universitaria

FACULTAD DE MEDICINA... UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE VERACRUZ VILLARICA. “DR. PORFIRIO SOSA ZÁRATE”

EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

ÁCIDOS Y BASES

ÁCIDOS.- Definidos por Bronsted (1923) como sustancias capaces de donar un protón, mientras que
Arrhenius (1884) consideraba que un ácido es unas sustancias que aumenta la concentración de ion
hidrógeno (H+) cuando se disuelve en agua.
BASES.- SegúnBronsted son sustancias capaces de aceptar un protón. Arrhenius definía a las
bases como sustancias que aumentan la concentración de ion hidróxido (OH -) cuando se disuelven
en agua.
Obsérvese que en la definición de Bronsted no se necesita agua. En la definición de Arrhenius, los
ácidos y bases no podrían existir sin agua.
Todo ÁCIDO de Bronsted tiene una BASE CONJUGADA. Después de que un ácidoha donado un
protón (H+), el anión resultante se convierte en una base ya que puede aceptar un protón para volver
a formar un ácido. La base que se produce se denomina BASE CONJUGADA del ácido. Cuando
una base acepta un protón se forma un ÁCIDO CONJUGADO de esa base.

Los subíndices 1 y 2 identifican los dos pares conjugados ácido-base. Así el ion acetato (CH 3COO-)
es la base conjugada delácido acético (CH 3COOH).
La definición de Bronsted también permite clasificar al amoniaco (NH 3) como base por su capacidad
de aceptar un protón. Y el NH4 o ion amonio es el ácido conjugado de la base NH 3, mientras que él
OH- es la base conjugada del ácido H2O.

El protón hidratado.
Los iones hidrógeno (H+) en disoluciones se encuentran hidratados, por lo que se representan como
H3O+, elcual se llama ion hidronio. Durante el curso se usará tanto H + como H3O+ para representar
el protón hidratado; la notación H + es por conveniencia y la notación H 3O+ es más cercana a la
realidad. Téngase presente que ambos representan la misma especie en solución acuosa.



AUTOINONIZACIÓN DEL AGUA
El agua es un disolvente único. Una de sus propiedades especiales es su capacidad paraactuar
como ácido o como base. Como se vio en los ejemplos anteriores, el agua funciona como base
cuando reacciona con ácidos (HCl o CH 3COOH) y funciona como ácido cuando reacciona con bases
como el amoniaco (NH3).
Además el agua es un electrolito débil, por lo que se ioniza en un grado muy pequeño.
H2O

H+ + OH-

En una muestra de agua pura encontraremos que tanto el H+ y el OH- seencuentran en
pequeñísimas concentraciones o sea 1 X 10 -7 M cada una. Cuando la concentración de H + y OHson iguales a 1 X 10-7 (cada una), el agua es neutra, es decir ni ácida ni básica.
El principio de Le Chatelier se utiliza para predecir el efecto de la adición de H + u OH- al agua,
cuando se encuentra en equilibrio. Si la concentración de H + o [H+] se aumenta, el equilibrio se
desplaza paraabsorber el H + agregado; es decir el equilibrio del agua se desplaza hacia la
izquierda. Cuando se restablece el equilibrio, la [OH -] disminuye. Si la [OH-] aumenta, el equilibrio
también se desplaza hacia la izquierda y disminuye la [H +].
El equilibrio entre el agua y sus iones se describe en la siguiente ecuación:
[H+] [OH-]
K= --------------[H2O]



Puesto que sólo una fracción muypequeña de moléculas de agua está ionizada, la concentración de
agua permanece prácticamente constante. Por lo tanto la nueva constante de equilibrio es la
siguiente:



Kw = [H+] [OH-] = 1 X 10-14..
Donde Kw. es la “Constante de equilibrio del producto iónico del agua” y [H+] y [OH-] son las
concentraciones molares de H + y OH-, respectivamente.
Kw= (1.0 X 10-7) (1 X 10-7) = 1.0 X10-14.
Obsérvese que ya sea en agua pura o con una disolución de especies disueltas, la siguiente relación
siempre se cumple a 25ºC.
Kw = [H+] [OH-] = 1 x 10-14.
Siempre que [H+] sea igual que [OH-], se dice que la disolución acuosa es neutra.
En una disolución ácida la [H+] es  que [OH-]
En una disolución básica la [OH-] es  que [H+]

pH

- UNA MEDIDA DE LA ACIDEZ

Dado que la...