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FUNDAMENTOS DE QUÍMICA-PRÁCTICA 7

PRÁCTICA 7: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

FUNDAMENTOS
Concepto de ácido y base
Los ácidos y las bases constituyen una clase de compuestos químicos de gran interés. El
concepto de ácido y base ha evolucionado a lo largo del desarrollo de la química. Una
primera definición de estos compuestos fue dada por Arrhenius:
Ácido: Toda sustancia que al disolverse en agua cedeiones H+.
Base: Toda sustancia que al disolverse en agua cede iones OH-.
El criterio limitaba las reacciones ácido-base a sistemas en los que el agua fuese el
disolvente; además no explicaba el carácter ácido o básico de muchas sustancias que no
son compuestos hidrogenados o hidroxilados. Una nueva definición de estos términos,
más general y que permitía establecer una comparación entre las fuerzasde los mismos
fue dada por Brönsted y Lowry independientemente en 1923.
Ácido: Sustancia capaz de ceder protones
Base: Sustancia capaz de aceptar protones
Esto se representa por la siguiente ecuación:
Ácido 1 → Base 1 + H+
Los protones no pueden existir libres en disolución. La reacción sólo tiene lugar si hay
otra sustancia capaz de aceptarlos:
Base 2 + H+ → Ácido 2
La ecuación estequiométricadel proceso ácido-base real se obtiene combinando las dos
ecuaciones anteriores.
Ácido 1 + Base 2 → Base 1 + Ácido 2
A los sistemas Ácido1/Base1 y Ácido2/Base2 se les denomina pares ácido-base
conjugados. Una reacción ácido-base es un proceso de transferencia de protones entre
dos pares conjugados. Según el sistema de Brönsted-Lowry, la fortaleza de un ácido se

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mide por sus tendencias a donar un protón, mientras que la de una base se mide por su
tendencia a aceptar un protón.
Una definición más amplia fue dada por Lewis, también en 1923. Según este científico,
ácido es una especie con un orbital vacante, capaz de aceptar un par de electrones, y
base es una especie que puede donar un par electrónico para formar un enlace covalente
coordinado. Estadefinición es más general y permite clasificar como ácidos o bases
muchas sustancias que no quedan incluidas en las anteriores definiciones. No obstante,
para sistemas acuosos se emplea normalmente la definición de Brönsted-Lowry y ésta
es la que se considerará en este trabajo práctico.
Concepto de pH
Una de las propiedades más importantes de una disolución acuosa es su concentración
en ion hidrógeno,que se representa por H+ o H3O+ . Este ion ejerce un gran efecto sobre
la solubilidad de muchas especies inorgánicas y orgánicas, sobre la naturaleza de
especies y complejos catiónicos presentes en una disolución, y sobre la velocidad de
muchas reacciones químicas llevadas a cabo en este medio.
La concentración de ion H+ se expresa mediante el pH de la disolución, que se define
por la siguienteexpresión aproximada (una definición rigurosa del pH debería hacerse
en términos de actividades):
pH = -log [H+] ,

donde [H+] es la concentración del ion

En disoluciones acuosas se cumple siempre la siguiente relación para el producto iónico
del agua KW:
[H+] [OH-] = KW = 1.0 10-14

a 25 oC

En disoluciones neutras [H+] = [OH-] y, por tanto, según la ecuación anterior, su pH
será igual a 7. Lasdisoluciones en las que [H+] > [OH-] se llaman disoluciones ácidas y
tendrán pH < 7; aquellas en las que [H+] < [OH-] se llaman disoluciones básicas y
tendrán un pH > 7.
Medida del pH
a) Mediante indicadores. Un indicador ácido-base es, en general, un ácido débil o una
base débil que presenta colores diferentes en su forma disociada y sin disociar. Este
cambio de color va asociado a un cambio deestructura.
Imaginemos un indicador que sea un ácido débil, al que genéricamente representamos
por HIn, y que en esta forma presenta un color al que denominamos A, mientras que en
forma ionizada In- presenta un color B. El color de la disolución que contiene al
indicador dependerá de la concentración relativa entre las formas disociada y sin
disociar. Para el proceso:
HIn + H2O ↔ In- + H3O+

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