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5. Reacciones de neutralización
Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las
reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, un ejemplo es el producto de la reacción
ácido-base del HCl con NaOH
HCl(ac) + NaOH(ac)

NaCl(ac) + H2 O(liq)

Las soluciones acuosas son buenas conductoras debido a la presencia de iones positivos y negativosa estos compuestos se les llama electrolitos. Los compuestos iónicos que se disocian completamente
se conocen como electrolitos fuertes, un ejemplo de ellos es el NaCl.
Las constantes de equilibrio para la disociación de electrolitos son llamadas constantes de
disociación, un ejemplo de disociación es la del agua:
H3 O+ +

2H2 O

OH-

Los subíndices se utilizan por comodidad, para lasdiferentes constantes:
Ka = constante de disociación de ácido
Kb = constante de disociación de base
Kw = constante de disociación del agua o de autoprotólisis = 1*10-14 o producto iónico del agua.

Este producto indica que en agua pura o en cualquier solución acuosa deben estar presentes iones
hidrógeno y oxhidrilo, el producto de sus concentraciones debe ser una constante igual a Kw =1*10-14.

H+ + OH-

H2O

En el agua se ha establecido una escala de pH el cual esta definido como el – log[H+] donde:
Medio básico

Medio ácido
0

7

14

• Ácido: sustancia que al disolverse en agua H2 O genera iones H+. Los ácidos se clasifican en
fuertes, fuerza media y débiles.
Los ácidos fuertes se disocian completamente, cuando se disuelven en agua. Ejemplos: H2 SO4,
HCl, HNO3 ,HClO4. Ka = ∞

pH = -log [H+]=-log[Ac. Fuerte]

17

Los ácidos de fuerza media se disocian parcialmente, sus constantes de acidez o de disociación son
mayores a 1 * 10-3 aproximadamente.
Los ácidos débiles: No se disocian completamente. Entre más pequeña es la constante de acidez
(Ka), más débil es la acidez. Son ácidos débiles aquellos que tienen constantes de acidez menores o
igualesa 1*10-3.

pH =
• Base: sustancia capaz de donar iones OH-.

pKa ! log[Ac ]
2

Bases fuertes: se disocian al 100%, dona todos sus OH-. Son las bases de los metales alcalinos y
alcalinotérreos como NaOH, KOH, Ba(OH) 2, Ca(OH) 2. Kb = ∞

pH = 14 + log [OH-]
Bases débiles: No se disocian completamente.

pH = 7 +

1
1
pKa + log[B ]
2
2

• Base conjugada de un ácido de Bronsted:es la especie que resulta cuando el ácido pierde un
protón.
• Ácido conjugado: es el producto de la adición de un protón con una base de Bronsted.
A un ácido muy fuerte le corresponde una base conjugada muy débil. A una base muy fuerte le
corresponde un ácido conjugado muy débil.
Relación entre la constante de acidez de un ácido y la constante de basicidad de su base conjugada.

Kb =

KwKa

pKb = 14 - pKa
Ácidos polipróticos: son los que pueden donar más de 1 protón.
Ejemplos: H3PO4, H2SO4 , H2CO3, H2SO3.
Primera disociación:

H2SO4

H+ + HSO4-

Ka1 = ∞

Base conjugada
Segunda disociación:

[H ][SO ]
[HSO ]
+

HSO4-

H+ + SO4-2

Ácido

base conjugada

K2 =

18

4

4

!

!2

Anfótero: es aquella sustancia que se comporta como ácido y comobase. Tienen la capacidad de
reaccionar consigo mismos.
El HSO4- es un anfótero. Ejemplos: H2O, HCO3- , H2PO4-, HPO4-.
El pH de un anfótero no depende de la concentración del mismo El pH de una solución de anfótero
se calcula por la semisuma de los pKa. La fórmula es igual que para las sales cuyos iones tienen
propiedades ácido-base.

pH =

pKa1 + pKa 2
2

• Sales :cuyos iones tienenpropiedades ácido base como por ejemplo: sulfito de amonio. El pH de
estas sales es calculado por: (Misma que se utiliza para calcular el pH de una solución de anfótero).

pH =

pKa1 + pKa 2
2

• Buffer, Tampón o Solución Reguladora: las soluciones reguladoras de pH son aquellas que son
capaces de mantener el pH de las mismas a pesar de que se agreguen pequeñas cantidades ya sea de...