ACIDOS Y BASES
ARRHENIUS ACIDS & BASES
 ARRHENIUS ACID
 Un ácido Arrhenius es una sustancia que provee iones
de hidrógeno H+, cuando se disuelve en agua.
 ARRHENIUS BASE
 Una base Arrhenius es una sustancia que provee iones
hidróxido ,OH-, cuando se disuelve en agua.
 Ejemplos de ácidos y bases ARRHENIUS
 HNO3 es un ácido: HNO3(aq)
 KOH es una base: KOH(aq)
H+ (aq) + NO3- (aq)
K+ (aq) + OH- (aq)
ACIDOS Y BASES BRØNSTED
 ACIDO BRØNSTED
 Un ácido Brønsted es una sustancia que contiene el
elemento hidrógeno y es capaz de donar el protón (H+) a
otra sustancia.
 BASE BRØNSTED
 Una base Brønsted es una sustancia capaz de aceptar
un protón de otra sustancia.
 Ejemplos de Acidos y Bases BRØNSTED
H3O+ (aq) + NO2-(aq)
 En esta reacción, HNO2 se comporta como un ácido
Brønsted al donar un protón de H2O. El H2O se
comporta como una base Brønsted al aceptar un
protón.
 HNO2(aq) + H2O(l)
 La reacción se escribe usando una doble flecha que apunta hacia
la derecha y la izquierda. Esto significa que la reacción puede ir
en cualquier dirección y se establece un equilibrio.
EJEMPLO DE ACID Y BASE BRØNSTED
HClO4 (aq) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + ClO4− (aq)
HC2H3O2 + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + C2H3O2 (aq)
NH3 (aq) + H2O (l) ⇆ OH- (aq) + NH4+ (aq)
NaOH (s) + H2O (l)
OH- (aq) + Na+ (aq)
AUTO-IONIZACION DE AGUA
 Una muestra de agua absolutamente pura no
contiene solamente moléculas de agua. También se
encuentran en igual pero pequeñas cantidades los
iones H3O+ y OH-.
 La reacción se describe a continuación:
H2O (l) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + OH− (aq)
 En agua pura, una molécula de agua dona un un
protón (ácido Brønsted) y la otra lo acepta (base
Brønsted).
 Se define que una solución de agua es neutral
cuando la concentración de ambos iones, H3O+ y
OH- , es igual a 1.0 x 10-7 mol/L.
EL PRODUCTO INONICO DE AGUA
 H2O (l) + H2O (l) ⇆ H3O+ (aq) + OH− (aq)
 Las flechas en ambas direcciones indican que se
establece un equilibrio en la reacción. De ésta
podemos escribir las siguientes expresiónes:
K 
H

O
3
H2O2

KH2O  H3 O
2

OH 
K W  H3 O

-
OH 
-
OH   1.0  10 
-
7 2
 1.0  10
14
 Kw se conoce como la constante de ionización de
agua.
 Aunque estas relaciones se establecieron para agua
pura, también las podemos aplicar a soluciones
donde el solvente es agua.
SOLUCIONES ACIDAS Y ALCALINAS
Estos conceptos de concentración de H3O+ y de OH-
los relacionamos con la acidez o alcalinidad de una
solución.
 SOLUCION ACIDA
 Una solución es ácida cuando la concentración de H3O+
es mayor que la concentración de OH-.
 SOLUCION BASICA O ALCALINA
 Una solución es alcalina cuando la concentración de OH-
es mayor que la concentración de H3O+.
EL CONCEPTO DE pH
 Para simplificar conceptos y el uso de notación científica
la concentración de H3O+ se expresa usando la notación
de pH.
 Es práctica común representar el ión H3O+ como el ión
H+ .
 El pH se define como:
pH = -log[H+]
EJEMPLOS DE pH
 Ejemplo : Calcule el pH de una solución donde la
concentración del ión [H+] es = 1.0x10-9 mol/L (M).
 El pH es el negativo del exponente de 10 usado para expresar la
concentración de [H+] usando notación científica.
 pH = -log[H+]
pH = -log (1.0x10-9) = -(-9) = 9.00.
 ¿La solución es ácida o alcalina (base)?
 Sabemos que una solución es neutral cuando la concentración de
ambos iones, H3O+ y OH- , es igual a 1.0 x 10-7 mol/L.( pH = 7)


 


K W  H 3O  OH -  1.0  10 7
1.0 1014  H3O OH-

2
 1.0  10 14

 [OH- ] = 1.0 x 10-14 / 1.0 x 10-9 = 1.0 x 10-5 M
 La solución es alcalina porque la [OH- ] es mayor que la
concentración de [H+].
EJEMPLOS DE pH
 Ejemplo: Calculale la [OH-] para una solución con pH = 4.0.
 pH = -log[H+]
 
1.0 1014  H OH-

 [OH-] = 1.0 x 10-14 / [H+ ]
 La concentración de [H+ ] se consigue usando el valor de
pH.
 [H+]= 1.0 x 10-4.

1.0  1014  1.0  104
OH 
-
 OH 

1.0  10 14
10


1
.
0

10
M
4
1.0  10
EJEMPLOS DE CALCULOS CON pH
 Ejemplo:
Calcule
[H+]= 3.6x10-4 M.
el
pH
de
 Usando la ecuación, pH = -log [H+]
una
pH= -log [3.6 x 10-4], use la calculadora.
 El pH de la solución es 3.44.
solución
donde
la
EJEMPLOS DE CALCULOS CON pH
 Ejemplo: Calcule la [H+] de una solución donde el
pH = 5.92.
 pH = -log[H+]
 [H+ ] = antilog (-pH)
 La [H+] en la solución es 1.2 x 10-6 M.
PROPIEDADES DE ACIDOS
 Todos los ácidos tienen ciertas propiedades en
común como sabor amargo y que producen iones
H3O+ (H+) cuando se disuelven en agua.
 Acidos Fuertes
 Acido clorídico HCl(aq) + H2O(l)
 Acido nítrico HNO3(aq) + H2O(l)
 Acido sulfúrico H2SO4(aq) + H2O(l)
H+ (aq) + Cl- (aq)
H+ (aq) + NO3- (aq)
H+ (aq) + SO4 -(aq)
Acidos Débiles
 Acido acético




CH3COOH(aq) + H2O(l)
Acido carbónico
H2CO3(aq) + H2O(l)
CO2 (aq) + H2O(l)
H+ (aq) + CH3 COOH- (aq)
H+ (aq) + HCO3 –(aq)
H2CO3(aq)
PROPIEDADES DE ACIDOS
 Acidos pueden reaccionar y disolver ciertos metales para producir
hidrógeno gaseoso en una reacción redox.
PROPIEDADES DE ACIDOS
Metals vary in their ability to reduce hydrogen ions (H+) to hydrogen
gas (H2). The difference is apparent when iron, zinc, and magnesium
(left to right) are put into hydrochloric acid (HCl) of the same molarity.
PROPIEDADES DE BASES
 Las soluciones alcalinas se sienten como resbalosas
al contacto y contienen el ión OH- .
 La propiedad química que caracteriza las bases es
su habilidad de reaccionar con ácidos en lo que se
llama reacciones de neutralización.
 Bases también reaccionan con grasas y aceites.
Estas se convierten en moléculas más pequeñas y
solubles.
 La gran mayoría de los productos de limpieza del
hogar contienen sustancias alcalinas e.g. (NaOH) en
limpiadores de desague y ammonia (NH3) en
limpiadores líquidos del hogar.
CLASIFICACION DE PRODUCTOS DEL HOGAR
Weak Acids
Weak Bases
NEUTRALIZACION
 En reacciones de neutralización, un ácido reacciona
con una base para producir sal y agua.
 Reacción de ácido clorídico con hidróxido de sodio:
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
 Reacción de ácido nítrico con hidróxido de sodio:
NaOH(aq) + HNO3(aq) → NaNO3(aq) + H2O(l)
 Reacción de ácido clorídico con bicarbonato de sodio:
HCl(aq) + NaHCO3(s) → NaCl (aq) + CO2 (g) + H2O(l)
CALCULOS CON REACCIONES DE
NEUTRALIZACION
 El procedimiento de analizar las reacciones entre ácidos y
bases se llama titulación.
 Una cantidad (volumen) de base de concentración
conocida se añade a un volumen conocido de ácido hasta
que el ácido haya reaccionado completamente.
 Cuando esto sucede se dice que la reacción llegó al punto
de equivalencia (de neutralización). Con estos datos
puedo averiguar la concentración del ácido.
 Repaso sobre conceptos y ecuaciones cuando queremos
hacer cálculos con soluciones.
 M (molaridad) = moles de soluto / L de solución
Ejemplo: 2.0 M HCl = 2 moles HCl / L de solución HCl
 Ejemplo: 0.5M NaOH = 0.5 moles NaOH / L de solución NaOH
 NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)

BUFFERS
 Buffers son soluciones que tienen la habilidad de resistir cambios
en pH cuando ácidos (H+) o bases (OH-) se añaden a la solución.
 Muchos buffers consisten de una solución que contiene una
mezcla de ácido débil y la sal de ese ácido (e.g. ácido acético y
acetato de sodio).
 Al añadir ácido a la solución, los iones H+ reaccionan con el anión de
la sal .
HC2H3O2 (aq) ⇌ C2H3O2− (aq) + H+ (aq)
 Al añadir una base, los iones OH- reaccionan con el ácido débil no
ionizado.
HC2H3O2 (aq) + OH− (aq) ⇌ C2H3O2− (aq) + H2O (l)
 La capacidad del buffer es la cantidad de ácido (H+) o base (OH-)
que el buffer puede absorber sin que se produzca un cambio
significativo en pH.
ACIDOS Y SU INFLUENCIA EN LA SALUD
 Los ácidos y sus efectos en los dientes
 La capa exterior de los dientes se llama esmalte y
se compone primordialmente de hidróxido de apatita
(hydroxyapatite) Ca10 (PO4)6(OH)2 .
 El ácido corrompe la capa de esmalte y se forman
unos pequeños huecos llamados caries.
 Fuentes de ácidos


La comida, especialmente los de alto contenido de azucar y
carbohidratos, son fermentados por bacterias y enzimas de
la saliva, y convertidos en otros productos incluyendo
ácidos. Estos forman una placa dental sobre el esmalte.
Jugos de fruta y frutas frescas (piña, china, toronja, limón),
vino, pepinillos, dulces agrios y las sodas.
ACIDOS Y SU INFLUENCIA EN LA SALUD
 Refrescos carbonatados (sodas)
 Como parte del proceso de manufactura de sodas,
bióxido de carbono (CO2) se añade al líquido para
crear el efecto de efervecencia. Parte del CO2 se
disuelve en agua para formar ácido carbónico
(H2CO3). Este ácido es en parte responsable del sabor
semi-agrio (tart) de las sodas.
 CO2 (g) + H2O (l)
H2CO3 (aq)
ACIDOS Y SU INFLUENCIA EN LA SALUD
 Control de pH en la sangre
 CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 + H2O (l)
H3O+(aq) + HCO3 El pH normal del cuerpo es aproximadamente 7.4
 Cambios en el pH de la sangre afectan las enzimas, los
músculos y nervios y se debilitan y las actividades
metabólicas se pueden interrumpir.
 Concentraciones de CO2 más altas de lo normal hacen
que el equilibrio en la reacción se desplaze hacia la
derecha aumentando la [H3O+] y disminuyendo el pH. La
sangre se torna más ácida. Esta situación se llama
acidosis.
 Concentraciones de CO2 más bajas de lo normal hacen
que el equilibrio en la reacción se desplaze hacia la
izquierda disminuyendo la [H3O+] y aumentando el pH. La
sangre se torna alcalina. Esta situación se llama alkalosis.
ACIDEZ ESTOMACAL Y SU NEUTRALIZACION
POR ANTIACIDOS
 Projecto sobre antiácidos.
 Ver Blog titulado “Mercado de Antiácidos: Visión
Qualitativa y Quantitativa de Una Reacción de
Neutralización en el Estómago”
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