introduccion teorica al tema acidos y bases. tambien se publicaron ejercicios.

1. Profesora Eva Friet 6to y 5to 2005 Teorico de acidos . bases
Acidos y Bases
 ¿ Que es un ácido y una base, según la teoría de Bronsted y Lowry ?
Acido es una sustancia que, al ser añadida al agua, produce iones hidrogeno (protones) H+ .
Base es una sustancia que, cuando se añade al agua, produce iones hidróxido OH -
 ¿ Que. propiedades tienen las disoluciones acuosas acidas y basicas ?
Los acidos reaccionan con los metales activos, como por ejemplo el cinc, desprendiendo hidrogeno
gaseoso.
Reaccionan tambien con los carbonatos alcalinos, CaCO3 formando CO2 gaseoso.
Zn(s) + 2H+(ac)  Zn 2+ + H2 (g)
CaCO3(s) + 2H+(ac)  Ca2+(ac) + CO2(g) + H2O(l)
Con un papel de tornasol azul vira al rojo en soluciones acidas.
Las disoluciones acuosas basicas reaccionan con varios cationes incluyendo Mg 2+.
El papel de tornasol rojo vira a azul en disoluciones basicas.
 Disociacion del agua.
Las propiedades acidas o basicas de las disoluciones acuosas dependen de un equilibrio que tiene lugar en
presencia del disolvente agua.
El agua, tanto en estado puro como en su funcion de disolvente, se disocia en iones H + y OH- .
H+ OH-
H2O(l)  H (ac) + OH (ac)
+ -
Kc =
 H2O(l)
En todas las disoluciones acuosas la concentración de moléculas de agua es esencialmente la misma,
aproximadamente 1000 / 18,0 = 55,0 M, por esta razón el termino H2O se puede combinar con Kc para dar
una nueva constante, Kw llamada constante de disociación del agua o producto ionico.
Kc H2O(l) = Kw = H+ OH- = 1,0 x 10 -14 a 25 oC (I)
El valor de Kw caracteriza no solo al agua pura sino también a las soluciones acuosas.
¿ Cuanto vale la H+ y de OH- en el agua pura?
Llamamos x a dicho valor, y sustituyendo en (I), va a quedar: x 2 = 1,0 x 10 -14
x = H+ = OH- = 1,0 x 10-7M
El producto ionico del agua permite el calculo de la concentración de H + si se conoce la concentración de OH-
Y recíprocamente, como demuestran los ejercicios siguientes.
24/09/10

2. Profesora Eva Friet 6to y 5to 2005 Teorico de acidos . bases
1. ¿ Cual es la concentración de H+ en una disolución de NaOH ( hidróxido de sodio) 0,1M ?
Kw = H+ OH- = 1,0x10-14 OH- = Kw / 0,1 = 1,0 x 10-13 M
2. ¿ Cual es la concentración de OH- en una disolución en la que la concentración de H+ es 0,0001M ?
OH- = Kw / 0,0001M = 1,0x10-14 /1,0X10-4 =1,0 x 10-10
 El significado del símbolo pH y pOH
pH = - log  H+ pOH = - log OH-
El concepto de pH lo inventó el danés Sørensen (1868-1939), que dirigía los laboratorios químicos de la
fábrica de cervezas Carlsberg, para tener una medida clara y bien definida de la acidez.
Como la escala de pH es una escala logarítmica con base 10 , el pH cambia a una unidad por cada cambio de
potencia de 10 en la sustancia H+ .
También se observa que el pH disminuye al aumentar la  H+
Es decir , cuando el pH tiene valor mas bajo la solución es mas ácida y cuando el pH es mas alto quiere
decir que la solución es básica .
¿Como se mide el pH?
 Con frecuencia se mide el pH de la solución mediante un pH-Metro que es un dispositivo electrónico con
un electrodo que se inserta a una solución de pH desconocido .
 También se suele emplear papel indicador para medir el pH de la solución si no se requiere tanta
precisión. Para usar el papel indicador del pH se coloca una gota de la solución sobre este papel especial ,
el cual cambia de color de inmediato a un color característico asociado con un pH determinado .
Tipo de solucion Relacion entre H+ y OH- pH
Acida H+  OH- pH 7
Basica H+  OH- pH  7
Neutra H+ OH- pH = 7
24/09/10

3. Profesora Eva Friet 6to y 5to 2005 Teorico de acidos . bases
Acidos fuertes y débiles
 HA(ac)  H+(ac) + A-(ac) pH = - log 0,1M = 1,0.
Los ácidos fuertes se disocian completamente en el agua, formando iones H+ y
aniones. Un ejemplo tipico de ácido fuerte es el clorhídrico HCl, que en
disoluciones acuosas se disocia de la siguiente forma:
HCl(ac)  H+(ac) + Cl-(ac)
En una disolución acuosa diluida de ácido clorhídrico no hay moléculas de HCl,
sino solo iones H+ y Cl- .
Por el contrario, un ácido debil solo esta parcialmente disociado. Un ejemplo
tipico de ácido débil puede ser el ácido acético: AcH.
 AcH(ac)  H+(ac) + Ac- Ka = 1,8 x 10 – 5 a 25  C AcH = ácido acético
Otro ejemplo de ácido débil, podría ser el HF. Cuando el fluoruro de hidrogeno se
disuelve en agua, se produce la siguiente reacción reversible:
HF(ac)  H+ (ac) + F-(ac)
En una disolución 0,1M de HF preparada añadiendo 0,10 moles de HF en agua
hasta formar un litro de disolución, mas del 90% de las moléculas de HF están sin
disociar.
Calculo del pH para un ácido débil, por ejemplo, calcular el pH de una solución de
ácido acético 0,1M.
AcH(ac)  Ac-(ac) + H+ (ac)  Ac-] H+]
0,1M 0 0 Ka = = 1,8x10-5
-x x x  AcH]
0.1 – x x x
x.x
Ka =
0,1 - x
0,1 – x << 0,1
x = H+ =  Ac-] = 1,8x10-5 = 4,2x10-3M se confirma que el valor de x
es pequeño frente a 0,1.
4,2x10-3 x 100 = 4,2 %  0,05 por lo cual esta bien despreciar x frente a 0,1.
0,1
24/09/10

4. Profesora Eva Friet 6to y 5to 2005 Teorico de acidos . bases
Si la x calculada representa mas del 5 % de la concentración inicial del ácido débil,
x no puede despreciarse, y debe resolverse una ecuación de segundo grado en x.
 Grado de disociación.
El grado de disociación se define como la proporción de moléculas que se hallan
disociadas en sus iones.
x 4,2x10-3
% de disociacion = = 4
4 x 100 = 4,2 %
.
.
M 0,1 2
2
x
x
Bases fuertes y debiles 1
1
0
0-
-
3
3
 BOH(ac)  B (ac) + OH (ac)
+ -
4
4
.
.
2
2
Consideremos el hidróxido de sodio, NaOH 0,1 M ( 0,1 molar) cuanto vale su pOH,
x
y luego su pH. x
1
1
0
pOH = - log [OH-] = - log 0,1 = 1,00 pH = 14,00 – 1,00 = 0 -
13,00
-
3
3
Una base fuerte se disocia completamente en agua produciendo iones OH-. El
hidróxido de sodio es el ejemplo mas común de base fuerte. Se disuelve rápidamente
en agua, dando una disolución que contiene iones Na + y OH-.
Las bases débiles producen iones OH- mediante una reacción reversible que incluye
una molécula de agua. Quizás la base débil mas común sea el amoniaco NH3 que
reacciona con el agua
NH3(ac) + H2O (l)  NH4+(ac) + OH-(ac)
La reacción directa se produce solo parcialmente. En una disolución 0,10M de NH 3
preparada disolviendo 0,10 moles de NH3 en agua hasta formar un litro de
disolución, cerca del 99% del amoniaco disuelto permanece sin disociar.
 Soluciones amortiguadoras, reguladoras, buffer o tampón.
Se obtiene una solución amortiguadora mezclando soluciones de un ácido débil y de
una sal de ese ácido, por ejemplo ácido acético y acetato de sodio.
Las soluciones amortiguadoras "resisten" dentro de ciertos limites los cambios de
pH, cuando se agrega al sistema una cierta cantidad de un ácido o de una base.
Acción amortiguadora de una solución de ácido acético y acetato de sodio.
Al agregar a este sistema amortiguador un ácido fuerte los iones H+ reaccionan
con los iones acetato presentes en la solución amortiguadora, de modo, que el
equilibrio indicado en la ecuación I se desplaza hacia la izquierda. La concentración
de iones H +no aumenta como en el caso de que el ácido fuerte se agregara a un
sistema no amortiguado.
Dirección en que se desplaza el equilibrio
24/09/10

5. Profesora Eva Friet 6to y 5to 2005 Teorico de acidos . bases
CH3COOH (ac)  CH3COO- (ac) + H+(ac) reacción I
Agrego un ácido
Al agregar a este sistema una base fuerte, los iones OH- reaccionan con las
moléculas de ácido acético presentes en la solución amortiguadora según la
siguiente reacción.
OH- (ac) + CH3COOH (ac)  CH3COO- (ac) + H2O(l) reacción II
Agrego una base
Dirección en que se desplaza la
reacción II
 Ecuacion de Henderson - Hansselbalch
Dicha ecuación nos permite calcular el valor del pH de una solución buffer.
pH = pka – log [ acido ]
[ sal ]
 Ejercicios
1.Para las siguientes soluciones se determinan los siguientes valores, completar los que
faltan:
pH [H+] [OH-] pOH medio
lavandina 3.1x10-12
refresco 2.2
café negro 1.6x10-9
antiácido 3.5
-8
leche 2.0x10
vinagre 11.6
jugo gástrico 1.7
sangre 5.1x10-8
agua de mar 6x10-7
Ordena las soluciones de acuerdo a su acidez creciente.
2.a)¿Cuál es la diferencia entre un ácido fuerte y un ácido débil?
b) ¿Cuál es el concepto de Arrhenius de ácido?
c) ¿Cuál es el concepto de Arrhenius de base?
24/09/10

6. Profesora Eva Friet 6to y 5to 2005 Teorico de acidos . bases
3.Calcula el pH para las siguientes soluciones:
HCl 0.055M, NaOH 0.38M ,Ac. nítrico 1.0x10 -4; solución con pOH 3.27
4- Calcula el pH y el % de disociación para las siguientes soluciones:
a) HCl 0.50M,
b) NaOH 0.15M,
c) ac. fluorhídrico1 0.50 M (Ka=6.8x10-4),
d) ac. cianhídrico2 0.50M (Ka=4.9x10-10),
e) NH3 0.15M (Kb=1.8x10-5)
5- Un estudiante prepara una solución de ac. fórmico 3 0.10M y determina su pH = 2.38.¿Cuál será el valor de
Ka para este ácido? ¿Cuál será el % de ácido disociado en esta solución?
6- Un estudiante preparó una solución de ácido. benzoico y determinó su pH = 4.80, pero no anotó ni recuerda
la concentración de la solución que preparó. Encuentra en un manual que el valor de Ka para este ácido es
6.5x10-5. ¿Puedes calcular el dato que le falta?
7-La niacina es una vitamina del grupo B. Una solución 0.020M de niacina tiene un pH de 3.26. ¿Cuál es la
constante de disociación para esta vitamina?
8- a) Identifica al primer compuesto de cada ecuación como ácido o base de Brönsted y señala el ácido o base
conjugado:
C5H5N + H2O  C5H5NH+ + OH-
C6H5OH + H2O  C6H5O- + H3O+
b) Escribe la ecuación en la que el agua actúa como un ácido de Brönsted frente al amónico. Indica los pares
ácido-base conjugados.
c) Escribe la ecuación en la que el ión amonio actúa como un ácido frente al agua. d) Expresa las constantes de
disociación para c/u de estos dos equilibrios.
e) Realiza el producto de la constante de disociación ácida y la constante de disociación de la base conjugada.
9- a)Escribe las ecuaciones para la reacción de las siguientes bases con agua:
ión cianuro, CN-, hidracina , H2NNH2.
b) Para la hidrazina el valor de Kb es 1.6x10 -6, calcula el pH de una solución 0.25M de esta base.
c) Señala el ácido conjugado del compuesto anterior en la ecuación iónica ¿cuál es el valor de Ka para este
ácido conjugado?
10) Se prepara una solución reguladora disolviendo 1,00mol de ácido láctico HLac ( Ka = 1,4 x 10 -4) y 1,00
mol de lactato sódico NaLac en la cantidad suficiente de agua para preparar un litro de disolución.
Calcula la H+ y el pH de esta solución.
11) Si en vez de ácido láctico se hubiera usado ácido acético con Ka = 1,8x10 -5preparandose identico al
problema numero 10, ¿ cual seria el pH.  R = 4,74
1
HF
2
HCN
3
HCOOH
24/09/10