ESCUELA PROFESIONAL DE

EQUILIBRIO. INGENIERÍA AMBIENTAL Y DE

RECURSOS NATURALES
ÁCIDOS, BASES
y SALES. pH
CURSO: ANÁLISIS QUÍMICO
DOCENTE: ABNER JOSUE
VIGO ROLDÁN

22 de setiembre del SEMESTRE ACADÉMICO

2021 2021B
 Indica que la velocidad de una reacción química es
proporcional a las masas activas de las sustancias
reaccionantes. (JENKINS, 1995)
A+B ⇄ C+D
V1 = K1.(aA)(aB) V2 = K2.(aC)(aD)
En el Equilibrio: V1 = V2
LEY DE K1.(aA)(aB) = K2.(aC)(aD)
ACCIÓN DE Keq = K1/K2

MASAS Keq = (aC).(aD) / (aA).(aB)

EQUILIBRIO Y VELOCIDAD DE REACCIÓN: La

velocidad de reacción controla el diseño y eficiencia
de los procesos de disolución, precipitación,
oxidación-reducción.
El equilibrio químico es el fundamento del análisis
químico, en las diferentes etapas del proceso
analítico.
 Un conocimiento claro del equilibrio químico ayudará
a obtener una muestra homogénea, así como eliminar
las interferencias en los procesos analíticos y en el
diseño de los diferentes sistemas de tratamiento, ya
que determina los productos finales en los procesos
analíticos.
Ejms:
1. En el proceso de neutralización de lixiviados ácidos
en una mina.
EQUILIBRIO Los lixiviados ácidos producen H+, generando la
acidez del agua.
H+ + CO3= ⇆ HCO3-(ac) + H+(ac) ⇆ CO2(g) + H2O(l)
(Aguas acidas)
2. En el proceso de precipitación de cationes. (Metales
pesados de aguas residuales industriales).
Mn++ + CO3= ⇄ Mn CO3 (s)
3. En la formación de lluvia ácida.
SO2+ H2 O ⇄ H2 SO3 + 1/2 O2 ⇄ H2 SO4
 El NH3, un constituyente común en aguas residuales,
reacciona con el desinfectante HClO en solución, para
EQUILIBRIO
formar monocloramina (NH2Cl), en la siguiente forma:
Según los cálculos de NH3 + HClO → NH2 Cl + H2O
equilibrio, puede En forma experimental se encontró que la constante de
decirse que es velocidad K = 5.1 x 106 a 25°C.
imposible que existan
S= en agua que Si la ley de velocidad es:
contiene O2 disuelto; d[HClO]/dt = K[HClO]a [NH3 ]b
sin embargo, Cuál será la velocidad de reacción cuando la
experimentalmente se concentración de cada reactante se reduce a un 50%
ha encontrado S2- en
agua que contiene Si “X” e “Y” son las concentraciones iníciales de NH3 y
hasta 3mg/L de O2 HClO, la velocidad de reacción es:
disuelto. Esto es VRinicial = [HClO]/dT = -K⌊X⌋⌊Y⌋
posible dado que la VR(50%) = [HClO]/dT = -K[X/2] [Y/2]
velocidad de reacción
entre el sulfuro y el O2 VR2 = [HClO]/dT = -K ⌊X⌋⌊Y⌋/4
es lenta. La velocidad de reacción en VR2 será el 25% de la
reacción inicial.
 FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD
DE REACCIÓN
EFECTO DEL PH EN LA VELOCIDAD EFECTO DE LA TEMPERATURA
DE REACCIÓN: SOBRE LA VELOCIDAD DE
La oxidación de Fe (II) a Fe (III) por O2 REACCIÓN.
molecular en una reacción, indica que Las velocidades de reacción química
es completa en aguas donde hay O2 aumentan al aumentar la
disuelto presente. Sin embargo, se temperatura en la mayoría de los
encuentra Fe (II) en soluciones que casos. El efecto de la temperatura
contiene O2 disuelto; esto se debe al sobre la velocidad de reacción se
pH de la solución, observándose que relaciona en su efecto sobre la
ejerce un efecto notable sobre las
constante de la velocidad de
condiciones de equilibrio del sistema.
reacción; a excepción de las
Fe2+ - 1e- → Fe3+ reacciones con catálisis enzimáticas,
Si: pH ˃ 4 el 0.1% Fe2+ → Fe3+ donde por encima del valor óptimo
(Estable) de temperatura, la estructura de la
enzima se desnaturaliza y sus
pH ˂ 4 el Fe2+ → Fe3+
propiedades catalíticas se reducen o
(VR rápida) destruyen al complejo activado
 EQUILIBRIO: ACIDOS, BASES y SALES. pH
• Para el análisis químico, es de gran interés aquellos electrolitos
cuyos iones provocan que la disolución sea ácida o básica.
• De acuerdo con la teoría, los iones que dan origen al
comportamiento ácido son los protones y los que provocan el
comportamiento alcalino son los iones hidroxilo.
• Las sales son electrolitos que se ionizan al disolverse en agua.
Son el producto de la reacción de un ácido con una base.
• Las sales de ácidos débiles o bases débiles se hidrolizan por
acción del agua, dependiendo del grado de reacción del ácido o
la base; es decir, cuanto más débil sea el ácido o la base de
donde proviene, mayor es la reacción de hidrólisis.
• Las sales, al reaccionar con el agua, dan lugar a formación de
iones H3O+ ó OH- produciendo disoluciones ácidas o alcalinas.
 TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY.

ÁCIDO: “Sustancia que en disolución cede H+”.

− 𝟐− +¿ ( 𝐚𝐪 ) ¿
𝐇𝐂 𝐎 ( 𝐚𝐪 )+𝐇 𝟐 𝐎 ( 𝐚𝐪 ) ↔ 𝐂 𝐎 ( 𝐚𝐪 )+𝐇 𝟑 𝐎
 
𝟑 𝟑

BASE: “Sustancia que en disolución acepta H+”.

 Las sustancias que, como el agua,
pueden actuar como ácido o como
base se llaman sustancias anfóteras

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 FUERZA DE LOS ÁCIDOS.

ACIDOS FUERTES

ACIDOS DEBILES

HCN (aq) + H2O (aq) CN- (aq) + H3O+(aq)

 FUERZA DE LAS BASES

BASES FUERTES

NaOH (s) + H2O (l) Na+ (aq) + OH- (aq)

BASES DEBILES

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

Constantes de ionización: Ka, Kb, Kh

• LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO ACIDA (Ka)

Ejemplo: Calcular la Kh del KCN si sabemos que la
Ka del HCN vale 4,9 x 10–10

KCN(ac) K+(ac) + CN_(ac)

El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por lo

tanto, su base conjugada, el CN–, será una base
relativamente fuerte.
Su reacción con el agua será:

CN– + H2O HCN + OH–

• KW 1x10–14
Kh = —— = —————— = 2,0 x 10–5
Ka 4,9 x 10–10
 CONCEPTO DE PH

EL VALOR DE PH PERMITE ASIGNAR EL CARÁCTER ÁCIDO

O BÁSICO DE LAS DISOLUCIONES

Disolución ácida Disolución neutra Disolución básica

[H3O+] > [OH-] [H3O+] = [OH-] [H3O+] < [OH-]
[H3O+] > 10-7 mol L-1 [H3O+ ]= 10-7 mol L-1 [H3O+] < 10-7 mol L-1

pH < 7 pH = 7 pH > 7
 ÁCIDOS PRÓTICOS
MONOPRÓTICOS depende del. POLIPRÓTICOS
número de prótones
que pueda ceder,
como ácido

ácido sulfhídrico
Ácido acético (CH3COOH), (H2S),libera dos iones
libera un ión hidrógeno hidrógeno y se le llama
ácido diprótico
 Para una solución 0,01 M de ácido acético, el pH
medido es de 3,38. Calcular su constante de equilibrio.

La ecuación que representa la solución es:

CH3COOH(ac) ⇆ CH3COO-(ac) + H+(ac)
0,01 – x x x
Ke = Kc = Kia = Ka = [CH3COO-] [H+] / [CH3COOH]
Ka = x.x/(0,01-x)
• Si pH es 3,38 → [H ] = 4,17.10
+ -4 M = [CH3COO-] = x
→ Ka = (4,17.10-4)( 4,17.10-4 )/(0,01 - 4,17.10-4) = 1,81.10-5
Asimismo α = 4,17.10-4/0,01 = 0,0417
Porcentualmente: (4,17.10-4).100/0,01 = 4,17 %
Ejemplo: Calcule el pH de una solución cuando se mezcla 50
ml amoníaco, [NH3] = 0,10M, con 50 ml de ácido clorhídrico,
[HCl] = 0, 040M.
N° de mmoles NH3 = 50 mL x 0,10 mol/L = 5
N° de mmoles HCl = 50 mL x 0,04 mol/L = 2

RxN: NH3 + HCl NH4Cl(ac) NH4+ + Cl-

inicial 5 2
cambio 2 2 2 2 2
equilibrio 3 _ 2 2

[NH4+] = 2/100 = 0,02M

[NH3] = 3/100 = 0,03M

Equilíbrio: NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH-

0,03 - x 0,02 + x x

Kb = 1, 8 x 10-5 = (0, 02 + x)* x x = [OH-] = 2, 7 x 10-5

(0, 03 - x)

pOH = - log [OH-] pOH = 4, 57 y pH = 9, 43

 Ejercicios:
1. Se prepara 200 mL de solución de ácido acético diluyendo 2,5 mL de
ácido concentrado (99,5%w/w CH3COOH; D = 1,005 g/mL).
Determine el pH de la disolución, teniendo en cuenta que Ka para el
ácido acético es 1,8 x 10-5.
2. Explique como prepararía 250 mL de solución 0,2035 N de acetato
de sodio. Además, determine el valor del pH de esta solución.
3. Si se mezclan las soluciones anteriores, determinar el pH,
asumiendo que los volúmenes son aditivos.
4. Si a 100 mL de la solución, preparada en el problema anterior, se
agrega 5 mL de una solución de ácido clorhídrico preparada al
burbujear 0,748 gramos de cloruro de hidrógeno en 200 mL de agua
destilada, como varía el pH.
• Compare esta variación con otra que ocurre cuando se agrega la
misma cantidad de la solución de HCl a 100 mL de agua destilada.
Comentar estas dos variaciones.
Se prepara 200 mL de solución de ácido acético diluyendo 2,5 mL de ácido concentrado (99,5%w/w CH3COOH; D = 1,005 g/mL). Determine el pH de la
disolución, teniendo en cuenta que Ka para el ácido acético es 1,8 x 10-5.

• M = D.%.10/PM = 16.67 mol/L (ácido acético concentrado)

• Dilución: 2,5 mL 200 mL

• [CH COOH] = 0,2081 mol/L

3

• pH = 2,72
Explique como prepararía 250 mL de solución 0,2035 N de acetato de
sodio. Además, determine el valor del pH de esta solución preparada.

• Para preparar la solución, determinamos la masa que se

debe de usar: 4,1735 g CH3COONa
• Procedimiento:
• Cálculo del pH:
CH3COONa(ac) CH3COO-(ac) + Na+(ac)
CH3COO-(ac) + H2O (l) ⇆ CH3COOH(ac) + (OH)-(ac)
Kh = Kw/Ka = [CH3COOH] [OH-] / [CH3COO-]
1.10-14/1,8.10-5 = x.x/(0.2035-x) x = [OH-] = 5,2 x 10-5
pOH = 4,28 pH = 9,72
Si se mezclan las soluciones anteriores, determinar el pH, asumiendo que los
volúmenes son aditivos.

• Se están mezclando dos disoluciones:

• 200 mL Ácido acético: 0,2081M 0,04162 mol
• 250 mL Acetato de sodio: 0,2035 0,050875 mol
Se forma una solución amortiguadora de VT = 450 mL; las
concentraciones serán más diluidas
[CH3COOH] = 0,0925 mol/L
[CH3COONa] = 0,1131 mol/L
Determinación del pH:
Aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbach:
pH = pKa – log (sal/ácido) = 4,832
Si a 100 mL de la solución, preparada en el problema anterior, se agrega 5 mL de una solución de ácido clorhídrico
preparada al burbujear 0,748 gramos de cloruro de hidrógeno en 200 mL de agua destilada, como varía el pH.

• Cálculo de la concentración del HCl que vamos a dosificar a la

solución amortiguadora:
M = nsto/Vsol = (0,748g/36,45 g.mol-1)/0,2 L = 0,1026 mol/L
CH3COOH(ac) ⇆ CH3COO-(ac) + H+(ac)
gran cantidad gran cantidad
CH3COOH(ac) CH3COO-(ac) + H+(ac)
Se consume (disminuye) acetato; generando (aumenta) ácido acético,
cuando se agrega el ácido clorhídrico (0,000513 mol)
Acetato: 0,050875x 100/450 – 0,000513 = 0,01079 mol
Ac. Acético: 0,04162x100/450 + 0,000513 = 0,00976 mol
Aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbach: pH = 4,701
Compare esta variación con otra que ocurre cuando se agrega la misma cantidad de la
solución de HCl a 100 mL de agua destilada. Comentar estas dos variaciones.

• Tengo 100 mL de agua destilada (pH = 7,00)

• 5 mL HCl x o,1026M = 105 mL x M

M = 0,004886mol/L
Concentración del H+ = 0,004886M pH = 2,30
 Ejercicios
1. Al disolver 2,5 mL de HCl concentrado (33%w/w) en
aproximadamente 100 mL de agua estamos haciendo una
disolución, la cual se traslada a una fiola de 250 mL; luego de
completarla hasta su línea de aforo, cuál será su concentración
normal?
2. Se disuelven 0,52 gramos de fluoruro de sodio en cantidad
suficiente de agua hasta completar 100 mL de solución. Determinar
el pH de dicha solución tomando en cuenta que KHF es 7,1 x 10-4.
3. Se mezclan 250 mL de ácido acético 0,12 M con 500 mL de
solución de acetato de sodio 0,15M, generando una solución
amortiguadora. A esta mezcla se adiciona 10 mL de NaOH 0,1 M.
Determinar la variación del pH luego de agregar la base a la
solución amortiguadora, teniendo en cuenta KCH3COOH = 1,8 x 10-5.
• AGUAS ÁCIDAS DE MINA. https://www.youtube.com/watch?v=ovqRDMMde5k