EQUILIBRIO ACIDO-BASE
Faraday (1834)
• Faraday descubre que ácidos y bases y sales
eran electrolitos por lo que, disueltos en agua
se disocian en partículas con carga que pueden
conducir la corriente eléctrica.
Ácido acético
NaCl
Teorías ácido-base
•Teoría de Arrhenius
•Teoría de Brønsted-Lowry
•Teoría de Lewis
1
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
1.1.- Teoría de Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+
HCl  H+ (aq) + Cl- (aq)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH-
NaOH Na+ (aq) + OH- (aq)
Teoría de Arrhenius
•Define a los ácidos como sustancias químicas
que contiene hidrogeno , y que disueltos en
agua producen una concentración de iones
hidrogeno, mayor que la del agua pura.
Limitaciones:
* Sustancias con propiedades básicas que no contienen
iones hidroxilo (p.ej.: O2- líquido)
* Se limita a disoluciones acuosas.
Se requiere una perspectiva más general
Teoría de Brønsted-Lowry (1923)
• Acido: sustancia
(mólecula o ion) que
puede transferir un H+
a otra sustancia
• Base: sustancia
(molécula o ión) que
es capaz de aceptar
un H+ a otra
sustancia.
Hidronio (mal llamado “protón”)
• El hidronio (H+) se presenta en solución
acuosa como [H(H2O)n]+ siendo “n” entero y
pequeño, usualmente 1 (uno), por lo tanto
debemos representar al hidronio como
(H3O)+ aunque usualmente lo hacemos
como H3O+
1.2.- Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) Transferencia
protónica
ácido
ácido
base
base
Par ácido-base conjugado
Ventajas
* Ya no se limita a disoluciones acuosas
* Se explica el comportamiento básico de,
p.ej., CNSustancia anfótera
(puede actuar como
NH3 (aq) + H2O (l)  NH4+ (aq) + OH- (aq)
ácido o como base)
Ejemplo: Ionización del ácido clorhídrico
Ácido
El ácido reaccionan con el agua donando un ion H+ a la
molécula de agua formando el H3O+
Ionización del NH3 como base de
Brønsted-Lowry
Base(1)
Acido(1)
Acido (2)
Base(2)
Teoría de Brønsted-Lowry
HCl (g) + H2O (l)
Ácido
Base
H3O+ (aq) + Cl- (aq)
Ac.
conjugado
Base
conjugada
Los ácidos reaccionan con el agua donando un ion H+ a la
molécula de agua formando el H3O+
NH3 (aq) + H2O (l)
Base
Ácido
NH4+ (aq) + OH- (aq)
Ac.
conjugado
Base
conjugada
Las bases reaccionan con el agua aceptando un ión H+ de la
molécula de agua formando el OH-
El rol del agua en la teoria de
Brønsted -Lowry (1923)
como ácido
como base
Reacciones ácido –base en otros solventes
Autoionización o autosolvólisis del NH3
NH3(l) + NH3(l)
NH4+ +
Ácido
NH2Base
Reacciones ácido – base en otros solventes
HCl es un ácido en amoniaco líquido
En la teoría de Bronsted-Lowry, el amoniaco es una base porque
este acepta al protón.
Reacciones ácido – base en fase gaseosa
HCl (g) + NH3 (g)
NH4Cl (s)
OTRAS REACCIONES DE AUTOSOLVÓLISIS
H2SO4(l) + H2SO4 (l)
H3SO4+(sol) + HSO4- (sol)
Ácido - base conjugado
Características ácido-base de diferentes aniones
en agua
Características
Ejemplo
Ácido
Neutro
bases conjugadas de ácidos
fuertes
Básicos
bases conjugadas de ácidos
débiles
otros
iones carboxilatos
Fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas
HNO2 (ac) + H2O
NO2- (ac)
NO2- (ac) + H3O + (ac)
+ H2O
HNO2 (ac) + OH– (ac)
Par conjugado
•Cuanto más fuerte es
el ácido más débil es
su base conjugada.
OH - : base conjugada del H2O
NO2- : base conjugada del HNO2
A- (ac) + H2O (l)
NO2- (ac) + H2O
HAc (ac) + HO - (ac)
HNO2 (ac) + OH– (ac)
Básicos
Los aniones que provienen de ácidos débiles
Los aniones que provienen de ácidos fuertes
Neutros
HSO3 - (ac) + H2O (l)
SO3 2- (ac) + H3O+ (ac)
HSO3 - (ac) + H2O (l)
H2SO3 (ac) + HO - (ac)
Àcido conjugado
Aniones anfóteros
Base conjugada
depende de Ka y Kb del iòn
Fuerza relativa de pares conjugados
ácido -base
H3O+(aq) + OH- (aq)
H2O (l) + H2O (l)
Ácido
Ac.
conjugado
Base
Base
conjugada
¿Porque estos 2 iones tienen una importancia tan
grande en solución acuosa?
¿Existe alguna relación entre las concentraciones de
H3O+ y OH- en estas soluciones?

Examinemos la disolución de la molécula de agua
Auto ionización del agua (a 25 0C)
H2O(l)
H2O(l)
[H+]
[OH-]
K=--------------------[H2O]2
Kw = K [H2O]2 = [H+] [OH-] = 1 x 10-14
H3O+ (aq)
OH-(aq)
1.3.- Lewis (1923)
Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par
de electrones no compartidos.
H
H+ +
:N
H
H
H
H
N
+
H
H
Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones
Base: Especie que puede ceder pares de electrones
El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.
La base puede ceder pares de electrones a otras especies
Definición más general
F
H
N:
H
+
B
H
F
F
base
ácido
F
H
H
N
H
B
F
F
Teoría de Lewis
Pusimos como ejemplo el F3B y también podríamos
poner al Cl3Al
PERO EL CF4 NO PUEDE SER ÁCIDO DE
LEWIS PORQUE NO TIENE ORBITALES d
DISPONIBLES
SÍ PUEDE SER ÁCIDO DE LEWIS EL SiF4 YA
QUE TIENE DISPONIBLES ELECTRONES d
2
LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.
ESCALA DE pH.
Equilibrio de autoionización del agua
H2O (l) + H2O (l)  H3O+ (aq) + OH- (aq)
pH = - log [H3O+]
pOH = - log [OH-]
Kw = [H3O+][OH-]
Producto iónico del agua
A 25ºC, Kw = 10-14
[Tomando logaritmos y cambiando el signo]
- log 10-14 = - log [H3O+] - log [OH-]
14 = pH + pOH
El concepto de pH
La concentracíón de H+ (aq) en una solución acuosa
es ordinariamente muy pequeña. Por conveniencia,
entonces, expresamos casi siempre [H+] en términos
de pH, que define como el logaritmo negativo de base
10 de la actividad de [H+]
pH= - log a H+
En soluciones diluidas la a H+
es semejante (o igual) a la concentración [H+]
pH = - log [H+]
Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7  pH = 7
[OH-] = 10-7  pOH = 7
DISOLUCIÓN
NEUTRA
DISOLUCIÓN
ÁCIDA
DISOLUCIÓN
BÁSICA
[H3O+] = [OH-]
pH = 7
[H3O+] > [OH-]
pH < 7
[H3O+] < [OH-]
pH > 7
ácida
7
básica
pH
pKw = pH + pOH = 14
Medición aproximada del pH
Indicador natural.
Rojo pH = 1
Rosa pH = 4
Blanco pH = 7
Amarillo pH = 10
Amarillo intenso pH = 13
Valores de pH para varias
soluciones comunes
Agua pura
gaseosas
Leche de
Magnesia
Tomates
Jugo
Naranjas
gastrico
Orina
Soda
Agua de mar
Sangre
Limpiador
Ácido
Básico
Neutro
100
0
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
1
2
3
4
5
6
7
10-8
8
10-9
10-10
10-11
10-12 10-13 10-14
9
10
11
12
13
14
3
INDICADORES.
Indicadores: Ácidos o bases débiles cuyas formas ácido/base
conjugadas presentan colores diferentes.
HInd (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + Ind- (aq)
Color A
Color B
-
K a (HInd) 

[Ind ][H 3O ]
[HInd]
Cuando a una disolución le añadimos un indicador,
estarán presentes las dos especies HInd e Ind-.
pKind pH (punto estequiométrico) ± 1
¿Qué color veré?
• Si [HInd]/[Ind-]  10 Color A (predomina forma ácida)
• Si [HInd]/[Ind-]  0.1 Color B (predomina forma básica)
• Si 0.1< [HInd]/[Ind-]<Color mezcla de A y B
El cociente depende de la Ka y del pH:
-
K Ind 

[Ind ][H 3O ]
[HInd]

[H 3O ]  K Ind 
[HInd]
-
[Ind ]
• Si [HInd]/[Ind-]  10 3O] 10 KInd pH  pKInd –1
Color A (predomina forma ácida)
• Si [HInd]/[Ind-]  0.1 3O] 0.1 KInd pH  pKInd +1
Color B (predomina forma básica)
• Si 0.1< [HInd]/[Ind-]<pKInd –1 < pH < pKInd +1 Mezcla A y B
Intervalo de viraje (2 unidades de pH)
Clave: que el intervalo de viraje del indicador coincida con el salto
de pH que se produce cuando alcanzamos el pto. equivalencia.
p.ej.: valoración de un ácido fuerte con una base fuerte
Intervalos de viraje de indicadores
EL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
EN SOLUCIÓN ACUOSA
COMPORTAMIENTO Y EJEMPLOS DE:
• ÁCIDOS FUERTES
• ÁCIDOS DÉBILES
• BASES FUERTES
• BASES DÉBILES
Ácido fuerte y Base fuerte
HA + H2O  A- + H3O+
B + H2O  BH+ + OH-
Son sustancias que se ionizan totalmente
DISOCIACIÓN DEL ÁCIDO Y DE LA BASE
Ka > 1
Kb >1
Ejemplos de Ácidos fuertes
• HCl
• HBr
• HI
• HNO3
• HClO4
pH = -log [H+]
• H2SO4
Ejemplos de Bases fuertes
• NaOH
• KOH
• LiOH
• Ba(OH)2 • Ca(OH)2
• Sr(OH)2
pOH = -log [OH-]
¿Cuál es el pH de una solución de HCl de
1 x 10-8 M?
pH = -log [H+]
pH = -log [1 x 10-8]
pH = 8
Un ácido no
puede tener pH
básico
Considerar la [H+] de agua
pH = 6,96
Ácido débil - Base débil
HA + H2O
A- + H3O+
B + H2O
BH+ + OH-
Son sustancias que se ionizan parcialmente
Ka<1
Kb<1
Porcentaje de disociación en función de la molaridad
% Ionización
% Ionización
Ácido fuerte
Ácido débil
Concentración inicial de ácido
Ácidos débiles
H3O+ + A-
AH + H2O
x
Ci-x
[H3O+] [A-]
Ka =
[AH]
x.x
Ka =
Ci - x
x
Ácidos débiles
En general, se considera que “x” es muy
pequeño en comparación con “ci” y por lo tanto
se puede despreciar en el denominador, con lo
cual es más fácil el cálculo
x2
Ka =
Queda una cuadrática sencilla
Ci de resolver.
Ácidos débiles
• El grado de disociación de un ácido débil se define
de la misma manera que cuando estudiábamos
equilibrio homogéneo
a 
x
ci
• También podemos definir ad% = a.100
• El cálculo del ad ayuda a comprender el
comportamiento de los ácidos débiles
Bases débiles
BH+ + OH-
B + H2O
x
Ci-x
[BH+] [OH-]
Kb =
[B]
x.x
Kb =
Ci - x
x
Bases débiles
En general, se considera que “x” es muy pequeño
en comparación con “ci” y por lo tanto se puede
despreciar en el denominador, con lo cual es más
fácil el cálculo
x2
Kb =
ci
Queda una cuadrática sencilla
de resolver.
Bases débiles
• El grado de disociación de una base débil se define
de la misma manera que cuando estudiábamos
equilibrio homogéneo
a 
x
ci
• También podemos definir ad% = a.100
• El cálculo del ad ayuda a comprender el
comportamiento de las bases débiles
Resumen.
FUERZA DE ÁCIDOS
CONSTANTES DE IONIZACIÓN.
Y
BASES.
Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a
transferir o aceptar un protón.
Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.
HA(aq) + H2O (l)  H3
O+
(aq)
+ A-
-
(aq)
Ka 

[A ][H 3O ]
[HA]
Constante de acidez
(de disociación, de ionización)
Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa)
Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...)
se encuentra totalmente disociado
(Ka >> 1, Ka  )
Análogamente con las bases:
B (aq) + H2O (l)  BH+ (aq) + OH- (aq)

Kb 
-
[BH ][OH ]
[B]
Constante de basicidad
Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb)
Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...)
se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb  )
En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas
B (aq) + H2O (l) 
BH+
(aq) +
OH-

(aq)
Kw = Ka Kb
-

[BH ][OH ] [H 3O ] K w
Kb 



[B]
[H 3O ] K a
4
TRATAMIENTO EXACTO DE LOS
EQUILIBRIOS DE IONIZACIÓN.
¿Cómo podemos calcular las concentraciones de todas las
especies presentes en una disolución en la que se establecen
diversos equilibrios de ionización?
MÉTODO GENERAL
1.
2.
3.
4.
Expresiones de las constantes de equilibrio
Balance de materia
Balance de cargas (condición de electroneutralidad)
Resolución del sistema de ecuaciones
P.ej.: equilibrio de ionización de un ácido débil HA en agua
HA(aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + A- (aq)
1. Expresiones de las constantes de equilibrio
HA(aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + A- (aq)
Equilibrios presentes
-
Ka 
2 H2O (l)  H3O+ (aq) + OH- (aq)

[A ][H 3O ]
[HA]
2. Balance de materia:
Kw = [H3O+][OH-]
[HA]o + [A-]o = [HA] + [A-]
3. Balance de cargas (condición de electroneutralidad)
4. Resolver el sistema: 4 ecuaciones con 4 incógnitas
Ácidos polipróticos
• H2SO4(aq) + H2O (l)
H3O+ (aq) + HSO4- (aq)
• HSO4- (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + SO42- (aq)
Ka2 = 0,012
[H3O+] [SO42- ]
Ka2 =
[HSO4- ]
En general Ka1 >> Ka2>> Ka3
10-3
5
HIDRÓLISIS.
Comportamiento ácido–base de las sales
Neutras
Ácidas
Básicas
¿Cómo determinarlo de forma cualitativa?
1.
2.
3.
4.
Disociar la sal en sus iones
Identificar su procedencia
Determinar cuáles se pueden hidrolizar
Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis
CONCEPTO DE HIDRÓLISIS
CUANDO LOS PARES CONJUGADOS
REACCIONAN CON AGUA, ESO SE
LLAMA:
HIDRÓLISIS
5.1. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte
[p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3]
Procede de un ácido fuerte (HCl).
No se hidroliza
NaCl (s)
H2O
Na+ (aq) + Cl- (aq)
Procede de una base fuerte (NaOH).
No se hidroliza
Disolución neutra
HIDRÓLISIS de una base conjugada
• Una base conjugada es el Acetato que
proviene (o puede provenir) de la
disociación del HAc
• Ac- + H2O
HAc + OH[HAc] [OH-]
Kbc=
[Ac-]
HIDRÓLISIS de una base conjugada
• Como las constantes de hidrólisis no están
tabuladas, HAY QUE CALCULARLAS
• Para ello se multiplica numerador y denominador
por [H+] (en este caso)
[HAc] [OH-] [H+]
Kbc =
[Ac-]
[H+]
K 
K
w
K
a
bc
HIDRÓLISIS de un ácido conjugado
• Un ácido conjugado es el Amonio que
proviene (o puede provenir) de la disociación
del NH3
NH4+ + H2O
NH3 + H3O+
[NH3] [H3O+]
Kac =
[NH4+]
HIDRÓLISIS de un ácido conjugado
• Como las constantes de hidrólisis no están
tabuladas, HAY QUE CALCULARLAS
• Para ello se multiplica numerador y
denominador por [OH-] (en este caso)
[NH3] [H3O+] [OH-]
Kac =
[NH4+] [OH-]
K 
K
w
K
b
ac
HIDRÓLISIS: Kh
• Kac y Kbc también se conocen con el nombre
de Kh
• Preferimos el uso de Kac y Kbc dado que de
esa manera se sabe el origen de la reacción
de hidrólisis
• Deducción de los valores de Kac y Kbc.
5.2. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil
[p.ej.: NH4Cl]
NH4Cl (s)
H2O
Procede de un ácido fuerte (HCl).
No se hidroliza
NH4+ (aq) + Cl- (aq)
Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza
NH4+ (aq) + H2O (l)  NH3 (aq) + H3O+ (aq)

Kh 
[NH3 ][H 3O ]

[NH 4 ]

 K a ( NH4 ) 
Disolución ácida
Kw
K b ( NH3 )
5.3. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte
[p.ej.: CH3COONa]
CH3COONa (s)
Procede de una base fuerte (NaOH).
No se hidroliza
H2O
CH3COO- (aq) + Na+ (aq)
Procede de un ácido débil (CH3COOH). Se hidroliza
CH3COO- (aq) + H2O (l)  CH3COOH (aq) + OH- (aq)
Disolución básica
-
Kh 
[CH 3COOH][OH ]
-
[CH 3COO ]
-
 K b (CH3COO ) 
Kw
K a (CH3COOH)
5.4. Sales procedentes de ácido débil y base débil
[p.ej.: NH4CN]
Procede de un ácido débil (HCN). Se hidroliza
NH4CN (s)
H2O
NH4+ (aq) + CN- (aq)
Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza
Si Kh (catión) > Kh (anión) Disolución ácida
Si Kh (catión) < Kh (anión) Disolución básica
Si Kh (catión) = Kh (anión)  Disolución neutra
[Para el NH4CN: disolución básica]
Ejemplos. a.- Kb = Ka
CH3COO NH4
NH4+ (ac) + H2O (l)
CH3COO - (ac) + H2O (l)
NH4+ (ac)+ CH3COO - (ac)
NH3 (ac) + H3O+ (ac) KH =K w /Kb
CH3COOH (ac) + OH- (ac)
Kbc =K w /Ka
Ka = 1,8 x 10-5
Kb =1,8 x 10-5
Esta reacción no provocará excesos ni de H3O+
, ni de OH-. La solución será neutra (pH = 7).
Ejemplo. b.- Kb > Ka
NH4CN
NH4+ (ac)+ CN -(ac)
NH4+ (ac) + H2O (l)
NH3(ac)+ H3O+(ac) KH1 =K w /Kb
CN - (ac)+ H2O (l)
HCN (ac)+ OH- (ac) Kbc = K w /Ka
Ka = 4 x 10-10
Kb =1,8 x 10-5
Kb > Ka
Esta reacción provocará exceso de
solución será básica (pH > 7).
OH-. La
Ejemplo c.- Kb < Ka
NH4F
NH4+ (ac)+ F - (ac)
NH4+ (ac) + H2O (l)
F - (ac) + H2O (l)
NH3 (ac) + H3O+ (ac) KH =K w /Kb
HF (ac) + OH- (ac)
Kb =K w /Ka
Ka = 7,2 x 10-4
Kb = 1,8 x 10-5
Esta reacción provocará exceso de H3O+ .
La solución será ácida (pH< 7).
Hidrólisis de iones metálicos
Al(H2O)63+ + 3 Cl-
AlCl3(s)
Al(H2O)63+ + H2O
Al (OH)(H2O)52+ + H3O+
[ Al (OH)(H2O)52+ ]. [ H3O+ ]
Ka = ________________________ = 1.3 x 10-5
[Al(H2O)63+ ]
El pH será ácido.
PARA NO OLVIDAR (NUNCA)
• LOS ÁCIDOS Y LAS BASES (FUERTES
O DÉBILES) REACCIONAN CON AGUA
Y → SE DISOCIAN
• LOS PARES CONJUGADOS (ÁCIDOS Y
BASES CONJUGADAS) REACCIONAN
CON AGUA Y → SE HIDROLIZAN
Teoría de Brønsted-Lowry
HCl (g) + H2O (l)
Ácido
Base
H3O+ (aq) + Cl- (aq)
Ac.
conjugado
Base
conjugada
Los ácidos reaccionan con el agua donando un ion H+ a la
molécula de agua formando el H3O+
NH3 (aq) + H2O (l)
Base
Ácido
NH4+ (aq) + OH- (aq)
Ac.
conjugado
Base
conjugada
Las bases reaccionan con el agua aceptando un ión H+ de la
molécula de agua formando el OH-
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS.
6
Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental
(p.ej. reacciones bioquímicas)
Soluciones amortiguadoras (o tampón): Soluciones que
mantienen un pH aproximadamente constante cuando se
agregan pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se
diluyen.
Composición
Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base
conjugada (o una base débil y su ácido conjugado). Las
concentraciones no deben tener diferencias extremas. En general deben
estar en 1/10 o 10/1.
(p.ej.: CH3COOH/CH3COONa)
Mecanismo de acción de los buffer
• En una mezcla de este tipo, coexisten AL
MISMO TIEMPO los mecanismos:
• HA + H2O
A- + H3O+ DISOCIACIÓN
• A- + H2O
HA + OH- HIDRÓLISIS
• POR LO TANTO, ANTE EL AGREGADO
DE H+ o de OH- SE PUEDE “MINIMIZAR”
EL CAMBIO DE pH
Mecanismo de acción:
Tomando como base la disociación del ácido.
HA (aq) + H2O (l)
H3O+ (aq) + A- (aq)
-
Ka 

[A ][H 3O ]
[HA]

; [H 3O ]  K a
[HA]
-
[A ]
-
; pH  pK a  log
[A ]
[HA]
Si al equilibrio le añado, p.ej., un ácido, se desplazará a la
izquierda, disminuirá el cociente [A-]/[HA] y el pH bajará.
Pero si la cantidad añadida es pequeña comparada con las
cantidades (grandes) que hay de A- y HA, el cociente cambiará
muy poco y el pH apenas se modificará.
P.ej.: * si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de agua, el pH pasa de 7 a 3.
•si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de disolución que contiene
0.7 moles de acético y 0.6 moles de acetato sódico, el pH pasa de 4.688 a
4.686.
¿Cómo calcular el pH de una disolución tampón?
Con el tratamiento exacto (apartado 4).
¿Cómo estimar aproximadamente el pH de una disolución tampón?
-
pH  pK a  log
[A ]eq
[HA] eq
pH  pK a  log
[sal] eq
[ácido] eq
Exacta
Dado que las concentraciones iniciales de ácido y de su base conjugada
son grandes, se puede suponer que las cantidades que desaparecerán y
que aparecerán mientras se va alcanzando el equilibrio serán pequeñas,
comparadas con las iniciales.
Por tanto, en la fórmula anterior las concentraciones en el equilibrio
se pueden aproximar por las concentraciones iniciales.
pH  pK a  log
[sal] o
[ácido] o
Ecuación de
Henderson-Hasselbalch
Aproximada
Ecuación de Henderson-Haaselbach
pH  pKa  log
SAL ]
 ACIDO ]
¿Por qué [SAL] y no base?:
Porque [A-] debe provenir de una sal del tipo XA
Ej. NaAc (acetato de sodio)
El ácido sería en este caso HAc (acético). Recordar que
la [A-] proviene de la sal disociada y la [HAc]del ácido
presente a disociar.
Ecuación de Henderson-Haaselbach
• Bases débiles con sales de base débiles
• NH3 + H2O
OH- + NH4+
• HIDRÓLISIS
NH ]OH ]

Kb 
-
4
 NH 3 ]
pOH  pKb  log
SAL ]
base ]
Características importantes de una disolución amortiguadora:
* Su pH  depende de Ka y de las concentraciones
* Su capacidad amortiguadora
Capacidad amortiguadora: Cantidad de ácido o base que se
puede agregar a un tampón antes de que el pH comience a
cambiar de modo apreciable.
¿De qué depende?
* Del número de moles de ácido y base
(deben ser altos para que la capacidad también lo sea)
* Del cociente [base]/[ácido].
(para que la capacidad sea alta, ha de ser próximo a 1.
Si es < 0.1 ó > 10, no será muy eficiente.
Mayor eficiencia: cuando pH = pKa)
Rango de utilidad de un buffer
En general, la concentración de los pares ácido/base
conjugada o base/ácido conjugado, debe estar en 1/10 o
10/1
Esto hace que la relación sea (para un ácido débil y su par
conjugado):
pH = pKa +/- 1 o dicho de otra manera
pH = pKa + 1
pH = pKa - 1
8
VALORACIONES ÁCIDO-BASE.
¿Cómo podemos determinar la concentración de un ácido
o de una base en una disolución?
Método más empleado: valoración ácido-base
Una disolución que contiene una concentración
conocida de
base (o ácido) se hace reaccionar con una disolución de
ácido
(o de base) de concentración desconocida.
Medimos el volumen de la disolución de base (o ácido)
necesario para que consuma (neutralice) todo el ácido
(o base).
Cuando se logra la neutralización completa:
Punto de equivalencia
¿Cómo sé cuándo he llegado al punto de equivalencia?
Curva de valoración: Representación del pH en función del
volumen añadido.
Punto de
equivalencia
¿Cuál es el pH del punto de equivalencia?
• Si valoro ácido fuerte con base fuerte (o al revés) pH = 7
• Si valoro ácido débil con base fuerte pH > 7
• Si valoro base débil con ácido fuerte pH < 7
¿Cómo calcular el pH de ese punto o de cualquier punto de la curva?
Con el tratamiento exacto (apartado 4).
¿Cómo sé que he llegado al punto de equivalencia sin necesidad de
representar la curva de valoración entera?
Mediante un indicador apropiado
Apropiado: que cambie de color justo cuando la reacción llega al
punto de equivalencia.
Clave: que el intervalo de viraje del indicador coincida con el salto
de pH que se produce cuando alcanzamos el pto. equivalencia.
p.ej.: valoración de un ácido fuerte con una base fuerte
Curva de valoración de un ácido débil con una base fuerte:
Curva de valoración de un ácido diprótico con una base fuerte:
Bibliografía
• Capítulos 10 y 11. Principios de
Química. Atkins-Jones
• Capítulo 15. Química. R Chang
• Capítulos 16 y 17. Química. La
ciencia central. Brown-Lemay
El rol del agua en la teoria de Bronsted -Lowry
(1923)
Autoionización o Autroprotólisis del agua
base
H2O(l)
H2O(l)
ácido
H3O+ (aq)
OH- (aq)
Ácido - base conjugado
HCl (g) + H2O (l)
H3O+ (aq) + Cl- (aq)
Base
conjugada
Ácido
NH3 (aq) + H2O (l)
Base
NH4+ (aq) + OH- (aq)
Ácido
conjugado
Ecuación de Henderson-Haaselbach
pH  pK
ac
 log
B ]
BH ]

GENERALIZANDO
pH  pK
ac
 log
BASE ]
SAL ]
Ecuación de Henderson-Haaselbach
¿Por qué [SAL]?:
Porque [BH+] debe provenir de una sal del tipo XB
Ej. NH4Cl (cloruro de amonio)
La base en este caso sería NH3 (amoníaco)
SOLUCIÓN REGULADORA DEL
pH o buffer o tampón
• Una solución reguladora del pH es una “mezcla” de
un ácido débil con su base conjugada (ambos en
concentraciones apreciables, ej. 0,1 M cada uno)
• O una base débil con su ácido conjugado, también
en concentraciones apreciables
• Las concentraciones no deben tener diferencias
extremas. En general deben estar en 1/10 o 10/1
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Chapter 15