Fundamentos

de Química
EQULIBRIOS
ACIDO-BASE
Semana 8
 Contenido
01 Teoría acido-
base 02 Bases fuertes y
débiles

02 Ácidos fuertes y
débiles 04 Escala de pH
1 Teoría ácido base

Un ácido es una sustancia

que cuando se disuelve en
agua libera iones
hidrógeno, H+

Una base es una sustancia

que al disolverse en agua,
libera iones hidroxilo, OH
 1 Teoría ácido base
Un ácido de Arrhenius es
cualquier especie que Un ácido es una
puede aumentar la sustancia
+
concentración de H , en (molécula o ion)
solución acuosa y una base que puede
de Arrhenius es cualquier transferir un
especie que puede protón, H+, a otra
aumentar la concentración sustancia.
OH+ en solución acuosa.
Una limitación importante
de la teoría de Arrhenius es
que solo podemos describir
el comportamiento ácido-
base en agua. Mientras que
Una base es una
la teoría de Brønsted-
sustancia que puede
Lowry, es más general, que
aceptar un protón
se aplica a una amplia
gama de reacciones
químicas.
 1 Teoría ácido base
Dona un protón acido

Según la definición de
Brønsted-Lowry, una Acepta el protón base
reacción ácido-base es
cualquier reacción en la
cual se transfiere un Dona un protón acido
protón de un ácido a una
base.

Acepta el protón base

Debido a su capacidad tanto de aceptar como de donar protones, el agua se conoce como sustancia anfiprótica. Esto
significa que puede actuar como un ácido de Brønsted-Lowry y también como una base de Brønsted-Lowry.
 1 Teoría ácido base
Par ácido-base conjugado

A una base y un ácido

que difieren sólo en la
presencia o ausencia de
un protón, se les conoce
como par conjugado
ácido-base:

•base conjugada es la porción que queda de la molécula del ácido, después que transfiere el protón.
•ácido conjugado se forma cuando el protón se transfiere a la base.
 2 Ácidos fuertes y débiles
Ácido fuerte Ácido débil
Un ácido es fuerte si está totalmente Un ácido es débil si la disociación es parcial
disociado
Ejemplo el ácido nítrico HNO3 que se disocia Ejemplo el ácido acético CH3COOH que se disocia
completamente en agua para formar iones hidronio parcialmente en agua para formar los iones hidronio
H3O+ y nitrato NO3- Cuando la reacción termina, no hay H3O+ y acetato CH3COO-
moléculas no disociadas de HNO3 en solución

Una pregunta frecuente es "¿cómo sabes cuando

una sustancia es un ácido fuerte o un ácido
débil?" ¡Excelente pregunta! La respuesta corta es
que hay solo un puñado de ácidos fuertes y todo lo
demás se considera como ácido débil. Una vez
familiarizados con los ácidos fuertes más comunes,
podemos identificar fácilmente los ácidos fuertes y los
ácidos débiles en problemas de química.
 2 Ácidos fuertes y débiles

Podemos clasificar las fuerzas de los ácidos en la

medida en que se ionizan en solución acuosa. La
reacción de un ácido con agua viene dada por:

El agua es la base que reacciona con el ácido HA, A- es

la base conjugada del ácido HA, y el ion hidronio es el
ácido conjugado del agua. Un ácido fuerte produce
100% (o casi) de y A- cuando el ácido se ioniza en agua.

La constante de equilibrio para un ácido se llama

constante de ionización ácida, Ka. Para la reacción de un ácido
HA:
 2 Ácidos fuertes y débiles
La constante de equilibrio para un ácido se llama constante de ionización ácida, Ka. Para la reacción de un ácido HA:

Se dice que es fuerte cuando la concentración en el equilibrio del ácido es cero o aproximadamente cero, es decir que
Ka es muy grande

El porcentaje de ionización de un ácido débil es la

relación entre la concentración del ácido ionizado y la
concentración inicial de ácido, multiplicada por 100:

• conforme se incrementa la [H3O+], aumentará el valor de Ka y el del %de ionización.

A mayor valor de Ka ⇒ menos débil o relativamente más fuerte es el ácido.

 3 Bases fuertes y débiles
Base fuerte Base débil
Una base es fuerte si está totalmente Una base es débil si la disociación es parcial
disociado
Ejemplo el hidróxido de sodio NaOH, se disocia en agua Ejemplo el amoniaco que se disocia parcialmente en
totalmente en agua para formar los iones sodio Na+ e agua para formar los iones amonio NH4+ e hidróxido OH-
hidroxido OH-

Las bases fuertes están conformadas por los hidróxidos

de los metales de las familias 1A y 2A de la tabla Las bases débiles comunes incluyen compuestos
periódica (excepto Be y Mg): nitrogenados neutros tales como el amoniaco, la
trimetilamina y la piridina.
 3 Bases fuertes y débiles

Podemos clasificar los puntos fuertes de las bases por su tendencia a formar iones hidróxido en solución acuosa. La reacción
de una base Brønsted-Lowry con agua viene dada por:

El agua es el ácido que reacciona con la base, BH+ es el ácido conjugado de la base B y el ion hidróxido es la base conjugada
del agua. Una base fuerte rinde el 100% (o casi) de OH- y BH+ cuando reacciona con agua..

La constante de equilibrio para un ácido se llama constante de ionización ácida, Ka. Para la reacción de un ácido HA:

Se dice que es fuerte cuando la concentración en el equilibrio del ácido es cero o aproximadamente cero, es decir que
Ka es muy grande

conforme se incrementa la [OH–], aumentará el valor de Kb y el del grado de ionización

A mayor valor de Kb ⇒ menos débil o relativamente más fuerte es la base.

 Ionización del agua
El agua es un compuesto anfótero, por lo que puede reaccionar consigo mismo, es decir, se puede formar esta reacción:

Esta reacción se denomina ionización del agua y tiene una K c = 10-7, es decir, muy pequeña.

En esta reacción se puede encontrar un elemento muy importante que es la constante de ionización del agua Kw.

𝐾𝑤 = 𝐻3 𝑂+ 𝑂𝐻− = 1𝑥10−14

Esta constante de ionización se utiliza para obtener la Kb o Ka del ácido o base conjugada.
 4 Escala de pH

En solución acuosa, un ácido se define como cualquier especie que aumenta la concentración de H+, mientras que una base
aumenta la concentración de OH- . Las concentraciones típicas de estos iones en solución pueden ser muy pequeñas y también
abarcan un intervalo amplio.
 4 Escala de pH

Escala de pH: soluciones acidas, básicas y neutras

Algunos conceptos importantes que recordar para soluciones acuosas a 25oC

•Para una solución neutra, pH = 7.

•Las soluciones ácidas tienen, pH < 7.

•Las soluciones básicas, pH > 7.

Mientras más bajo sea el valor del pH, más ácida será la solución y mayor será la concentración de H+.
Cuanto mayor sea el valor de pH, más básica es la solución y menor será la concentración de H+.
4 Escala de pH

Escala de pH: soluciones acidas, básicas y neutras

Ácidos Básicos

Neutro
5 Ejercicios
Dadas las siguientes reacciones en disolución acuosa, identifica en cada reacción los
pares ácido-base conjugados.

1. NH3 + H2O ⇔ NH4 + + OH-

Base Ácido Ácido Base
conj.1 conj.2 conj.1 conj.2

2. HI + H2O ⇔ I- + H3O+
Ácido Base Base Ácido
conj.1 conj.2 conj.1 conj.2
 5 Ejercicios
Se tiene una disolución de ácido peryódico 0,10 M. Sabiendo que la constante de acidez de
este compuesto es de 2,3x10-2. Calcule la concentración existente en el equilibrio de la base

4 + H2O ⇔
conjugada.
HIO - IO4 + + H 3O
Ácido Base Base Ácido
conj.1 conj.2 conj.1 conj.2
• La reacción que tiene lugar entre el ácido peryódico y su respectiva tabla de equilibrio es:

HIO4 H2O IO4- H3O+

Inicio 0,1 0 0

Reacción -X X X

Equilibrio 0,1-X X X
0,038M
• Utilizando esta tabla se puede expresar la constante de acidez de la siguiente forma: 0,023(0,1 − 𝑥) = 𝑥 2
𝐼𝑂4− 𝐻3 𝑂+ (𝑥)(𝑥) 𝑥2 𝑥2 𝑥 2 = 0,0023 − 0,023𝑥
𝐾𝑎 = 𝑲𝒂 = = 0,023 =
𝐻𝐼𝑂4 (0,1 − 𝑥) 0,1 − 𝑥 0,1 − 𝑥 𝑥 2 + 0,023𝑥 − 0,0023 = 0

𝑥1 = 0,038
−𝑏 ± 𝑏 2 − 4𝑎𝑐 −(0,023) ± 0.023 2 − 4(1)(−0,0023)
𝑥= 𝑥= 𝑥2 = −0,061
2𝑎 2(1)
 5 Ejercicios
Calcule el pH de una disolución 0,15 M de una solución acuosa s 0,10 M a 25 ℃ de ácido
clorhídrico
HCl
Ácido
+ H2O Cl- + H3O+
Base Base Ácido
conj.1 conj.2 conj.1 conj.2

Por la teoría de Brönsted–Lowry, siendo el ácido clorhídrico un ácido fuerte, está completamente disociado,
la tabla de equilibrio es:

HCl H2O Cl- H3O+

Inicio 0,15 0 0

Equilibrio
0,15 0,15

• [H+] = 0,1 M
• pH = - log [H+] = - log 0,1 = 0,82
• pOH = 14 – pH = 14 – 0,82 = 13,18
 5 Ejercicios
Calcula el pH de la disolución de ácido nitroso que contiene 4,7 g de dicho ácido en 100 ml.
Ka(ácido nitroso) = 5x10-4
HNO
Ácido
2 + H2O ⇔ Base
NO2- +
Base
H3O+
Ácido
conj.1 conj.2 conj.1 conj.2

H: 1x1 1 mol HNO2 47 g HNO2 1L 1000 ml

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 HNO2 N: 14x1 X 4,7 g HNO2 X 100 ml

𝑀= O2 : 16x2
𝐿 47 g/mol 𝑥=
4,7 𝑔)(1𝑚𝑜𝑙
= 0,1 𝑚𝑜𝑙 𝑥=
100 𝑚𝑙)(1𝐿
= 0,1 𝐿
47 𝑔 1000 ml
0,1 𝑚𝑜𝑙
HNO2 = =1𝑀
0,1 𝐿
• La reacción que tiene lugar entre el ácido peryódico y su respectiva tabla de equilibrio es:

HNO2 H2O NO2- H3O+

Inicio 1 0 0

Reacción -X X X

Equilibrio 1-X X X
 5 Ejercicios
Calcula el pH de la disolución de ácido nitroso que contiene 4,7 g de dicho ácido en 100 ml. Ka(ácido nitroso) =
5x10-4
HNO2 H2O NO2- H3O+

Inicio 1 0 0

Reacción -X X X

Equilibrio 1-X X X
0,0224M
• Utilizando esta tabla se puede expresar la constante de acidez de la siguiente forma:

NO2- H3O+ (𝑥)(𝑥) 𝑥2 −4

𝑥2
𝐾𝑎 = 𝑲𝒂 = = 5x10 =
HNO2 (1 − 𝑥) 0,1 − 𝑥 1−𝑥

5x10−4 = 𝑥 2 5x10−4 = 𝑥2 𝑥 = 0,0224 𝑀

• pH = - log [H3O+ ] = - log 0,0224 = 1,65

Gracias!
Tienen alguna pregunta?

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