Acidobasetotal

EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE
Teoría de Arrhenius
Según la teoría de Arrhenius un ácido es toda sustancia que posee por lo menos un átomo de
hidrógeno en su molécula y que en solución acuosa se ioniza formando protones (H+) y una
base es toda sustancia que posee por lo menos un ión hidróxido (OH−) en su fórmula empírica
y que en solución acuosa se disocia, de manera que los iones hidróxido quedan ensolución.

H3O+ + A-

A + H2O

B+ + OH-

BOH + H2O

Teoría de Bronsted – Lowry
Según la teoría de Brønsted y Lowry un ácido es toda especie (molécula o ion) capaz de
ceder un protón y una base es toda especie capaz de aceptar un protón ( no solo oxhidrilo)

ÁCIDO

BASE + H+

Teoría de Lewis: ácido: toda especie capaz de aceptar electrones
AlCl3 + :OR2
H2O: + H+

Cl3Al:OR2
H2O:H+

ÁCIDOS MONOPRÓTICOSÁCIDO FUERTE
HA + H2O

A- + H3O+

H2O + H2O

OH- + H3O+
Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O+]

Balance de masa:

CHA = [A-]

Balance de cargas:

[H3O+] = [A-] + [OH-]

1

Expresión cuadrática:

[H3O+]2 - (CHAx [H3O+]) - Kw = 0


[ H 3O ] 

2
CHA  C HA
 4  Kw

pH = - log [H3O+]

2

Expresión simplificada:
Si [OH-] < 10% de [A-]
Balance de cargas:

[H3O+] = [A-] + [OH-]

[H3O+] = CHA

pH = - log[H3O+]

Ejemplo: Calcular el pH de una solución de HCl 1.00 mM
HCl + H2O

Cl- + H3O+

H2O + H2O

OH- + H3O+

Balance de masa:

CHCl = [Cl-]

Balance de cargas:

[H3O+] = [Cl-] + [OH-]

[H3O+] = 1.00 x 10-3 M
Verificación de desprecio:

[OH  ] 

Kw
 1.00 1011 M

[ H 3O ]

pH = - log [H3O+] = 3.00

< < 10% de [Cl-] : 1.00x10-4 M

2

ÁCIDOS MONOPRÓTICOS

ÁCIDO DÉBIL
HA + H2O

A- + H3O+

H2O +H2O

OH- + H3O+

[ A ]  [ H 3O  ]
Ka 
[ HA]

Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O+]

a- Sin desprecios:

Ca  Ka
[ H 3O  ]  Ka

[ H 3O  ]  [ A ]
[ HA] 
Ka

[ A ] 

[H3O+] = [A-] + [OH-] =

Ca  Ka
Kw


[ H 3O ]  Ka [ H 3O  ]

Expresión cúbica:
[H3O+]3 + [H3O+]2 x Ka - [H3O+] x (Ca x Ka + Kw) – Kw x Ka = 0

3

b- Despreciando el aporte de H3O+ del agua en el balance de cargas:
Balancede masa:

Ca = [A-] + [HA]

Balance de cargas:

[H3O+] = [A-] + [OH-]

[ A ] 

Ka  Ca
 [ H 3O  ]

[ H 3O ]  Ka

Expresión cuadrática:
[H3O+]2 + ([H3O+] x Ka) – (Ka x Ca) = 0

[ H 3O  ] 

 Ka  Ka 2  4  Ka  Ca
2

c- Despreciando la fracción disociada en el balance de masa:
Balance de masa:

Ca = [A-] + [HA]

Balance de cargas:

[H3O+] = [A-] + [OH-]

[H3O+] = [A-] + [OH-] =

Ca  KaKw


[ H 3O ] [ H 3O  ]

[ H 3O  ]  (Ca  Ka)  Kw

4

d- Despreciando el aporte de H3O+ del agua en el balance
de cargas y la fracción disociada en el balance de masa:
Balance de masa:

Ca = [A-] + [HA]

Balance de cargas:

[H3O+] = [A-] + [OH-]

[ A ] 

Ca  Ka
 [ H 3O  ]

[ H 3O ]

[ H 3O  ]  Ca  Ka

Ejemplo: Calcular el pH de una solución de HCO2H 0.0100 M
Ka : 1.8 x 10-4
HCO2H +H2O

HCO2- + H3O+

[ HCO2 ]  [ H 3O  ]
Ka 
 1.8 104
[ HCO2 H ]
H2O + H2O

OH- + H3O+
Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O+]

Balance de masa:

Ca = [HCO2-] + [HCO2H]

Balance de cargas:

[H3O+] = [HCO2-] + [OH-]

5

Balance de masa:

Ca = [HCO2-] + [HCO2H]

Balance de cargas:

[H3O+] = [HCO2-] + [OH-]

Expresión cuadrática:
[H3O+]2 + ([H3O+] x Ka) – (Ka x Ca) = 0

 Ka  Ka 2  4  Ka  Ca
1.25 103 M
2
pH = 2.90

[ H 3O  ] 

Verificación de desprecio:

[OH  ] 



Kw
 8.00 1012 M << 10% de [HCO2 -]: 1.25x10-4 M

[ H 3O ]

[HCO2-] = 1.25 x 10-3 M
[HCO2H] = 8.75 x 10-3 M

[HCO2-] = 1.25 x 10-3 M

>

10% de [HCO2H] = 8.75 x 10-4 M

No se debe despreciar la fracción disociada frente a la
fracción no disociada en el balance de masa para este nivel
de concentración analítica deHCO2H.

6

Grado de disociación (1)

[ A ]
Ka
1 

Ca
[ H 3O  ]  Ka

Grado de formación (0)

0 

[ H 3O  ]
[ HA]

Ca
[ H 3O  ]  Ka

Grado de disociación (1) y de formación (0) del
ácido fórmico en función de pH

pH = pKa
0 = 1 = 0.5

7

BASES MONOFUNCIONALES
BASE FUERTE
OH- + Na+
OH- + H3O+

NaOH
H2O + H2O

Kw = 1.0 x 10-14 = [OH-] x [H3O+]

Balance de masa:

CNaOH = [Na+]...