones en la fórmula
Ejemplos
H2SO4 , H2CO3 , H3PO4
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 Reacciones Acido Base

Ionización Neutralización

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CONCEPTO DE EQUILIBRIO QUÍMICO

En el equilibrio las concentraciones no varían, sin embargo el equilibrio es

dinámico, A y B no dejan de reaccionar. El compuesto A sigue convirtiéndose en
el compuesto B, y B en A, pero ambos procesos se llevan a cabo a la misma
velocidad.

aA + bB pP + qQ

En el equilibrio, la velocidad con la que se forman los

productos a partir de los reactivos es igual a la velocidad con la
que los reactivos se forman a partir de los productos.

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Para una ecuación general de equilibrio: aA + bB pP + qQ
A, B son reactantes, P, Q son productos
𝑃 𝑝 𝑄 𝑞
a,b,c,d son coeficientes Ke = 𝑎 𝑏
𝐴 𝐵
Ke es la constante de equilibrio

(a) Ke >> 1 (b) Ke << 1

pP + qQ
aA + bB

aA + bB pP + qQ
Productos Reactivos
Reactivos Productos

En la expresión de equilibrio, Ke, los productos están en el numerador y los reactivos en el denominador.
(a) Cuando Ke >>1, hay mas productos que reactivos en el equilibrio y se dice que el equilibrio esta
desplazado a la derecha.
(b) Cuando Ke <<1, hay más reactivos que productos en el equilibrio, y se dice que el equilibrio esta
desplazado a la izquierda. ZHG - MGA
 Equilibrio Iónico Acido Base
Definición de Brönsted y Lowry
✓ Un ácido es una sustancia (molécula o ión) que puede transferir un protón a otra sustancia.
+
HCl (ac) + H2O (l) → H3 O+ (ac) + Cl- (ac) H Cl
Acido Base Acido Base O Cl
H H
Fuerte Débil Fuerte Débil O H
H
H
Catión hidronio

✓ Una base es un compuesto que puede aceptar un protón de otra sustancia

Anión hidróxido

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

Base Ácido Ácido Base N H

O
H
N
H O
H H H
Débil Débil Fuerte Fuerte H H H

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 Ácidos Débiles y la Constante de Acidez, Ka
Para un ácido débil general como HA, se tiene una ecuación de ionización:

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

Puesto que [H2O] se omite de las expresiones de equilibrio en las

soluciones acuosas, la forma de la expresión de equilibrio es la misma en
ambos casos:
Ka = [H3O+][A-]
[HA]
El subíndice a de Ka denota que se trata de una constante de equilibrio de la
Ionización de un ácido, y Ka se conoce como constante de acidez

Cuanto mayor es el valor de Ka mas fuerte es el ácido

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 Algunos ácidos débiles en agua a 25°C

Ácido Fórmula Fórmula estructural Base Ka

molecular conjugada
Fluorhídrico HF H-F F- 6,8 x 10-4
Nitroso HNO2 H - O-N=O NO2- 4,5 x 10-4
Benzoico HC7H5O2 O C7H5O2- 6,5 x 10-5
H O C

Acético HC2H3O2 O H C2H3O2- 1,8 x 10-5

H O C C H
H

Hipocloroso HClO H – O-Cl ClO- 3,0 x 10-8

Cianhídrico HCN H - C≡N CN- 4,9 x 10-10
Fenol HOC6H5 C6H5O- 1,3 x 10-10
H O

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 Bases Débiles y la Constante de Basicidad, Kb
Muchas sustancias se comportan como base débiles (B) en agua. Estas sustancias
reaccionan con el agua quitando protones al H2O y formando con ellos el ácido conjugado
de la base (BH+) e iones OH-

B + H2O BH+ + OH-

Puesto que la concentración del agua es constante, el termino [H2O] se incorpora en

la constante de equilibrio para dar:
Kb = [BH+][OH-]
[B]
El subíndice b de Kb denota que se trata de una constante de equilibrio de la ionización
de una base, y Kb se conoce como constante de basicidad

Cuanto mayor es el valor de Kb mas fuerte es la base

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 Algunas bases débiles y sus equilibrios en soluciones acuosas

Base Estructura de Lewis Ácido Reacción de equilibrio Kb

conjugado

Amoniaco NH4+ 1,8x10-5

H N H NH3 + H2O NH4+ + OH-
(NH3) H
Piridina C5H5NH+ 1,7x10-9
+ -
N C5H5N + H2O C5H5NH + OH
(C5H5N)

Hidroxilamina H3NOH+ 1,1x10-8

H N OH + -
(H2NOH) H2NOH + H2O H3NOH + OH
H
Metilamina NH3CH3+ 4,4x10-4
(NH2CH3)
H N CH3 H2NCH3 + H2O H3NCH3+ + OH -

Ión bisulfuro H2S

HS- + H2O H2S + OH-
1,8x10-7
(HS-) H S

2-
Ion carbonato O HCO31- 1,8x10-4
CO32- + H2O HCO3- + OH -
(CO32-) C
O O

Ión hipoclorito - -
3,3x10-7
ClO + H2O HClO + OH
(ClO-) Cl O HClO

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Concepto de pKa y pKb

pKa = -log Ka pKb = -log Kb

▪ Acido fuerte tiene un valor ▪ Base fuerte tiene un valor

grande de Ka, entonces pKa es grande de Kb, entonces pKb es
pequeño. pequeño.
▪ Acido débil tiene un valor ▪ Base débil tiene un valor
pequeño de Ka, entonces pKa pequeño de Kb, entonces pKb
es grande. es grande.

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 ZHG - MGA
http://www.qfa.uam.es/labqui/presentaciones/Tema8.pdf
Ejercicios
Decida cual de los miembros de cada uno de los siguientes pares es el acido o la base mas fuerte en el agua:
(a) Acido : HF o HIO3 ; (b) Base: NO2- o CN-
Solución:
Recuerde: Cuanto mayor es el Ka de un acido débil, mas es fuerte es el acido
y mas débil es la base conjugada. De manera similar, cuanto mayor es Kb de
una base débil, mas fuerte es la base y mas débil es su acido conjugado.

(a) De la tabla de la diapositiva anterior, Ka [HIO3] > Ka[HF] ; o pKa [HIO3] < pKa[HF] se deduce que HIO3
es un acido mas fuerte que HF.

(b) Si de la información de la tabla anterior, Ka [HNO2 ] > Ka[HCN] ; o pKa [HNO2] < pKa[HCN] ; el HNO2
es un acido mas fuerte que el HCN. Dado que el acido mas fuerte presenta la base conjugada mas débil,
se concluye que NO2- es una base mas débil que CN- . Por lo tanto, CN- es la base mas fuerte.
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REACCIONES DE NEUTRALIZACION
Los ácidos y las bases se neutralizan entre si:
Acido + Base → Agua + Sal
HCl + NaOH → NaCl + H2O
TITULACIÓN ACIDO BASE
Es un método de análisis químico que permite determinar la concentración de una
disolución ácida o básica desconocida, mediante una neutralización controlada.
En el punto de equivalencia se cumple
N° equivalentes de acido = N° equivalentes de base
Si N° equivalentes = NxV , reemplazando en ec. anterior NaxVa = NbxVb
Na = Normalidad del acido Nb = Normalidad de la base
Va = Volumen del acido Vb = Volumen de la base

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Ejercicio EQUIPO DE TITULACIÓN
Sustancia de
Se tiene 25 mL de una solución de HCl de concentración
concentración desconocida, el cual es titulado con conocida
NaOH 0,35N. Determine la concentración del acido si
al momento del cambio de color de la fenolftaleína
(incoloro a rojo grosella) se habían gastado en la
bureta 32 mL de NaOH
Datos
NNaOH = 0.35N VNaOH = 32 mL
NHCl = ? VHCl = 25 mL

Se tiene: NHCl VHCl = NNaOH VNaOH Sustancia de

concentración
desconocida
Reemplazando: NHCl (25mL) = (0.35N)(32mL)

Respuesta: NHCl = 0.448 N

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 ACIDOS Y BASES

Características Reacciones Acido Base

Teoría de Teoría de Ionización Neutralización

Arrhenius Bronsted-Lowry

Grado de Acidez y Basicidad, pH y pOH

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LA AUTOPROTOLISIS DEL AGUA

H2O + H2O H3O+ + OH-

A este proceso también se le llama autoionización del agua

H+ H

O O O + O
H H H H
H H H

Base débil Acido débil Acido fuerte Base fuerte

(hidronio) (hidróxido)

La expresión de equilibrio para la autoionización es:

Ke = [H3O+][OH-]
[H2O]2
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LA AUTOPROTOLISIS DEL AGUA (cont.)

Tomando en cuenta que [H2O] es muy grande, y prácticamente constante

Kw = Ke [H2O]2 = [H3O+][OH-]

El producto de la constante Ke [H2O]2, se define como la constante Kw, llamada producto

ionico del agua y tiene un valor de 1,0 x 10-14

Kw = [H3O+][OH-] = 1,0 x 10-14

En cualquier solución acuosa se cumple que:

Una solución es neutra si: [H3O+] = [ OH-]

Una solución es ácida si: [H3O+] > [ OH-]
Una solución es básica si: [H3O+] < [ OH-]
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La Escala de pH
La concentración de H3O+ en una solución acuosa es ordinariamente muy pequeña.
Por conveniencia, se expresa este términos de pH, el cual se define como el logaritmo
negativo base 10 de H3O+
pH = -log[H3O+]

En esta ecuación se observa que a causa del signo negativo, el pH disminuye con
forme [H3O+] aumenta. La concentración de OH- se mide a través de la siguiente
expresión:
pOH = -log[OH-]

Relacionandolas con Kw = [H3O+][OH-], se tiene:

14 = pH + pOH
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Tipo de solución [H3O+], (M) [OH-] , (M) Valor de pH
Ácida > 1,0 x 10-7 < 1,0 x 10-7 < 7,00
Neutra = 1,0 x 10-7 = 1,0 x 10-7 = 7,00
Básica < 1,0 x 10-7 > 1,0 x 10-7 > 7,00

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 ESCALA DE pH

Muy acido Moderadamente Ligeramente Neutro Ligeramente Moderadamente Muy alcalino

acido acido alcalino alcalino

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ESCALA DE pH

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MEDICIÓN DE ACIDEZ Y BASICIDAD
Papel universal Cinta multicolor pHmetro

Papel tornasol Fenolftaleína Anaranjado de metilo

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Cálculos de pH
Determinación de pH en ácidos fuertes Determinación de pH en bases fuertes

HX + H2O → H3O+ + X- M(OH)n → M+n + nOH-

En un acido fuerte la ionización es completa, ≈100% En una base fuerte la disociación es completa, ≈100%
(HCl, HBr, HI, HNO3 , H2SO4 , HClO3 , HClO4) (LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2 , Ba(OH)2 , etc)

Entonces se deduce que la concentración molar Entonces se deduce que la concentración molar de
del acido fuerte y del catión hidronio son iguales la base fuerte y del anión hidróxido son iguales.
[HX] = [H3O+] [M(OH)n] = [nOH-]

Si se tiene: pH = -log[H3O+] Si se tiene: pOH = -log[nOH-]

Para un acido fuerte HX el valor de pH seria Para un base fuerte M(OH)n el valor de pH seria

pH = -log[HX] pH = 14 - pOH

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Ejercicios
Cual es e pH de (a) la sangre humana, en que la A partir de -log[H3O+]

concentración molar de iones H3O+ es 4x10-8 mol/L; pH = -log[0,020]

(b) HCl (ac) 0,02M ; (c) KOH (ac) 0,040M? pH = 1,70

Solución:
(c) Como KOH proporciona un ion OH- por mol
(a) pH = -log[H3O+] [KOH] = [OH-] = 0,040 mol/ L
pH = -log[4x10-8] pOH = -log[OH-]

pH = 7,40 pOH = -log[0,040]

pOH = 1,4
(b) HCl es un acido fuerte y por lo tanto se haya pH = 14 - pOH
El pH se calcula
completamente ionizado (desprotonado) en agua
pH = 14 - 1,4
[HX] = [H3O+] = 0,020 mol/L pH = 12,60
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 Cálculos de pH (cont.)
Ka = (x)(x) Ka = x2
Determinación de pH en ácidos debiles
(Ci-x) (Ci-x)
Para un ácido débil general HA, cuya concentración
➢ Si Ka ≤ 10-4 el valor de x será muy pequeño, luego se
molar es Ci se tiene una ionización (desprotonación)
puede simplificar (Ci – x) ≈ Ci. Despejando x
parcial X mol/L , se tiene el balance
x = 𝐾𝑎 . 𝐶𝑖 También tenemos [H3O+] = x
HA (ac) + H2O (l) ↔ A- (ac) + H3O+ (ac)
[H3O+] = 𝐾𝑎 . 𝐶𝑖
Inicio Ci 0 0
➢ Si Ka > 10-4 se resuelve como ecuación cuadrática
Reacción -x x x ax2 + bx + c = 0

Equilibrio Ci - x x x x2 + Kax - KaCi = 0 −𝑏± 𝑏2 −4𝑎𝑐

x= 2𝑎

Se tiene la siguiente ecuación de equilibrio El valor de x no puede ser negativo, la ecuación queda
Ka = [H3O+][A-] −𝐾𝑎+ 𝐾𝑎 2 +4𝐾𝑎𝐶𝑖
[HA] [H3O+] =
2

Reemplazando en la ecuación de equilibrio pH = -log[H3O+]

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Ejercicios
Calcule el pH de una solución 0,080M de CH3COOH(ac) Se tiene 80 mL de una solución de acido cloro acético,
dado que la Ka del acido acético es 1,8 x 10-5 ClCH2COOH, 0,095M. Determine su pH (Ka = 1,4 x 10--3)
Solución:
Solución: ClCH2COOH (ac) + H2O(l) ↔ ClCH2COO-(ac) + H3O+(ac)
CH3COOH(ac) + H2O(l) ↔ CH3COO-(ac) + H3O+(ac) Ka = [ClCH2COO-][H3O+]
[ClCH2COOH]
Ka = [CH3COO-][H3O+]
[CH3COOH] El valor de Ka del ClCH2COOH es > 10-4 , se aplica:
−𝐾𝑎+ 𝐾𝑎 2 +4𝐾𝑎𝐶𝑖
El valor de Ka del CH3COOH es ≤ 10-4 , se aplica: [H3O+] =
2
[H3O+] = 𝐾𝑎 . 𝐶𝑖
-1,4x10-3 + [(1,4x10-3)2 + 4(1,4x10-3)(0,095)]1/2
[H3O+] = 1,8 𝑥 10 − 5 (0,080) [H3O+] =
2
[H3O+] = 1,2 x10-3 [H3O+] = 0,011
pH = -log[H3O+] = -log (1,2 x 10-3) pH = -log[H3O+] = -log (0,011)
pH = 2,92 pH = 1,96
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 Cálculos de pH (cont.)
Kb = (x)(x) Kb = x2
Determinación de pH en bases débiles
(Ci-x) (Ci-x)
Para una base débil general B, cuya concentración
molar es Ci se tiene una ionización (protonacion) ➢ Si Kb ≤ 10-4 el valor de x será muy pequeño, luego

parcial X mol/L , se tiene el balance se puede simplificar (Ci – x) ≈ Ci. Despejando x

B (ac) + H2O (l) ↔ BH+ (ac) + OH- (ac) x = 𝐾𝑏 . 𝐶𝑖 También tenemos [OH-] = x

Inicio Ci 0 0 [OH-] = 𝐾𝑏 . 𝐶𝑖
Reacción -x x x ➢ Si Kb > 10-4 se resuelve como ecuación cuadrática
ax2 + bx + c = 0
Equilibrio Ci - x x x x2 + Kbx - KbCi = 0 −𝑏± 𝑏2 −4𝑎𝑐
x= 2𝑎
Se tiene la siguiente ecuación de equilibrio
El valor de x no puede ser negativo, la ecuación queda
Kb = [BH+][OH-]
−𝐾𝑏+ 𝐾𝑏2 +4𝐾𝑏𝐶𝑖
[B] [OH-] = pOH = -log[OH-]
2
Reemplazando en la ecuación de equilibrio pH = 14 -pOH
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Ejercicios
Calcular el pH de una solución acuosa 0,20M de Halle la concentración inicial de la base piridina,
metilamina, CH3NH2. La Ka para CH3NH2 es 3,6x10-4 C5H5N, con pH = 9,1. (Kb = 1,8 x 10-9)

Solución: Solución:

H2O (l) + CH3NH2 (ac) ↔ CH3NH3+ (ac) + OH- (ac) H2O (l) + C5H5N (ac) ↔ C5H6N+ (ac) + OH- (ac)

Kb = [CH3NH3+][OH-] De la ecuación se deduce que la protonación de la

[CH3NH2]
piridina origina iones OH-
El valor de Kb del CH3NH2 es ≤ 10-4 , se aplica:
pOH = 14 – pH = 14 – 9,1 = 4,9
[OH-] = 𝐾𝑏 . 𝐶𝑖
pOH = -log[OH-] [OH-] = 10-4,9
[OH-] = (3,6𝑥10 − 4)(0,20)
[OH-] = 8,48 x 10-3 [OH-] = 1,26 x 10-5
pOH = -log[OH-] = -log (8,48 x 10-3)= 2,07 [OH -]2 [1,26 x 10 -5]2
Ci = Ci =
pH = 14 – pOH = 14 – 2,07 Kb 1,8 x 10-9
pH = 11,9 Ci = 0,088 mol/L
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 EFECTO DEL IÓN COMÚN

La disociación de un electrolito débil disminuye

cuando se agrega a la solución un electrolito fuerte
que tiene un ión en común con el electrolito débil

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
O SOLUCIONES BUFFER

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 SOLUCIONES BUFFER
Una solución buffer o amortiguadora es aquella que resiste los cambios de pH cuando se agregan
cantidades pequeñas de acido o base. Cada solución buffer tiene un pH determinado.

H2CO3 + H2O HCO3- + H3O+

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

NH3 + H2O NH4+ + OH-

H2PO4- + H2O HPO42- + H3O+

Las soluciones buffer ácidas tienen valores de pH por debajo de 7 y los buffer básicos tienen
valores de pH por encima de 7.
Los buffer ácidos se preparan a partir de mezclas de ácidos débiles y sus bases conjugadas.
Los buffer básicos se preparan a partir de mezclas de bases débiles y sus ácidos conjugados.
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Composición y acción de las soluciones Buffer
Los amortiguadores resisten los cambios de pH porque contienen tanto una especie ácida que neutraliza los iones OH-,
como una básica que neutraliza los iones H3O+. Es necesario que estas especies ácida y básica no se consuman una a otra
a través de una reacción de neutralización. Estos requisitos son satisfechos por un par conjugado ácido-base débil como
CH3COOH/CH3COO- o NH4+/NH3. Para un sistema buffer:

HX + H2O H 3 O+ + X-

El amortiguador con concentraciones

El amortiguador después iguales de ácido débil y su base conjugada El amortiguador después
de adición de OH- de adición de H+

OH- H3O+
HX X- HX X- HX X-

OH- + HX → H2O + X- H3O+ + X- → HX

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Ácido débil Fórmula Base conjugada Fórmula Rango de pH

Ácido acético CH3COOH Acetato CH3COO- 3,6 – 5,8

Ácido carbónico H2CO3 Bicarbonato HCO3- 5,4 – 7,4

Ácido fórmico HCOOH Formiato HCOO- 2,7 – 4,7

Ácido fluorhídrico HF Fluoruro F- 2,2 – 4,2

Base débil Fórmula Ácido conjugado Fórmula Rango de pH

Amoniaco NH3 Amonio NH4+ 8,2 – 10,2

Carbonato CO32- Bicarbonato HCO3- 9,3 – 11,3

Fosfato PO43- Fosfato ácido HPO42- 11,6 – 13,6

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Como trabaja la solución buffer para mantener el pH sin cambio?
Ejemplo: Solución buffer de ácido acético/acetato. Si se mezclan concentraciones iguales de
CH3COOH y CH3COONa se produce un buffer de 4,7 de pH. Se establece el siguiente equilibrio:

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

Adicion de H3O+ a
Solución buffer una solución buffer,
antes de la adición H3O+ este se combina con
del ácido CH3COO- y produce
CH3COOH. No hay
un incremento
H3O+
significativo de H3O+
+ y por eso no
CH3COO- disminuye el pH

CH3COOH H3O+
CH3COO-
H3O+ CH3COO-
CH3COOH
CH3COOH
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Como trabaja la solución buffer para mantener el pH sin cambio? (cont.)
Cambio de pH tras añadir acido o base al agua

Se observa cambios
grandes de los valores
de pH

Cambio de pH tras añadir acido o base a una solución buffer

Se observa cambios
pequeños de los
valores de pH
Buffer
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Control del pH en los fluidos corporales
En el cuerpo humano, el plasma sanguíneo tiene un pH normal de 7,35. Si cayera por
debajo de 7,0 o se elevara por encima de 7,8; los resultados serian mortales. Los sistemas
buffer existentes en la sangre son muy eficaces para protegerla de grandes cambios de pH

Principales sistemas buffer en la sangre: buffer de proteínas, buffer de fosfato

dihidrógeno/fosfato monohidrógeno y el ácido carbónico/bicarbonato

De estos sistemas el ácido carbónico/bicarbonato tiene la máxima capacidad de controlar

de controlar el pH de la sangre, porque esta vinculado a los pulmones y a los ríñones.
El equilibrio que se establece en la sangre es:

H2CO3 + H2O HCO3- + H3O+

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 Pulmones Torrente sanguíneo Riñones

CONDICION CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+

NORMAL
pH = 7,35

↑CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ H+

ACIDOSIS (exhalado rapidamente) excretado en
(HCO3- retenido en la sangre) la orina
pH < 7,35

↓CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ HCO3-

ALCALOSIS (retenido por la excretado en
respiración lenta) (H+ retenido en la sangre) la orina
pH > 7,45

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