Ácido_base

Química 2º bachillerato
ácido-base
REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES
1.2.3.4.5.6.7.8.9.-
Teorías sobre la naturaleza de los ácidos y bases.
Electrólitos.
Fuerza de los ácidos y bases. Constantes de ionización.
Ionización del agua.
pH.
Hidrólisis.
Indicadores ácido-base.
Volumetrías ácido- base.
Disoluciones reguladoras.
1.- TEORIAS SOBRE LA NATURALEZA DE LOS ACIDOS Y BASES.
Desde antiguo se diferenciaba entre sustancias ácidas y básicas.

En 1.789, LAVOISIER consideraba que:
Ácido era una sustancia que en disolución acuosa:
- Conduce la corriente eléctrica.
- Reacciona con algunos metales (Zn, Fe, etc.) desprendiendo hidrógeno.
- Enrojece la tintura de tornasol y decolora la fenolftaleina.
- Posee sabor agrio y produce una sensación punzante al contacto con la piel.
Ejemplos: Vinagre, limón, HCl, H2SO4, HNO3, etc.
Base o álcali era una sustancia que en disolución acuosa:
- Conduce la corriente eléctrica.
- Azulea el papel de tornasol y enrojece la fenolftaleina.
- Posee sabor amargo (caústico) y produce una sensación suave al tacto.
- Reacciona con los ácidos, desapareciendo las propiedades de ambos.
Ejemplos: Sosa (NaOH), potasa (KOH), Ca(OH)2, etc.

Posteriormente en 1.887, ARRHENIUS consideró que:
Ácido es una sustancia que se disocia en agua, produciendo protones (H+).
HO
2
HA 
 A-(aq) + H+(aq)
HO
2
HCl 
 Cl-(aq) + H+(aq)
;
Ejemplos: Los ácidos clásicos: HCl, H2SO4, HNO3, etc.
Base es una sustancia que se disocia en agua, produciendo OH- (iones oxidrilo,
hidroxilo o hidróxido).
HO
2
BOH 
 B+(aq) + OH-(aq)
;
HO
2
NaOH 
 Na+(aq) + OH-(aq)
Ejemplos: Los hidróxidos de los metales (alcalinos y alcalinotérreos).
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ácido-base
* Según esta teoría la reacción de neutralización (entre un ácido y una base) en su forma
molecular es:
 Sal + Agua
Ácido + Base 
Ejemplo:
 BaCl2 + 2 H2O ,
2 HCl + Ba(OH)2 
aunque en realidad intervienen los iones:
 Ba 2+(aq) + 2 Cl -(aq) + 2 H2O
2 Cl -(aq) + 2 H +(aq) + Ba 2+(aq) + 2 OH -(aq) 
como los iones Cl – y Ba2+ no afectan al carácter ácido-básico se les llama iones
espectadores, y la reacción general de neutralización, válida para cualquier reacción, es:
 H2O
H +(aq) + OH -(aq) 
Objeciones: Hay sustancias como el amoníaco (NH3) que tienen un carácter básico
inexplicable con esta teoría, ya que no tiene grupos OH-. Para corregir éste y otros casos
semejantes, surgió en 1.923 una nueva teoría:

TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY o TEORÍA PROTÓNICA:
Ácido sustancia capaz ceder protones H+ a otra (por ejemplo al agua).
HA + H2O
A- + H3O+ (ión hidronio u oxonio). Ej: HCl + H2O
Cl- + H3O+
Base sustancia capaz de aceptar protones H+ de otra (por ejemplo del agua).
BH+ + OH -
B + H2O
;
Ejemplo: NH3 + H2O
NH4+ + OH-
Los iones A- y BH+ , a su vez, pueden captar o ceder protones (H+) para formar HA y B,
ya que la reacción es reversible, comportándose en consecuencia como bases o ácidos,
respectivamente, de ahí que se llamen base y ácido conjugados de HA y B.
HA + H2O  A- + H3O+


ácido
base conjugada
Las parejas
HA
A

y
BH 
;
B
B + H2O  BH+ + OH

base
ácido conjugado
se llaman pares ácido-base conjugada.
* Observando las dos reacciones anteriores, el agua (H2O) o cualquier disolvente tiene un
doble comportamiento: en la primera se comporta como base y en la segunda como ácido,
por lo que se llama sustancia anfótera, anfiprótica o anfolito.
HCl + H2O  Cl- + H3O+

base
;
NH3 + H2O  NH4+ + OH
ácido
En realidad, muchas sustancias excepto los ácidos y las bases más fuertes son
sustancias anfóteras; depende con quién se enfrenten.
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ácido-base
Como se observa, las reacciones ácido-base son reacciones de transferencia de protones;
de forma general:
(Acido)1 +
Ejemplos:
(Base)2 
 (Base)1 +
(Acido)2
AcH + NH3 
 Ac- + NH4+ (ión amonio)
NH3 + NH3 
 NH4+ + NH2- (ión amiduro)
* En esta teoría la reacción de neutralización es un caso particular de las reacciones de
transferencia de protones.
H3O+(aq) + OH -(aq) 
 2 H2O
* La teoría de Brönsted y Lowry es más amplia y acertada que la de Arrhenius; considera
que una sustancia es intrínsecamente ácida o básica sin necesidad de disolverla en agua, ya
que está referida a la posibilidad de cesión o captación de H + a otra sustancia, por tanto, se
puede aplicar a cualquier disolvente, y además de las sustancias moleculares neutras se
incluyen los cationes y aniones, que no se consideraban en la teoría de Arrhenius.
Ejemplos:
Ácidos de Brönsted
S. moleculares
Aniones
Cationes
HCl, H2SO4, etc.
HS-, HSO4-, etc.
NH4+, H3O+, etc.
Bases de Brönsted
NH3, NaOH, Ba(OH)2, etc.
Cl-, N3-, NH2-, HS-, S2-, etc.
[Al(OH)(H2O)5]2+
2.- ELECTRÓLITOS.
Son sustancias (ácidos, bases, sales) que en disolución acuosa conducen la corriente
eléctrica, lo cual es debido a la existencia de iones en disolución.
Son de dos tipos:
- Iónicos (NaCl, CaF2, etc.), en los que ya existen los iones en estado sólido.
- Moleculares (HCl, H2SO4, etc.), los iones se producen por reacción con el agua.
Además, dependiendo del grado de disociación pueden ser fuertes (HCl) o débiles (AcH).
3.- FUERZA DE LOS ACIDOS Y BASES. CONSTANTES DE IONIZACION.
El carácter ácido y básico así como la fortaleza del mismo son relativos, depende
del disolvente utilizado.
Tomando como referencia el agua H2O, cuanto más desplazado hacia la derecha
 A- + H3O+ , más fuerte es el ácido.
esté el equilibrio HA + H2O 
Igualmente con la base, cuanto más desplazado hacia la derecha esté el equilibrio
 BH+ + OH- más fuerte es la base.
B + H2O 
De aquí se deduce que a un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil y
viceversa.
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
ácido-base
De forma cuantitativa, la fortaleza se expresa por la constante del equilibrio:
 A- + H3O+
HA + H2O 
,
A  . H 3 O  
Kc =
HA  . H 2 O 
como se trabaja con disoluciones diluidas, la [H2O]  cte.
por lo que:
Kc . [H2O] = cte. = Ka =
A    H 3O  
HA
Ka es la constante de acidez, de disociación o
de ionización del ácido (depende de la T).

De igual forma, para una base cualquiera:
BH . OH 
=

Kb

HA
 BH+ + OHB + H 2O 
Ka
Muy grande
“
HNO3 / NO3-
-
HCl /Cl , HBr/Br , HI / I
H2SO4 / HSO4
Ácidos débiles
;
A   H 3O  
A mayor Ka, mayor fortaleza del ácido
Pares ácido-base
conjugados
HClO4 / ClO4-
Ácidos modera-damente fuertes
Ka =
siendo Kb la constante de basicidad, de disociación
o de ionización de la base (depende de la T).
A mayor Kb mayor fortaleza de la base.
B
Ácidos fuertes
1000 / 18
 55,55 moles / litro ,
1
-
-
“
“
H3O+ / H2O
1
Ctes de acidez
H2SO3 / HSO3HF / F AcH / AcÁcidos orgánicos
H2CO3 / HCO3H2S / HSHCN / CN-
1,3 . 10-3
3,5 . 10-4
1,8 .10-5
10-4 a 10-6
4,2 .10-7
9,1 .10-8
4,9 .10-10
Ka (a 25ºC)
- Un ácido es fuerte si Ka  1
- Un ácido es moderadamente fuerte si 1 > Ka  10 -4,5
- Un ácido es débil si Ka < 10 -4,5
* Como bases fuertes podemos citar los iones O 2- , NH-2 , OH- y las bases conjugadas de
los ácidos débiles (CN-, HS-), y como bases débiles: el amoniaco, NH3 ( Kb = 1,8 .10 –5 )
y las bases conjugadas de los ácidos fuertes (Cl -, HSO4-)
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Observaciones:
a) En disolución acuosa no puede haber ácidos más fuertes que el ión H3O+ (ácido
conjugado del agua), ni bases más fuertes que el ión OH- (base conjugada del agua), ya que
se encontrarían totalmente disociados; de ahí que al H2O se le llame disolvente nivelador.
 2 OHO2- + H2O 
Ejemplos:
;
 NO3- + H3O+
HNO3 + H2O 
b) Los valores de las Ka, permiten predecir el sentido en el que está desplazada una
reacción ácido-base:

Ejemplo: HSO4- + F - 
SO4 2 - + HF
Ka HSO4-/ SO42 - = 1,3.10- 2
;
Ka HF/F- = 6,9.10- 4
El HSO4- es un ácido más fuerte que el HF, por lo que el equilibrio está desplazado
hacia la derecha.
c) No se debe confundir la fortaleza de un ácido con el número de protones que puede
ceder por molécula.
-
Monopróticos: Solo ceden un H+ (HCl, HNO3, …)
Polipróticos: - Dipróticos: pueden ceder dos protones (H2SO4, H2CO3, …)
- Tripróticos: pueden ceder tres protones (H3PO4, …)
Los ácidos polipróticos tiene sucesivas constantes de ionización cuyo valor va
decreciendo: Ka1 > Ka2 > Ka3
 HSO4- + H3O+ ; Ka1 = 103
H2SO4 + H2O 
Ejemplo:
Ka1  105. Ka2
 SO4-2 + H3O+ ; Ka2 =1,3.10-2
HSO4- + H2O 
4.- IONIZACION DEL AGUA.
El agua es un electrólito débil, es decir, conduce débilmente la electricidad, lo cual
indica que está disociada parcialmente.
 H3O+ + OH- (autoionización o autoprotólisis)
H2O + H2O 
H O  . OH 

Kc =
.
3
H 2 O2

;
Kc tiene un valor muy pequeño, lo que indica que la
H 2 Oes prácticamente constante: H 2 O  55,5 moles/litro


Kc . H 2 O 2 = Kw = H 3O  . OH 

;


Kw = H 3O  . OH 

Kw se llama constante iónica o producto iónico del agua, y su valor a 25ºC es Kw =10-14
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
ácido-base
Kw permite calcular la relación entre Ka y Kb de cualquier par ácido-base conjugada:
 A- + H3O+
HA + H2O 
 HA + OH
A + H2 O 
-
-
A  . H 3O   . HA . OH 

Ka . Kb =
HA
A 


Ka =
A  . H O 
;
Kb =
HA . OH  



;
= H 3O  . OH 

3
HA
A 

;
Ka . Kb = Kw
5.- pH
En el agua pura [H3O+] = [OH-] , y se dice que es neutra. A 25ºC, [H3O+] = 10 -7 M
De igual forma si en una disolución:
*
[H3O+] = [OH-] = 10 -7 M, se dice que es neutra.
*
[H3O+] > [OH-] , o bien [H3O+] > 10 -7 M , se dice que es ácida.
Esto se consigue añadiendo un ácido al agua, ya que, por el Principio de Le Chatelier,
 H3O+ + OH- se desplazará hacia la
el equilibrio iónico del agua H2O + H2O 
+
izquierda debido a que aumenta la [H3O ]. Al desplazarse hacia la izquierda, la [OH-]
disminuye siendo menor que 10-7 M.
*
[H3O+] < [OH-] , o bien [H3O+] < 10 -7 M, se dice que es básica.
Se consigue añadiendo una base al agua.
* En cualquier disolución acuosa se cumple siempre: H3O  . OH  = 10 -14

Con el fin de trabajar con números más sencillos, el bioquímico danés Sörensen
introdujo los términos de pH y pOH , definidos de la siguiente manera:
pH = - log [H3O+]
pOH = - log [OH-]
A partir del producto iónico del agua, resulta fácil comprobar que a 25ºC: pH + pOH = 14
Una disolución es neutra si el pH = 7 ( pOH = 7 )
Una disolución es ácida si el pH < 7 ( pOH > 7 )
Una disolución es básica si el pH > 7 ( pOH < 7 )
Generalmente el pH de una disolución está comprendido entre 0 y 14, aunque las
disoluciones muy concentradas de ácidos fuertes tienen el pH negativo.
Conocido el pH, la concentración de iones hidronio se calcula mediante la
operación:
[H3O+] = 10 – p H
[H3O+] = antilog (-pH)
es decir:
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
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Al igual que con el pH también se definen los términos:
como Ka. Kb = 10-14 , tomando - log en los dos miembros
pKa = - log Ka
pKb = - log Kb
pKa + pKb = 14
- Un ácido es fuerte si su pKa  0
- Un ácido es moderadamente fuerte si 0 < pKa  4,5
- Un ácido es débil si pKa > 4,5
* Cálculo de problemas de pH

Ácidos y bases fuertes: Se considera que están totalmente disociados y que los H3O+
proceden exclusivamente del ácido (o los OH- de la base en su caso), sin tener en
cuenta la disociación del agua.
La 2ª aproximación es válida siempre que la concentración del ácido o de la base sea
mayor de 10-6 M.
Ejercicio resuelto: Calcula el pH de una disolución 0,1 M de HCl.
[ ]i
[ ]e

HCl + H2O  Cl- + H3O+
0,1
0
0
0
0,1
0,1
Al ser un ácido fuerte, está totalmente
disociado y la [H3O+] es 0,1 M, frente a la
cual la procedente del agua (<10-7 M) es
despreciable, luego el pH = - log 0,1 = 1
Ácidos y bases débiles: Se hacen dos aproximaciones para facilitar el cálculo del pH:
- Se considerará únicamente como [H3O+] la procedente del ácido, siempre que su
constante de acidez sea mayor de 10-11 y su concentración mayor que 10-6 M.
Igualmente para las bases ( los OH- sólo proceden de la disociación de la base).
-  es despreciable frente a 1 cuando va sumando o restando, siempre que K sea
inferior a 10 -4.
Ejercicio resuelto: Calcula  y el pH de una disolución de AcH 0,055 M, si Ka= 1,77.10-5
AcH
+


H2O
Ac- +
H3O+
[ ]i
Co
-
0
0
[ ]e
Co(1-)
-
Co 
Co 
Ac . H O 
Ka =


3
HAc
;
C0 2
C0 . C0
Ka =
=
C 0 (1  )
1 
Ka
Por ser un ácido débil, <<1, luego Ka = C0. ; de donde  =
; =
C0
2
 =1,79.10-2,
y como [H3O+] = C0. ,
1,77 .10 5
;
0,055
[H3O+] = 0,055 . 1,79.10-2 M
[H3O+] = 9,86.10-4 M  10-3 M, luego el pH = - log 10-3 ; pH = 3
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6.- HIDRÓLISIS
Las sales son compuestos iónicos (formados por cationes y aniones) solubles en agua;
Algunas sales neutras (sin H ni OH en sus moléculas) presentan carácter ácido o básico en
disolución acuosa, debido a que alguno de sus iones reaccionan con el agua.
A este proceso se le llama hidrólisis. Se pueden dar cuatro casos:

Sal de ácido fuerte y base fuerte ( NaCl, KNO3, etc.).
HO
2
Tomamos como ejemplo el NaCl. Al disolverse en agua: NaCl 

 Na+ + Cl- ,
ni los iones Na+ ni los iones Cl- reaccionan con el agua por ser muy débiles, ya que
proceden de una base fuerte (NaOH) y de un ácido fuerte (HCl ). Por tanto, la disolución
será neutra, ya que los iones H3O+ proceden exclusivamente del agua.

Sal de ácido fuerte y base débil ( NH4Cl, NH4NO3, etc.).
HO
2
Tomamos como ejemplo el NH4Cl. Al disolverse en agua: NH4Cl 

 NH4+ + Clel ión Cl no reacciona con el agua por ser una base muy débil, ya que procede de un ácido
muy fuerte (HCl), sin embargo, el catión NH4+ es un ácido fuerte, pues procede de una
base débil, el NH3.

NH4+ + H2O 
NH3 + H3O+ , por tanto, la disolución será ácida.
La constante de este equilibrio se llama constante de hidrólisis y coincide con la Ka
del ion ácido:
Kw
NH3  . H 3O 
Kh = Ka (NH4+) =
=

K b ( NH 3 )
NH4




Las sales amónicas originan, por tanto, disoluciones ácidas, con pH inferior a 7.

Sal de ácido débil y base fuerte ( AcNa, KCN, Na2CO3, etc.).
HO
2
Tomamos como ejemplo el acetato de sodio:
AcNa 
,

 Na+ + Ac+
el ión Na no reacciona con el agua por ser un ácido muy débil, sin embargo, el ión Ac es
una base fuerte, pues procede de un ácido débil ( AcH ).
Ac- + H2O


AcH
+
OH- , por tanto, la disolución será básica.
La constante de este equilibrio se llama constante de hidrólisis y coincide con la Kb
del ion base:
Kh = Kb
(Ac-)

Kw

HAc . OH 
=
=
K a (HAc)
Ac
 

Las sales de acetato originan, por tanto, disoluciones básicas, con pH mayor que 7.
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
ácido-base
Sal de ácido débil y base débil ( NH4Ac, NH4CN, etc.).
HO
2
Tomamos como ejemplo el acetato de amonio:
NH4Ac 

 NH4+ + Ac- ,
los dos iones reaccionan con el agua por ser fuertes, ya que proceden de ácido débil (AcH)
y base débil (NH3).
NH4+

+ H2O 
NH3 + H3O+
,
con Kh1 = Ka (NH4+)
El catión amonio libera grupos hidronio bajando el pH, cuya cuantía dependerá del
valor que tenga la constante de hidrólisis del ión NH4+
Ac- + H2O


AcH
+ OH-
,
Kh2 = Kb (Ac-)
El anión acetato liberará grupos oxidrilo subiendo el pH, cuya cuantía dependerá
del valor que tenga la constante de hidrólisis del ión AcLa disolución será ácida, básica o neutra, según el grado de cada una de las hidrólisis:
- Si Kh1 es mayor que Kh2 la disolución será ácida.
- Si Kh1 es menor que Kh2 la disolución será básica.
- Si Kh1 es igual que Kh2 la disolución será neutra.
En este caso concreto del acetato amónico las dos constantes son iguales ( Kh1= Kh2),
por lo que la disolución resulta ser neutra.
7.- INDICADORES ÁCIDO-BASE.
El pH de una disolución se puede conocer de dos formas:
- Directa: con unos aparatos llamados pehachímetros.
- Indirecta y aproximada: con los indicadores ácido-base.
Los indicadores ácido-base son disoluciones de ácidos o bases orgánicas complejas
débiles, en las que el ácido y su base conjugada tienen diferente color, por lo que
dependiendo del pH del medio adoptan una coloración u otra.
Ejemplo: Anaranjado de metilo ( lo formulamos de forma sencilla como HIn).
HIn + H2O
rojo

 In- +
amarillo
H3O+

Si la disolución a la que se añade el indicador hace que [HIn]  [In-] , es decir,
coexisten las dos especies en concentraciones aproximadamente iguales, adoptará una
coloración naranja (rojo + amarillo).

Si la disolución a la que añade el indicador es ácida, el equilibrio del indicador, según
el Principio de Le Chatelier, se desplazará a la izquierda, por lo que [HIn] > [In -] y el
color será rojo.
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
ácido-base
Si la disolución a la que se añade el indicador es básica, algunos OH- procedentes de la
base reaccionarán con los H3O+ procedentes del indicador (para que se cumpla el
producto iónico del agua), por lo que el equilibrio del indicador se desplazará hacia la
derecha y, por tanto, [HIn] < [In-] y el color será amarillo.
* Para que predomine un color es necesario que [HIn] > 10 . [In-] , o [In-] > 10 . [InH], lo
cual representa una variación de 2 unidades en el pH , es decir, los indicadores no cambian
de color a un pH fijo, sino que tienen una zona de viraje de 2 unidades:
Anaranjado de metilo
Tornasol
Fenolftaleina
Azul de bromotimol
medio “ácido”
rojo
rojo
incoloro
amarillo
cambio pH
3 - 4,5
6–8
8 – 9,5
6 – 7,8
medio “básico”
amarillo
azul
rosa
azul
pKa
4,2
7
9,5
7,1
El llamado indicador universal está formado por una mezcla
de varios indicadores y se suele presentar impregnando unas
pequeñas tiras de papel, de ahí que se le conozca como papel
indicador, e indica de un modo aproximado el valor del pH de una
disolución según la coloración que tome al introducirlo en ella.
8.- VOLUMETRÍAS O VALORACIONES ÁCIDO-BASE.
 Si a 50 cm3 de una disolución HCl 0,1 M le vamos añadiendo una disolución de NaOH
0,1 M, se observa la siguiente evolución del pH:
V(cm3) NaOH
0
49
49,9
50
50,1
51
100
pH
1
3
4
7
10
11
12,5
Figura 1
En las proximidades del punto final de la reacción (50 cm3 de NaOH) llamado punto de
equivalencia o punto de neutralización hay un cambio brusco de 6 unidades de pH, por
lo que utilizando tornasol como indicador, queda identificado dicho punto por el cambio de
color de la disolución de rojo a azul, aunque se determina con mayor precisión por el punto
de inflexión de la curva de valoración ( pH frente a V de NaOH añadido) (figura 1).
 Basándose en este cambio brusco de pH, se ha desarrollado la técnica llamada
volumetría o valoración ácido-base: “ Es una reacción ácido-base que permite determinar
la concentración desconocida de un ácido (o de una base), midiendo el volumen de otra
disolución de base (o de ácido), de concentración conocida, que se necesita para su
neutralización.
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ácido-base
Procedimiento

Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte: Acidimetría
 NaCl + H2O
HCl + NaOH 
Se pone en el matraz un cierto volumen (VA) de la disolución de HCl de concentración
desconocida (NA), a la que se le añaden unas gotas de tornasol, tomando color rojo la
disolución. Se va añadiendo la disolución de NaOH de concentración conocida (NB) hasta
que cambie a azul; se detiene la adición y se anota el volumen (VB) consumido (fig. 1 y 2).
En ese instante, llamado punto de equivalencia se cumple:
nº equivalentes del ácido = nº equivalentes de la base
es decir:
VA . NA = VB . NB
y se calcula NA.
(Figura 2)
(Figura 3)

Valoración de una base fuerte con un ácido fuerte de concentración conocida:
Alcalimetría. Se hace de forma semejante a la acidimetría (figuras 2 y 3).

Valoración de un ácido débil con una base fuerte:
 AcNa + H2O
AcH + NaOH 
El salto del pH es menor y en el punto de equivalencia la disolución es básica, ya
que se forma AcNa que es una sal básica, por lo que para determinar dicho punto hay que
utilizar un indicador que vire a pH básico, como la fenolftaleina, ya que de no ser así la
disolución cambiaría de color antes del punto de neutralización.

Valoración de una base débil con un ácido fuerte:
 NH4Cl
NH3 + HCl 
El salto del pH también es menor y en el punto de equivalencia la disolución es ácida,
por formarse el NH4Cl que es una sal ácida, por lo que para determinar dicho punto hay
que utilizar un indicador que vire a pH ácido, como el anaranjado de metilo, ya que de no
ser así la disolución cambiaría de color después del punto de neutralización.
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9.- DISOLUCIONES REGULADORAS, AMORTIGUADORAS O TAMPONES.
Son disoluciones en las que el pH permanece prácticamente constante cuando se le
añaden pequeñas cantidades de un ácido o de una base (fuerte o débil).
Están formadas por una mezcla de dos disoluciones concentradas de un ácido débil
y de su base conjugada o bien de una base débil y su ácido conjugado.
Ejercicio resuelto: Calcula el pH de una mezcla de AcH (0,5 M) y AcNa (0,5 M)
HO
2
AcNa 

 Ac- + Na+
El AcNa, por ser una sal,
se disuelve totalmente en agua:
[ ]i
[ ]f
[ ]i
[ ]e


3
AcH
;
1,8 . 10 –5 =
por lo que:
0,5
0,5
 Ac- + H3O+
AcH + H2O 
mientras que el AcH, por ser ácido
débil, se disocia parcialmente:
Ac . H O 
Ka =
0,5
0
0,5
0,5 - x
-
0,5
0,5 + x
0
x
(0,5  x ) . x 0,5 . x

 x ; [H3O+] = x =1,8 . 10 –5 M
0,5  x
0,5
pH = - log[H3O+] = - log (1,8 . 10 –5) = 4,74

Si se añade una pequeña cantidad de ácido fuerte, sube la concentración de H3O+, por
lo que el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (ión común), consumiéndose algo de
Ac- por reacción con los iones H3O+ en exceso, y por tanto el pH apenas varia.

Si se añade una pequeña cantidad de base, subirá la concentración de iones OH- y estos
se combinan con los iones H3O+ para mantener el producto iónico del agua (Kw), por lo
que el equilibrio se desplaza hacia la derecha, consumiéndose algo de AcH y
restituyendo los H3O+ , y por tanto apenas varía el pH
* Otra disolución reguladora es la formada por una mezcla de una base débil (NH3, 0,5M)
y su ácido conjugado (NH4+, 0,5 M).
Ejercicio: Explica el funcionamiento de la disolución reguladora NH3 – NH4+.
Las disoluciones reguladoras tienen gran importancia en muchos procesos químicos
y biológicos, así la mayoría de los líquidos de los organismos vivos tienen un pH
característico: sangre 7,4 , saliva 6,9 , bilis 7,7 , orina 6 , etc.
Si se altera el pH, se pueden producir grandes trastornos en el organismo, incluida
la muerte; así por ejemplo, una variación de 0,5 unidades en el pH de la sangre es mortal,
lo cual se puede producir al ingerir grandes cantidades de alcohol originando el llamado
“coma etílico”.
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ácido-base
CUESTIONES Y PROBLEMAS
1.- Explica por qué el hidróxido sódico es una base según la teoría de Arrhenius y según la
teoría de Brönsted y Lowry.
2.- De las siguientes especies químicas, indica cuáles pueden actuar como ácidos, cuáles
como bases y cuáles como anfipróticas, según la teoría de Brönsted y Lowry:
H2O , H3O + , OH - , O2- , H2CO3 , HCO3- , CO32-, HS - , S 2-, HCl y Cl - .
3.- Completa las siguientes reacciones entre ácidos y bases:
NH4+ + H2O

NH4+ + OH
H2O + CO32
H3O+ + CH3COO- 
4.- El ácido cianhídrico es un ácido más débil que el ácido acético. De los iones cianuro y
acetato, ¿cuál es más fuerte como base ?.
5.- Escribe la reacción ácido-base entre el sulfuro de hidrógeno y el ión carbonato, predice
en qué sentido estará desplazado el equilibrio y calcula la constante de equilibrio.
Datos: Ka H2S / HS- = 9,1 . 10 -8 , Ka HCO3- / CO32- = 5,6 . 10 -11
Sol: K = 1,625 . 10 3
6.- Si a 50 cc de una disolución 0,2 M de cianuro sódico se le añaden otros 50 cc de
bicarbonato sódico 0,2 M, ¿ puede el ión bicarbonato reaccionar con el ión cianuro y
formar ácido cianhídrico?. Calcula la constante de equilibrio de esta reacción y la
concentración de HCN en la disolución resultante.
Datos: Ka HCN = 4,9 . 10 - 10 , Ka HCO3- = 5,6 . 10 - 11
Sol: K = 0,114 , [ HCN ] = 0,025 M
7.- Calcula las concentraciones de H3O+ y OH- que hay en una disolución acuosa 1 M de
HCl. ¿Cuál es el pH de esta disolución ?. ¿Y el de una disolución 10 M de HCl ?.
Sol: [H3O +] = 1 M , [ OH - ] = 10 - 14 M ; pH = 0 ; pH = - 1
8.- a) Calcula las concentraciones de H3O + y OH - que hay en una disolución 0,1 M de
NaOH. ¿ Cuál es el pH de esta disolución?. b) ¿Qué cantidad de agua hay que añadir a 50
cm3 de la anterior disolución para que el pH sea 12?.
Sol: a) [ H3O+ ] = 10 -13 M , [ OH - ] = 10 -1 M ; pH = 13 . b) completar a 500 cm3
9.- La solubilidad, a 25ºC, del hidróxido cálcico es de 0,216 g en 100 cm 3 de agua.
Suponiendo que esté completamente disociado, calcula el pH de la disolución saturada de
hidróxido cálcico.
Datos: masas atómicas Ca = 40 , O = 16 , H = 1 .
Sol: pH = 12,77
10.- Calcula el pH de una disolución 0,1 M de ácido acético. ¿ Cuál es el grado de
disociación?.
Dato: Ka = 1,8 . 10 -5
Sol: pH = 2,87 ,  = 1,34 . 10 -2
11.- a) Calcula el pH de una disolución 0,5 M de amoniaco. b) Si a 50 cm3 de la anterior
disolución se añaden 150 cm3 de agua, ¿cúanto vale el pH?.
Dato: Ka NH4+ = 4,9 . 10 - 10
Sol: a) 11,5 , b) 11,2
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ácido-base
12.- El pH de una disolución de ácido acético es 2,9. Calcula la molaridad y el grado de
disociación.
Dato: Ka = 1,8 . 10 -5
Sol: Co = 0,088 M ;  = 0,0143
13.- Una disolución 0,1 M de metilamina CH3NH2 tiene un pH = 11,85. Calcula la
constante de disociación como base de la metilamina y su grado de disociación.
Sol: Kb = 5,4 . 10 - 4 ,  = 0,071
14.- Un ácido monoprótico 0,1 M está ionizado en un 1,32 %. Calcula: a) la constante Ka
del ácido. b) el pH.
Sol: a) Ka = 1,76 . 10 - 5 , b) pH = 2,88
15.- Queremos obtener una disolución de ácido nitroso que tenga un pH = 2,5 . Sabiendo
que su Ka = 4,5 . 10 – 4, ¿ qué concentración de ácido necesitaremos?.
Sol: 0,025 M
16.- Se agrega una gota ( 1 / 20 cc ) de ácido clorhídrico 0,5 N a un litro de agua destilada.
Calcula el pH de la disolución resultante.
Sol: pH = 4,6
17.- Al disolver 5 g de ácido fórmico ( H-COOH ) en agua hasta completar 1 litro, se
obtiene una disolución de pH = 2,3. Calcula la constante de acidez del ácido fórmico y
compara el carácter ácido-base del ión formiato (H-COO-) con el ión acetato (CH3COO - )
si la Ka del ácido acético es 1,8 . 10 - 5.
Datos: Ar C = 12 ,O = 16 , H = 1
Sol: Ka = 2,4 . 10 - 4
18.- La constante de disociación del ácido acético es, a 25ºC, 1,76 . 10 -5. a) Calcula el pH
de una disolución 0,02 M de ácido acético. b) A una concentración de 0,002 M el ácido
posee un grado de disociación unas tres veces mayor que a una concentración 0,02 M.
Razona, sin hacer cálculos, a qué concentración será mayor el pH.
Sol: a) 3,23 ; b) 0,002 M
19.- Predice como será el pH de una disolución 0,5 M de cianuro sódico.
Sol: básico
20.- Deduce el carácter ácido-básico de una disolución 0,1 M de cloruro amónico.
Sol: ácida
21.- Predice si una disolución acuosa de cianuro amónico será ácida o básica
Datos: Ka HCN = 4,9 . 10 - 10 , Ka NH4+ = 4,9 . 10 – 10
Sol: básica
22.- Una disolución 0,1 M de amoniaco tiene un pH = 11,1 . Al añadirle 0,1 mol de cloruro
amónico, ¿qué le ocurrirá al pH ?.
Sol: baja el pH
23.- Se tienen dos disoluciones, una que contiene solo ácido acético 0,5 M y otra que
además de ácido acético 0,5 M contiene acetato sódico 0,5 M. ¿En cuál será mayor el pH ?.
Sol: en la 2ª
24.- El hidróxido amónico colorea de rosa la fenolftaleina. Sin embargo, otra disolución
saturada de cloruro amónico, esta decolorada. Explica estos hechos experimentales.
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ácido-base
25.- Calcula el pH de la disolución obtenida al mezclar 50 cm3 de disolución de HCl 0,1M
con:
a) 50 cm3 de disolución de NaOH 0,1 M.
b) 49 cm3 de disolución de NaOH 0,1 M.
c) 51 cm3 de disolución de NaOH 0,1 M.
Sol: 7 , 3 , 11
26.- Calcula el pH de la disolución resultante al mezclar 100 cc de disolución 0,4 M de
AcH con 50 cm3 de disolución de NaOH 0,8 M.
Dato: Ka (AcH) = 1,8 . 10 - 5
,
Sol: 9,1
27.- Se mezclan 250 cm3 de una disolución de hidróxido de calcio 0,1 M con 125 cm3 de
ácido clorhídrico 0,75 M.
a) ¿Cómo se llama la reacción que se produce entre ambas especies?.
b) ¿Qué especie, ácido o base, queda en exceso?.
c) ¿Cuál es el pH de la disolución resultante?.
Sol: 0,93
28.- A los 50 ml de una disolución obtenida al disolver en agua 0,1 g de hidróxido de sodio
puro, se le añaden 80 ml de ácido nítrico 0,05 N. Calcula: a) los moles de ácido o base que
quedan en exceso. b) el pH de la disolución resultante. c) los mililitros de disolución de
hidróxido de sodio 0,05 M o de ácido nítrico 0,05 M necesarios para neutralizar la
disolución resultante.
Datos: Ar Na = 23 , 0 = 16 , H = l . Sol: a) 0,0015 moles de HNO3 , b) 1,94 , c) 30 ml
29.- Sabiendo que H3O + + OH -  2 H2O + 13,7 kcal. Calcula: a) El calor
desprendido al neutralizar 20 cm3 de H2SO4 0,5 N con una disolución de NaOH 0,1 N.
b) El volumen de la disolución del hidróxido sódico que se consume en la neutralización.
Sol: a) 137 cal . b) 100 cm3.
PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS DE P.A.U.
1.- De los siguientes compuestos iónicos: CH3COONa, FeCl3, NaBr, (NH4)2SO4, y Na2S,
sólo uno de ellos no se hidroliza al disolverlo en agua. Razona cuál es.
2.- Clasifica las siguientes especies como ácidos o bases de Brönsted, formulando las
reacciones que lo justifiquen: NH3 , H2PO4- , SO42- , ClO - , NH2 3.- Calcula el volumen de NaOH 0,2 M que se debe añadir a 20 ml de una disolución de
H2SO4 3 M , para conseguir su neutralización. ¿Cuál será la concentración de los iones
sulfato una vez alcanzada la neutralización?.
Sol: a) 600 ml , b) 0,097 M
4.- Se mezclan 100 ml de una disolución de amoníaco 0,1 M con 50 ml de agua destilada.
Calcula el pH de la disolución resultante.
Dato: Kb (amoníaco) = 1,8 . 10-5
Sol: 11,04
5.- Disponemos de una disolución de HCl 0,1 M y de una de KOH 0,005M. a) Calcula
cuántos ml de ácido se necesitan para neutralizar 200 ml de KOH. b) Calcula el volumen
del mismo ácido que se debe añadir a 200 ml de KOH 0,005 M para que el pH de la
disolución sea 10.
Sol: a) 10 ml , b) 9,8 ml
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ácido-base
6.- Dados los ácidos: HClO4 (ácido fuerte) , HF (Ka = 7 . 10 -4) y HBrO (Ka = 2 . 10 -9 ).
a) Formula y nombra sus bases conjugadas. b) Ordena las bases conjugadas en orden
creciente de su fuerza básica.
7.- Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones referentes a una
disolución de ácido acético: a) El grado de disociación del ácido acético es independiente
de la concentración inicial del ácido. b) Si se añade una pequeña cantidad de ácido
clorhídrico el grado de disociación aumenta. c) Si se añade acetato de sodio a la disolución
de ácido el pH aumenta.
Sol: F , F , V
8.- Contesta razonadamente a las siguientes cuestiones:
a) ¿Cuál es el pH de 100 ml de agua destilada?.
b) ¿Cuál es el pH después de añadir 0,05 ml de HCl 10 M?.
Sol: a) 7 , b) 2,3
AUTOEVALUACIÓN
1.- En el equilibrio HF + CN -  F - + HCN , indica qué especies se comportan
como un ácido según el concepto de Brönsted y Lowry.
a) HF y CN - , b) HF y F - , c) HF y HCN , d) Sólo el HF
2.- Cuál de las siguientes especies es la base conjugada del ión HSO4-.
a) H2SO4 , b) SO4 - , c) H3O + , d) OH 3.- El pH de la sangre es 7,35, mientras que el de un determinado vino es 3,35. Con estos
datos podemos afirmar que la concentración de iones hidronio en la sangre es:
a) Cuatro veces menor que en el vino.
b) 10 7,35 M
c) 10.000 veces mayor que en el vino
d) 10.000 veces menor que en el vino.
4.- La constante de basicidad del amoníaco, NH3, vale Kb = 1,8 .10-5. Con este dato,
podemos afirmar que la constante de acidez del ión amonio, NH4+, es:
a) 1,8.10 -5 , b) 10 -14 , c) 5,6 .10 -10 , d) 5,6 .10 -3
5.- Con los datos siguientes:
Ka(HF) = 3,5.10 -4 , Ka(HCO3-) = 5,6.10 -11 , Ka(HCN) = 4,9.10 -10 , Ka(H2CO3) = 3,8.10 -7
podemos afirmar que de los ácidos HF , H2CO3 , HCO3- y HCN el más fuerte es el:
a) HCN , b) HF , c) HCO3 - , d) H2CO3
6.- Las constantes de acidez del HF y del HCN son, respectivamente 3,5 .10 -4 y 4,9 .10 -10
¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas?
a) El HCN es un ácido más fuerte que el HF.
b) El HF es un ácido más fuerte que el HCN.
c) El ión CN - es una base más fuerte que ión F -.
d) El ión F - es una base más fuerte que ión CN -.
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7.- ¿Cuáles de las siguientes especies son anfóteras?: F -, H2CO3, HCO3 - , HS - y HCN
a) F - y H2CO3 , b) Sólo el HCO3 - , c) HCO3 - y HS - , d) Sólo el HCN
8.- Para una disolución 0,1 M de un ácido fuerte, HA:
a) El pH es igual a 1.
b) El pH es menor que 1
c) A   = 0,1 M
d) AH= A  
9.- ¿Cuál o cuáles de las sales siguientes disueltas en agua pura, originan una disolución
ácida?:
a) NaCl , b) NH4NO3 , c) KCN , d) KNO3
10.- Un mol de ácido sulfúrico, es igual a:
a) 1 equivalente
b) 2 equivalentes
c) 0,5 equivalentes
d) 6,023.10 23 equivalentes
11.- La normalidad de una disolución que contiene 0,2 equivalentes de soluto en medio
litro de disolución es:
a) 0,4 , b) 0,2 , c) 0,8 , d) 0,1
12.- ¿Cuándo un mol de una base es igual a un equivalente (gramo) de esa base?:
a) Siempre, para todas las bases.
b) Nunca.
c) Sólo si cada molécula de la base reacciona con un ión H +.
d) Sólo si la base es fuerte.
13.- La timolftaleína es incolora a pH inferior a 9,4 y de color azul a pH superiores a
10,6. ¿Para cuál de las valoraciones siguientes es más adecuado este indicador ácido-base?:
a) Ácido débil con base fuerte.
b) Ácido fuerte con base fuerte.
c) Ácido fuerte con base débil.
d) No es indicador para ninguna valoración ácido-base.
14.- Se valoran 20 ml de una disolución de HCl con NaOH 0,01 N. Si se han gastado 30 ml
de la disolución de NaOH, la normalidad de la disolución de HCl es:
a) 0,01 N , b) 0,015 N , c) 0,03 N , d) 0,066 N
Soluciones: 1.c ; 2.b ; 3.d ; 4.c ; 5 b ; 6.b y c ; 7.c ; 8.a y c ; 9.a y d ; 10.b; 11.a ; 12.c ;
13.a ; 14.b.
ACIDOS Y BASES EN LA WEB:
http://platea.cnice.mecd.es/~cpalacio/acidobase2.htm
http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/quimica/neutralizacion/neutraliz.htm
http://ciencianet.com/acidobase.html
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