Resumen teoría Química 2º Bachillerato Bloque Ácidos y bases

enrique@fiquipedia.es Revisado 4 junio 2022

Este bloque se apoya en el bloque anterior de equilibrio químico: es imprescindible manejar los conceptos de
equilibrio de manera previa a este bloque. Se pueden ver ejercicios PAU Química asociados en
www.fiquipedia.es. Estos apuntes van más allá de preparar PAU.
1. Concepto de ácido y base
1.1 Propiedades cualitativas
Disueltos en agua conducen corriente eléctrica.
Aportan color al añadir indicadores.
Se neutralizan mutuamente formando sales.
Ácidos reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno.
1.2 Teorías
1.2.1 Arrhenius
-Ácido sustancia que en disolución acuosa se disocia y produce H + : HA (ácido) H+ + A-
-Base sustancia que en disolución acuosa se disocia y produce OH - : BOH (base)  OH- + B+
La neutralización forma sales y agua
Problemas:
Necesita presencia de agua, cuando hay reacciones ácido base que se producen sin ella (HCl + NH 3)
No explica propiedades básicas del amoniaco.
Nota: H+ realmente no existe aislado en agua, sino H3O+, de nombre oxidanio (de sustitución IUPAC 2005) u
oxonio (no sistemático sí aceptado IUPAC 2005), ya no se admite hidronio, que sí se utilizaba antes de 2005.
1.2.2 Brönsted-Lowry
-Ácido sustancia capaz de ceder protones: HA (ácido) H+ + A- (base conjugada)
-Base sustancia capaz de captar protones: B (base) + H+ BH+ (ácido conjugado)
Anfótero: sustancia que puede actuar como ácido y base (Ejemplos: el agua, HSO 4-)
Según esta teoría se habla de reacciones de transferencia de protones.
1.2.3 Lewis
Ácido/Base: sustancia capaz de aceptar/aportar un par de e- para compartir
Se forman enlaces coordinados / dativos, por ejemplo AlCl 3 acepta par de e- de NH3
1.3 Concepto de pares ácido-base conjugados
Asociado a teoría Brönsted siempre hay pares ácido/base conjugadas: tras haber cedido protón lo puede
captar y a la inversa.
2. Equilibrio iónico del agua. Concepto de pH.
El agua pura conduce el agua ligeramente debido a presencia de iones por autoionización
2H2O  OH- + H3O+ ; Kc·[H2O]2=Kw=[OH-][H3O+]=10-14 (a 25 ºC).
En agua pura [OH-]=[H3O+]=10-7 M
Como los valores son tan pequeños y varían tanto se manejan logaritmos decimales.
Según ISO 80000-2 Quantities and units — Part 2: Mathematical signs and symbols to be used in the
natural sciences and technology, para logaritmo en base 10 se debe usar log 10(x) o lg(x), pero no log(x)
(Recordatorio matemáticas: log10(10x)=x, por lo que log10(10-7)=-7 y -log10(10-7)=7)
- +
[ O H ] [ H 3 O ]=10
−14
Tomando logaritmos : pH + pOH =14
+ -
pH =−log 10 ([ H 3 O ]) pOH =−log 10 ([ O H ]) pH=7 neutra, pH<7 ácida , pH>7 básica
3. Fuerza relativa de los ácidos. Constante y grado de disociación.
Cualitativamente la fuerza del ácido/base es una medida de la tendencia a ceder/captar H +.
Cuantitativamente se utiliza la constante de equilibrio tomando como referencia el H 2O.
- + - +
[ A ][ H 3 O ] [ A ][ H 3 O ]
Para ácido AH + H2O  A + H3O
- +
K c= ⇒ K c ·[ H 2 O]=K a K a=
[ AH ][ H 2 O ] [ AH ]
Ka = constante de acidez / de disociación / de ionización. Es habitual indicar pKa=-log10(Ka)
Cuanto mayor sea Ka más fuerte será el ácido (más disociado estará, más tendencia a ceder H +)
[ BH + ][ OH - ] +
[ BH ][OH ]
-
Para base B + H2O  BH+ + OH- K c= ⇒ K c · [H 2 O]=K b K b=
[B ][ H 2 O ] [ B]
En ácidos y bases conjugadas K a · K b=K w , que cualitativamente quiere decir que cuanto más fuerte es
un ácido ó base, más débil será su conjugado. Es habitual indicar pKb=-log10(Kb)

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*Ácidos muy fuertes: HClO4, HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4.

*Bases muy fuertes: NaOH, KOH (a veces, sin considerar la solubilidad, otros hidróxidos de grupos 1 y 2)
En agua se disocian totalmente, por lo que α=1 y Ka =∞ / Kb=∞.
Es muy habitual estos ácidos muy fuertes sean nombrados con nombres tradicionales aceptados por IUPAC,
que para las disoluciones acuosas de HI (ac), HBr (ac), HCl (ac) son ácido yodhídrico, ácido bromhídrico y
ácido clorhídrico respectivamente. Si no se presentan en disolución acuosa IUPAC no admite nombre
tradicional.
Los ácidos polipróticos tienen distintas constantes de acidez según el protón que cedan. Por ejemplo HSO 4-
para ceder el segundo protón no es muy fuerte, K a=0,012
4. Cálculo y medida del pH en disoluciones acuosas de ácidos y bases
Se trata de plantear el equilibrio de disociación para obtener la concentración.
No hay una regla fija, aunque sí es importante reconocer ácidos y bases muy fuertes para identificar la
disociación completa en esos casos. A veces se dice que fuertes son los que ni se da ni se pide la K/grado de
disociación, pero también hay veces que no se dan y hay que sabe, sin decir lo contrario, que no son fuertes.
Si se sabe que disociación es muy pequeña, se puede aproximar 1-α≈1 para cálculos, como en equilibrios.
En el caso de combinación de ácidos y bases, hay que considerar neutralización e hidrólisis.
Variación de pH al diluir según se trate de ácido o base: recordar que pH neutro es 7, por lo que diluir con
agua una disolución básica reduce su basicidad y reduce su pH aproximándose a 7. Sin embargo diluir con
agua una disolución ácida reduce su acidez, pero eso aumenta su pH aproximándose a 7.
Variación de pH y grado de disociación con variación de concentración inicial: si se tiene una
concentración inicial c0, eso genera cierto grado de disociación y cierto pH. Se puede plantear erróneamente
que al diluir se disminuye la concentración, por lo que según Le Châtelier eso implica que el equilibrio se
desplazará oponiéndose a esa disminución, por lo que aumentará la concentración y disminuye el grado de
disociación: el error en ese planteamiento es mezclar Le Châtelier, que aplica a concentraciones en
equilibrio, con variación de concentraciones iniciales. Planteando por ejemplo para el equilibrio de un ácido
[ A- ][ H 3 O + ] c αc α 2
monoprótico no muy fuerte K a= ⇒ K a= 0 0 =c 0 · α Dado que Ka es constante,
[ AH ] c 0 (1−α) 1−α
si disminuye c0 se debe aumentar α, de modo que tanto α2 como 1/(1-α) tendrán valores mayores.
5. Reacciones de neutralización. Punto de equivalencia. Volumetrías ácido-base.
Las reacciones de neutralización combinan ácidos y bases, formándose una sal totalmente ionizada y agua
(hay excepciones donde no interviene el agua)
Ácido + base → sal + agua (Ejemplo: HCl +NaOH → NaCl + H2O)
Cuando se combinan el mismo número de equivalentes de ácido y de base (nºmoles (OH -)=nºmoles (H+)) se
dice que se llega al punto de equivalencia, en el que se cumple N a·Va=Nb·Vb. N se llama normalidad, y hace
referencia al número de “equivalentes/L”; es parecido a la molaridad, pero multiplicada por el número de
protones/hidroxilos que cede/capta ese ácido/base. Por ejemplo en HCl normalidad es igual a molaridad ya
que cede un protón y nºmoles (H+)=nºmoles(HCl), pero en H2SO4, la normalidad es el doble que molaridad
ya que cede dos protones, nºmoles(H+)=2·nºmoles(H2SO4), por lo que N=2·M
Como experimentalmente se miden volúmenes se llaman volumetrías ácido-base, y se suele utilizar un
indicador asociado al punto de viraje, que no siempre es pH=7.
Si se valora un ácido fuerte y una base fuerte el punto de equivalencia sí corresponde a pH=7, ya que los
iones de las sales son ácidos/bases conjugadas débiles y no producirán hidrólisis.
Si se valora un ácido o una base débil, se producirá hidrólisis y el pH no será 7.
Ojo: No pensar que neutralización implica siempre “disolución de pH=7 neutra”
Ojo: Se neutralizan todos los H+/OH- que pueda aportar el ácido/base, aunque sea débil y no esté totalmente
disociado. Aunque se haya calculado la concentración de H +/OH- disociados, no sólo se neutralizan esa
parte: a medida que se neutralizan el equilibrio de disociación se desplaza y se acaba neutralizando todo.
6. Equilibrios ácido-base de sales en disolución acuosa. Estudio cualitativo de la hidrólisis.
La hidrólisis es la reacción de una sal al disolverse en H 2O que hace que la disolución sea ácida o básica.
Se debe a que alguno de los iones reacciona con agua y se forman iones oxonio o hidroxilo.
La constante asociada a la reacción base o ácido con agua se llama constante de de hidrólisis, K h.
Se pueden considerar cuatro tipos de sales:
A) Sal de ácido fuerte y base fuerte (Ejemplo NaCl, ácido fuerte HCl, base fuerte NaOH)
Su base y ácidos conjugados son débiles y no reaccionan con el agua. Disolución neutra.

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B) Sal de ácido fuerte y base débil (Ejemplo NH4Cl , ácido fuerte HCl, base débil NH3)
Ácido fuerte: base conjugada es débil y no reacciona con el agua.
Base débil: ácido conjugado es fuerte y sí reacciona con el agua. Disolución ácida pH<7.
Ejemplo NH4Cl + H2O  NH4+ + Cl- .
+
[ N H 3][ H 3 O ] Kw
Hidrólisis NH4 + H2O  NH3 + H3O
+ +
K h= K h= =K a , conjugado
[ NH +4 ] K b , sal
C) Sal de ácido débil y base fuerte (Ejemplo NaF, ácido débil HF, base fuerte NaOH)
Base fuerte: ácido conjugado es débil y no reacciona con el agua.
Ácido débil: base conjugada es fuerte y sí reacciona con el agua. Disolución básica pH>7.
Ejemplo NaF + H2O  Na+ (aq) + F- (aq)
[ HF ][OH - ] Kw
Hidrólisis F + H2O  HF + OH
- - K h= K h= =K b , conjugada
[F - ] K a , sal
D) Sal de ácido débil y base débil (Ejemplo NH 4F, ácido débil HF, base débil NH3)
Según la fuerza relativa tendremos uno de los casos anteriores.
Son necesarias Ka, Kb: ojo a si datos son de los ácidos/bases o de sus conjugados!
Para conjugados: Ka>Kb ácida, Ka ≈Kb ≈ neutra, Ka<Kb básica
Si son igual de débiles será neutra
Si un es más débil que otro, el que tenga tenga mayor Kh hará que predomine su efecto
Ejemplo NH4F + H2O  NH4+ (aq) + F- (aq)
Ka(NH4+) =Kw/Kb(NH3)=10-14/1,77·10-5=5,6·10-10 ; Kb(F-)=Kw/Ka(HF)=10-14/7·10-4=1,4·10-11
Ka(NH4+) > Kb(F-) → “ácido conjugado más fuerte que la base”, predomina ácido, pH ácido
7 Anexos/ contenidos adicionales:
7.1 Importancia del pH en la vida cotidiana.
Se incluye una escala de pH en rango 0-14 (hay valores fuera) indicando varias sustancias. Salvo en
disoluciones preparadas, los valores reales no son exactos, se indican valores orientativos.Ver compundchem
Sustancia pH
Desatascador líquido (disolución sosa 1,0 M) 14,0
Lejía 13
Disolución de amoniaco 11
Leche de magnesia (antiácido, suspensión Mg(OH) 2) 10
Jabón 9-10
Agua de mar 8
Sangre 7,4
Agua destilada 7,0
Leche 6,7 pH-metro, wikimedia, cc-by-sa
Saliva 6,6
Orina 6,2
Lluvia ácida <5,6
Té 5,5
Café solo 5,0
Vino 3,5
Bebida carbonatada, zumo de pomelo 3,0
Vinagre 2,9
Zumo de limón 2,3
Ácido gástrico (ácido clorhídrico HCl) 1,7
Ácido de batería/disolución HCl 1 M 0 Papel indicador universal, wikimedia, cc-by

Ejemplos de la importancia de la acidez la vida cotidiana es su relación con la salud: pH orina alto o bajo
como indicador enfermedad, acidez estómago y productos antiácido, acidez en la boca y caries. Las bacterias
adheridas a los dientes al metabolizar azúcar producen ácido láctico que aumenta de la acidez en la superficie
de los dientes y corroe al esmalte dental produciendo caries. El pH del agua mineral varía.
Es importante el pH en las piscinas, y también el pH de productos cosméticos y la piel (valor aproximado 5)
7. 2 Aplicaciones y tratamiento experimental de las volumetrías ácido-base.
En las volumetrías ácido-base se puede utilizar un pH-metro (“peachímetro”) para medir el pH durante toda

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la valoración, o un indicador de pH (sustancia añadida a la muestra o en tiras) que tenga un rango de pH

adecuado para detectar el viraje en la neutralización. Un ejemplo de aplicación de las volumetrías ácido-base
para medir la acidez de sustancias cuyo valor se desconoce. Un ejemplo es medir la acidez de un vinagre
comercial, donde hay ácido acético (etanoico). En los aceites se usa “índice de acidez”, que se mide
mediante una valoración ácido-base, pero mide la proporción de ácidos grasos libres en una muestra.
>Las volumetrías son un caso de mezcla de ácido y base, pero que se realiza de manera lenta y controlada y
conociendo el resultado; son generalmente exotérmicas y pueden liberar gases tóxicos.
HCl (ac) + NaClO (ac) : 2H+ (ac) + ClO- (ac) + Cl- (ac)→ H2O + Cl2 (g) (cloro, tóxico)
NaClO (ac) + NH3 (ac) → NaOH + NH2Cl (g) (cloramina: tóxico, con agua produce HCl y radicales libres)
7.3 Estudio de algunos ácidos y bases de interés industrial y en la vida cotidiana.
Ejemplos de productos en la vida cotidana con nombres convencionales son sosa (NaOH), potasa (KOH),
Lejía (disolución de NaClO), Agua fuerte o Salfumán (disolución HCl), Agua regia (disolución HNO 3 y HCl)
Amoniaco (o amoníaco): uso en limpieza, en fertilizantes y en uso industrial. Síntesis proceso Haber-Bosch.
Ácido sulfúrico: uso en fertilizantes, uso industrial. Está presente en las baterías de coche convencionales.
Ácido clorhídrico: uso como ácido desincrustante de caliza, limpiador de óxido de metales.
7.4 El problema de la lluvia ácida y sus consecuencias.
La lluvia ácida está asociada a emisión de óxidos de nitrógeno y óxidos de azufre por combustión de carbón
o productos derivados del petróleo que contienen nitrógeno y azufre. Al combinarse con el agua en el aire, se
forman ácidos nítrico, sulfuroso y ácido sulfúrico, que caen a la tierra acompañando a las precipitaciones,
constituyendo la lluvia ácida, que tiene un pH aproximado de 5.6. Las consecuencias es la acidificación de
lagos, ríos y el terreno, afectando a la vegetación, afectando también a corrosión de construcciones con
mármol y caliza (CaCO3).
>No se tratan las disoluciones reguladoras/tampón, que no entran en temario actual de 2º Bachillerato.

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