Teoría Ácido Base

TEORÍA ÁCIDO BASE
Un ácido es un compuesto que libera

hidrógenos cuando se disuelve en agua. Los hidrógenos se liberan como iones
positivos o protones H+, con una carga positiva. La palabra "ácidus" deriva
del latín acere, que significa agrio.
Propiedades de los ácidos
 Tienen sabor agrio como en el caso del ácido cítrico en la naranja y

el limón.
 Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo
a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.
 Son corrosivos.
 Producen quemaduras en la piel.
 Son buenos conductores de la electricidad en disoluciones acuosas.
 Reaccionan con metales activos formando sal e hidrógeno.
 Reaccionan con bases para formar sal más agua.
 Reaccionan con óxidos metálicos para formar sal más agua.
Los ácidos se pueden clasificar en:
Ácidos monopróticos
Los ácidos monopróticos son aquellos ácidos que son capaces de donar
un protón por molécula durante el proceso de disociación (llamado
algunas veces ionización), como se muestra a continuación
(simbolizado por HA):
HA(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A−(ac) Ka
Algunos ejemplos comunes de ácidos monopróticos en ácidos

minerales incluyen al ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO3).
Por otra parte, para los ácidos orgánicos, el término generalmente indica
la presencia de un grupo carboxilo, y algunas veces estos ácidos son
conocidos como ácidos monocarboxílicos. Algunos ejemplos de ácidos
orgánicos incluyen al ácido fórmico (HCOOH), ácido
acético (CH3COOH) y el ácido benzoico (C6H5COOH).
Ácidos polipróticos
Los ácidos polipróticos son capaces de donar más de un protón por molécula
de ácido, en contraste a los ácidos monopróticos que sólo donan un protón por
molécula. Los tipos específicos de ácidos polipróticos tienen nombres más
específicos, como ácido diprótico (dos protones potenciales para donar) y
ácido triprótico (tres protones potenciales para donar).
Una base o álcali es una sustancia que presenta propiedades alcalinas. En
primera aproximación (según Arrhenius) es cualquier sustancia que
en disolución acuosa aporta iones al medio. Un ejemplo claro es el hidróxido
de potasio, de fórmula KOH:
KOH(ac) K+ (ac) + OH- (ac)
Propiedades de las bases
 Poseen un sabor amargo característico.

 Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.
 Cambian el papel tornasol rojo en azul.
 La mayoría son irritantes para la piel (cáusticos) ya que disuelven la grasa
cutánea. Son destructivos en distintos grados para los tejidos humanos.
Los polvos, nieblas y vapores provocan irritación respiratoria, de piel,
ojos, y lesiones del tabique de la nariz.
 Tienen un tacto jabonoso.
 Son solubles en agua
 Reaccionan con ácidos formando sal y agua.
Podemos considerar a las sales como compuestos iónicos que proceden de la
reacción que tiene lugar entre un ácido y una base siguiendo la siguiente
reacción:
HA + BOH → B^+ A^- + H2O

Ácido Base Sal Agua
Se ve que el catión de la sal tiene su origen en la base y el anión en cambio

procede del ácido.
HIDROLISIS
Descomposición química de un compuesto por acción del agua en

productos más simples.
La palabra hidrólisis, deriva de dos palabras griegas, por un lado, hidro, que
significa “agua”, y por otro lado lisis, que significa “rotura”. Cuando se trata
de la reacción de los iones de una sal con un disolvente, recibirá el nombre de
solvólisis
Entre las sustancias que pueden sufrir esta reacción se encuentran

numerosas sales, que al ser disueltas en agua, sus iones constituyentes se
combinan con los iones hidronio u oxonio, H3O+ o bien con los iones
hidroxilo, OH-, o ambos. Dichos iones proceden de la disociación o
autoprotólisis del agua, esto produce un desplazamiento del equilibrio de
disociación del agua y como consecuencia se modifica el valor del pH.
Se denomina autoprotólisis al equilibrio químico que presentan las moléculas
de agua con los iones hidronio e hidroxilo. En el interior de una muestra de
agua pura, algunas moléculas pueden reaccionar entre ellas, de tal forma, que
una de las moléculas le puede ceder a otra adyacente y suficientemente
próxima un protón. El resultado de esta transferencia de protones es la
formación de los iones H3O+ e iones OH-.
La concentración de estos iones en agua pura y a una temperatura de 25 °C, es

muy baja, del orden de 10-7 mol/L. A pesar de la baja concentración de estas
especies, una leve alteración en la concentración de cualquiera de ellas, puede
tener implicaciones muy importantes desde el punto de vista de la reactividad
de las sustancias presentes en disolución. La sola adición de unas gotas de
ácido clorhídrico concentrado a un litro de agua pura puede variar el pH
original en varias unidades.
Para poder estudiar el comportamiento con el agua, las sales se suelen

clasificar según su procedencia en cuatro grupos:
1. Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte

2. Sales de base fuerte y ácido débil
3. Sales de base débil y ácido fuerte
4. Sales de ácido débil y ácido débil.
Las sales de los ácidos débiles o bases débiles se hidrolizan por acción del
agua, dependiendo, el grado de la reacción, de la debilidad del ácido o la base.
Es decir, cuanto más débil sea el ácido o la base, mayor es la hidrólisis.
La sal de una base fuerte y de un ácido fuerte, por ejemplo, el KCl, no se

hidroliza al ser disuelta en agua, y sus disoluciones son neutras.
La sal de una base fuerte y de un ácido débil, por ejemplo, el Na2CO3, sufre
hidrólisis cuando se disuelve en agua, y sus disoluciones son básicas.
La sal de un ácido fuerte y una base débil, como el NH4Cl, también sufre
hidrólisis, y sus disoluciones son ácidas.
A excepción de ciertas sales amónicas y de sales que son muy insolubles, las
sales de un ácido débil y una base débil, como el Al2S3, experimentan en el
agua hidrólisis completa.
La hidrólisis de una sustancia puede verse afectada por:
La temperatura, la pureza de los reactivos procedentes de las sales, la pureza

del disolvente y el PH.
La hidrólisis se puede decir que es inversamente proporcional al poder de

disociación. Esto significa que una sal proveniente de un ácido débil
hidrolizará menos al agua que una sal proveniente de un ácido muy débil. Esto
lo podemos deducir de la siguiente ecuación: Kh = Kw / Ka. Kb,
La constante de hidrólisis, Kh: Ka, es la constante de hidrólisis ácida del anión

y Kb, es la constante de hidrólisis básica en el caso del catión y Kw es el
producto iónico del agua.
En este sentido la constante de hidrólisis está vinculada al pH de las

disoluciones de diferentes sustancias.
Los pH de las disoluciones dependen de los valores de Ka y Kb:
 Si Ka > Kb, los cationes se hidrolizan más que los aniones, siendo
el pH < 7. La disolución de la sal será ácida.
 Si Kb > Ka, los aniones se hidrolizan más que los cationes, siendo
el pH > 7. En este caso la disolución de la sal es básica.
 Si Ka ≡ Kb, ambos iones se encontrarán hidrolizados en proporciones
similares, siendo el pH en este caso pH=7, diciéndose que la
disolución es neutra.
Un ácido fuerte es un ácido que se disocia por completo en solución acuosa

por ganar electrones.
Un ácido débil es aquel ácido que no está totalmente disociado en una

disolución acuosa. Aporta iones H + al medio.
Una base fuerte es aquella que se disocia completamente en solución acuosa
Y una base débil es aquella que en solución acuosa no se disocia

completamente, sino que alcanza un equilibrio entre los reactivos y los
productos.
La fuerza de un ácido o de una base varía con el disolvente; la fuerza de un
ácido depende, no sólo de su capacidad para ceder un protón, sino también de
la capacidad del disolvente para captarlo, a la cual se la denomina fuerza
básica del disolvente.
Los disolventes pueden clasificarse en: protofílicos, protogénicos, anfipróticos

y apróticos. Un disolvente protofílico, o básico, es aquel que es capaz de
aceptar protones del soluto; en este grupo se encuentran los disolventes tales
como la acetona, el éter y el amoniaco líquido. Por disolvente protogénico se
entiende aquel compuesto donador de protones, y entre éstos se encuentran
los ácidos como el fórmico, el acético, el sulfúrico, el HC1 líquido y el HF
líquido. Los disolventes anfipróticos son los que actúan, a la vez, como
aceptores y donadores de protones, y en este tipo se incluyen el agua y los
alcoholes. Y, finalmente, los disolventes apróticos, como, por ejemplo, los
hidrocarburos, son aquellos que ni aceptan ni ceden protones, o sea que, en
este aspecto, son neutros; éstos son útiles para estudiar las reacciones de
ácidos y bases sin la participación de la acción del disolvente.
El pH es una medida
de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de
iones de hidrógeno presentes en determinadas disoluciones.
La sigla significa potencial de hidrógeno o potencial de hidrogeniones. El

significado exacto de la p en «pH» no está claro, pero, de acuerdo con la
Fundación Carlsberg, significa «poder de hidrógeno».
Otra explicación es que la p representa los términos latinos pondus
hydrogenii («cantidad de hidrógeno») o potentia hydrogenii («capacidad de
hidrógeno»). También se sugiere que Sørensen usó las letras p y q (letras
comúnmente emparejadas en matemáticas) simplemente para etiquetar la
solución de prueba (p) y la solución de referencia (q). Actualmente
en química, la p significa «cologaritmo decimal de» y también se usa en el
término pKa, que se usa para las constantes de disociación ácida.
Este término fue acuñado por el bioquímico danés S. P. L. Sørensen (1868-
1939), quien lo definió en 1909 como el opuesto del logaritmo de base 10 o el
logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidrógeno.
Esto es: pH= -Log [H+]
El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro,

también conocido como pH-metro (/pe achímetro/ o /pe ache metro/), un
instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos:
un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un
electrodo de vidrio que es sensible al ion de hidrógeno.
El pH de una disolución se puede medir también de manera aproximada
empleando indicadores: ácidos o bases débiles que presentan diferente color
según el pH. Generalmente se emplea un papel indicador, que consiste en
papel impregnado con una mezcla de indicadores cualitativos para la
determinación del pH. El indicador más conocido es el papel de litmus o
papel tornasol.
Un indicador de pH es una sustancia que permite determinar
aproximadamente el pH de un medio. Habitualmente, se utilizan
como indicador a sustancias químicas que cambian su color al cambiar
el pH de la disolución. Dentro de los indicadores más comunes podemos citar:
Zona de viraje
Indicador Color forma ácida Color forma básica (pH)
Violeta de Amarillo
metilo Violeta 0-2
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa violeta 8-10
La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más

importantes y más utilizados en química y bioquímica. El pH determina
muchas características notables de la estructura y de la actividad de las
moléculas, por lo tanto, del comportamiento de células y organismos.
El pH que es medido en el laboratorio, generalmente no es el mismo que el
calculado mediante la ecuación: , porque el valor numérico de la
concentración de iones hidrógeno, no es igual al valor de su actividad,
excepto, para las disoluciones diluidas.
Para calcular el pH se deben considerar las siguientes ecuaciones:
1) pH = -Log [ H+]
2) pOH = -Log [OH-]
3) pH + pOH = 14
4) [ H+] = Antilogaritmo – pH
5) [ OH-] = Antilogaritmo – pOH
EJEMPLOS:
1) Calcular el pH de una solución cuya concentración de hidrogeniones [H+]

es 0.00075M
Datos
pH=?
[H+] = 0.00075M
pH = -Log [ H+] pH = -Log 0.00075M pH = 3.12

2) Calcular el PH, POH y concentración de OH- de una solución de NaOH, si
su concentración de H+ es 0.00093M
Datos
PH=?
POH=?
[OH-]=?
[H+]= 0.00093M
pH
pH = -Log [ H+] pH = -Log 0.00093M pH = 3.03
pOH Despejando
pH + pOH= 14 pOH = 14 -pH pOH= 14 - 3.03 pOH= 10.97
[OH-]
[OH-]=Antilogaritmo -pOH [OH-]=Antilogaritmo -10.97 [OH-]=1.07x10-11
Nota: Para colocar la función antilogaritmo en su calculadora pulsa las teclas

SHIFT y Log.
3) Calcular el pH, concentración de OH- y concentración de H+ de una
solución si su pOH es 7.5
Datos
pH=?
OH- =?
H+ =?
pOH=7.5
pH Despejando
pH + pOH= 14 pH = 14 -pOH pH= 14 – 7.5 pH= 6.5
[OH-]
[OH-]=Antilogaritmo -pOH [OH-]=Antilogaritmo -7.5 [OH-]=3.16x10-8
[H+]
[H+]=Antilogaritmo -pH [H+]=Antilogaritmo – 6.5 [H-]=3.16x10-7

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TEORÍA ÁCIDO BASE

Un ácido es un compuesto que libera

Propiedades de los ácidos

 Tienen sabor agrio como en el caso del ácido cítrico en la naranja y

HA(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A−(ac) Ka

Algunos ejemplos comunes de ácidos monopróticos en ácidos

KOH(ac) K+ (ac) + OH- (ac)

Propiedades de las bases

 Poseen un sabor amargo característico.

HA + BOH → B^+ A^- + H2O

Se ve que el catión de la sal tiene su origen en la base y el anión en cambio

Descomposición química de un compuesto por acción del agua en

Entre las sustancias que pueden sufrir esta reacción se encuentran

La concentración de estos iones en agua pura y a una temperatura de 25 °C, es

Para poder estudiar el comportamiento con el agua, las sales se suelen

1. Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte

La sal de una base fuerte y de un ácido fuerte, por ejemplo, el KCl, no se

La temperatura, la pureza de los reactivos procedentes de las sales, la pureza

La hidrólisis se puede decir que es inversamente proporcional al poder de

La constante de hidrólisis, Kh: Ka, es la constante de hidrólisis ácida del anión

En este sentido la constante de hidrólisis está vinculada al pH de las

Los pH de las disoluciones dependen de los valores de Ka y Kb:

Un ácido fuerte es un ácido que se disocia por completo en solución acuosa

Un ácido débil es aquel ácido que no está totalmente disociado en una

Una base fuerte es aquella que se disocia completamente en solución acuosa

Y una base débil es aquella que en solución acuosa no se disocia

Los disolventes pueden clasificarse en: protofílicos, protogénicos, anfipróticos

La sigla significa potencial de hidrógeno o potencial de hidrogeniones. El

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro,

La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más

2) pOH = -Log [OH-]

5) [ OH-] = Antilogaritmo – pOH

1) Calcular el pH de una solución cuya concentración de hidrogeniones [H+]

pH = -Log [ H+] pH = -Log 0.00075M pH = 3.12

pH = -Log [ H+] pH = -Log 0.00093M pH = 3.03

pH + pOH= 14 pOH = 14 -pH pOH= 14 - 3.03 pOH= 10.97

[OH-]=Antilogaritmo -pOH [OH-]=Antilogaritmo -10.97 [OH-]=1.07x10-11

Nota: Para colocar la función antilogaritmo en su calculadora pulsa las teclas

pH + pOH= 14 pH = 14 -pOH pH= 14 – 7.5 pH= 6.5

[OH-]=Antilogaritmo -pOH [OH-]=Antilogaritmo -7.5 [OH-]=3.16x10-8

[H+]=Antilogaritmo -pH [H+]=Antilogaritmo – 6.5 [H-]=3.16x10-7

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