reacciones Ácido base - sje.cl · Área ciencias y tecnología asignatura química 2017 profesora...

Área Ciencias y Tecnología Asignatura Química 2017

Profesora Glenda Torres P.

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REACCIONES ÁCIDO – BASE

Los términos ácido y base son conocidos por nosotros y muy comunes en la naturaleza. Son

de propiedades opuestas y, cuando se mezclan sustancias ácidas con básicas, se anulan entre

sí.

Algunos Ácidos y Bases que encontramos en el hogar:

Acido o Base Donde se encuentra

Ácido acético, CH3COOH vinagre

Ácido acetil salicílico, ácido 2-hidroxibenzoico aspirina

Ácido ascórbico, C6H8O6 vitamina C

Ácido cítrico, Ácido 3-hidroxi-3-carboxi pentanodióico

Jugos de cítricos, limón, naranja, kiwi

Ácido clorhídrico, HCl Jugos gástricos, muy corrosivo y peligroso

Ácido sulfúrico, H2SO4 baterías de vehículos: peligroso y

corrosivo

Amoníaco (base)(NH3 o NH4OH) limpiadores caseros

Hidróxido de magnesio (base)(Mg(OH)2 Leche de magnesia (laxante y antiácido)

ESCALA DE pH

PROPIEDADES DE LOS ÁCIDOS

1. Sabor agrio

2. Las soluciones ácidas son conductoras de electricidad.

3. Reaccionan con el mármol (CaCO3) liberando CO2(g)

3( ) ( ) 2( ) 2( ) 2 ( )2 2 2

s ac g ac lCarbonato CloruroÁcidode Calcio de Calcioclorhídrico

CaCO HCl CO CaCl H O

Guía de autoaprendizaje



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4. Reaccionan con ciertos compuestos orgánicos llamados indicadores, por ejemplo el papel

tornasol azul se pone rojo.

5. Corroen los metales. Reacciona con ciertos metales

liberando )(2 gH .

)(2)( g

ng HMHClMetal

6. Reacciona con las bases, perdiendo sus propiedades

ácidas (Neutralización)

PROPIEDADES DE LAS BASES

1. Sabor amargo.

2. Jabonosas al tacto.

3. Las soluciones básicas son conductoras de la electricidad.

4. Cambia de color frente a indicadores específicos. Ejemplo: El papel tornasol rojo se

vuelve azul y reacciona con la fenolftaleína, la cual se colorea fucsia.

5. Reacciona con los ácidos y al hacerlo pierde sus propiedades básicas (Neutralización)

TEORÍAS ÁCIDO - BASE TEORIA DE ARRHENIUS

En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius definió los

ácidos como sustancias químicas que contenían

hidrógeno, y que disueltas en agua producían una

concentración de iones hidrógeno, mayor que la existente

en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una

base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-.

ÁCIDO: toda sustancia que en solución acuosa libera iones hidrógenos H+.

Disociación de Ácidos Fuertes

Ácido Ecuación de disociación

Ácido nítrico, HNO3 HNO3 H+ + NO3-

Ácido clorhídrico, HCl HCl H+ + Cl-

Ácido sulfúrico, H2SO4 H2SO4 H+ + SO42-

Ácido clórico, HClO3 HClO3 H+ + ClO3-

Ácido perclórico, HClO4 HClO4 H+ + ClO4-

Ácido perfluórico, HFO4 HFO4 H+ + FO4-

BASE: toda sustancia que en solución acuosa libera grupos hidroxilos o iones hidróxidos OH-.

Disociación de Bases Fuertes

Base Ecuación de disociación

Hidróxido de litio, LiOH LiOH Li+ + OH-

Hidróxido de Sodio, NaOH NaOH Na+ + OH-

Hidróxido de potasio, KOH KOH K+ + OH-

Hidróxido de calcio, Ca(OH)2 Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH-

Hidróxido de aluminio, Al(OH)3 Al(OH)3 Al3+ + 3 OH-



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TEORIA DE BRONSTED – LOWRY ÁCIDO: cualquier sustancia que puede donar protones en agua.

BASE: toda sustancia que en solución es capaz de aceptar protones.

De acuerdo con la definición anterior, una reacción ácido base es siempre una transferencia

de iones Hidrógeno, donde el dador es el ácido y el aceptor la base.

Cada una de las ecuaciones anteriores representa al par ácido - base conjugada. Así el ácido

al liberar uno o más iones H+ se convierte en una base, capaz de aceptar nuevamente el

protón, la cual se denomina base conjugada.

Cada ecuación anterior es también un par base-ácido conjugada. Así, el H2O es el ácido

conjugado del OH- y H3O+ es el ácido conjugado del agua (H2O).

Así los pares ácidos - bases son:

)(

)(

22

11

conjugadoácidoÁcidoHBase

conjugadabaseHBaseÁcido

TEORIA DE LEWIS

Gilbert Lewis, enfocó su definición en la capacidad que tienen los átomos, iones o

compuestos para transferir electrones, en vez de los iones H+.

En la reacción de amoniaco con trifluoruro de boro. El BF3 tiene su

octeto deficiente en dos ē, el NH3 es el donante del par de electrones,

es una base de Lewis

LewisÁcidoLewisBase

NHBFBFNH 3333

ÁCIDO: toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones.

En general se pueden considerar ácidos a todos los iones metálicos,

ya que están en condiciones a aceptar y compartir un par de

electrones proveniente de la base.

BASE: toda sustancia capaz de ceder un par electrónico.

HBr H+ + Br-

Ácido bromhídrico

NH3 + H+ NH4+

Amoniaco



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EQUILIBRIO IONICO DEL AGUA

Las sustancias que pueden donar o aceptar protones se llaman ANFÓTEROS. El caso más

importante de una sustancia anfolítica es el agua, puesto que se comporta como base frente

a un ácido y como ácido como frente a una base.

En el líquido puro ocurre el siguiente fenómeno:

Como es trata de una ecuación ácido-base, posee una constante de acidez, Ka. Sin embargo

la ionización es extremadamente pequeña.

La concentración de agua es constante frente a esta pequeña

disociación, reordenado queda:

La disociación del agua varía con la temperatura, como se muestra en la siguiente tabla:

El valor de Kw normalmente utilizado es el que corresponde a la temperatura de 25 ºC.

Las concentraciones de H+ en forma de ión hidronio (H3O+), y de OH- en el agua pura son

iguales. Y por lo tanto se cumple que:

Debido a que las cifras exponenciales son difíciles de interpretar, SÖRENSEN estableció el

operador "p”, p =- Log, Por lo tanto formó una escala de pH que permite escribir números

extremadamente pequeños en forma de números enteros y sencillos.

Por lo tanto: ]log[HpH

Entonces se cumple que:

Análogo al pH está el pOH y el pKw, con lo que la constante de ionización del agua se puede

expresar como:

T (°C) 0 15 20 25 30 60 100

Kw 2 x 10-15 2 x 10-15 4,5 x 10-15 10-14 4,5 x 10-14 10-13 3,7 x 10-13

pH Tipo de solución

[H+] > [OH-] ; [H+] > 10-7 pH < 7 solución ácida

[H+] = [OH-] ; [H+] = 10-7 pH = 7 solución neutra

[H+] < [OH-] ; [H+] < 10-7 pH > 7 solución básica

Ca

2514

w 10K

mol/L101,0OHH 7 ][][

pOHpHpK

pOHpH14

w

]log[OHpOH

Ka [H2O]= Kw Kw = [H3O+]*[OH-]

Constante iónica del agua



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EJERCICIOS DE pH RESUELTOS

ACTIVIDAD I Ejercicio 1 (valor exacto)

Si el pH = 5 pOH = 9

Si el pOH = 4 pH = 10



Ejercicio 2 (valor exacto)

Si el pH = 2,5 pOH = 11,5

Si el pH = 6,3 pOH = 7,7

Si el pOH = 4,7 pH = 9,3

Si el pOH = 11,9 pH = 2,1


Si [H+]= 1 x 10 -5 pH = 5

Si [H+]= 1 x 10 -11 pH = 11

Si [H+]= 1 x 10 -6 pOH = 8

Si [OH-]= 1 x 10 -3 pOH = 3

Si [OH-]= 1 x 10 -12 pH = 2


Si el pH = 4 [OH-]= 1 x 10 -10

Si el pOH = 3 [H+]= 1 x 10 -11

Si el pOH = 11 [OH-]= 1 x 10 -11

Si el pH = 7 [OH-]= 1 x 10 -7

Si el pOH = 1 [H+]= 1 x 10 -13

Ejercicio 5 (aproximación para PSU, sin calculadora)

Si [H+]= 3 x 10 -5 pH = 4,7 (exponente 5 menos 3/10)

Si [H+]= 6 x 10 -11 pH = 10,4

Si [H+]= 5 x 10 -6 pOH = 8,5

Si [OH-]= 4 x 10 -3 pOH = 2,6

Ejercicio 6 (aproximación para PSU, sin calculadora)

Si el pH = 3,7 [H+]= 3 x 10 -4

Si el pH = 6,6 [H+]= 4 x 10 -7

Si el pH = 4,3 [OH-]= 3 x 10 -10

Si el pOH = 12,2 [H+]= 2 x 10 -2

Si el pOH = 11,5 [OH-]= 5 x 10 -12

ACTIVIDAD II

Ejercicio 1

¿Cuál es la concentración de [OH-] en una solución preparada agregando 0,001 moles de HCl hasta

completar un litro de solución acuosa?

Solución:

ClHHCl

La concentración de H+ es 0,001 = 1,0 x 10-3 mol/L. Como ][][

OHHKw , entonces:

LmolOHH

KOH w /100,1][

100,1

100,1

][][

11

3

14

Ejercicio 2

¿Cuál será la concentración de H+ de una solución de NaOH 0,01 mol/L?

Solución:

NaOH Na+ + OH-

Dada la disociación, la concentración de OH- será 0,01 mol/L

2100,1][

]][[

OH

OHHKw

LmolHOH

KH w /100,1][

100,1

100,1

][][

12

2

14



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Ejercicio 3 ¿Cuál será la concentración de H+ de una solución de HCl cuyo pH es 4?

Solución:

Dado el valor de pH podemos decir que la solución es ácida: )log(][ pHantiH

El antilogaritmo de - 4 es 1,0 x 10-4 es decir 0,0001 mol/L

Ejercicio 4

¿Cuál será el pH de una solución de NaOH que tiene un pOH de 5? ¿Cuál es la [H+]?

Solución:

Sabemos que el NaOH es una base fuerte y por lo tanto podemos aplicar directamente lo siguiente:

pH + pOH = 1 pH + 5 = 14

pH = 14 – 5 = 9, podemos decir que la solución es básica.

La concentración de H+ [H+] = 1,0 x 10-9 mol/L

INDICADORES

Los indicadores son sustancias cuya coloración varía de acuerdo a la concentración

[H+] en solución acuosa, es decir de acuerdo al pH. Para un valor más exacto del

pH se puede utilizar un peachimetro, el cual debe ser calibrado, e indica

directamente el pH de una solución en una escala graduada.

LOS INDICADORES MÁS UTILIZADOS SON:

El Tornasol La prueba del Tornasol deriva de los pintores medievales que empapaban

pequeños trozos de lino en el jugo morado de la planta de tornasol (Crozophora

tinctoria). Boyle pudo tomar esta idea para utilizar pequeñas tiras de papel

saturadas en tornasol para reconocer ácidos y bases. La estructura del tornasol es

compleja, y la simplificaremos como HLit (Es un ácido débil). El “H” es el protón que

puede ceder.

Azuliónacac

ionizadonoRojoac LitHHLit )()()(

La Fenolftaleína La Fenolftaleína es un indicador de uso

general para las titulaciones, y es otro ácido

débil, de fórmula C20H14O4, son cristales

blancos, con punto de fusión de 260 ºC.

El indicador se prepara disolviendo 1 g de

fenolftaleína en 600 mL de etanol y

añadiendo agua hasta completar un litro.

brillanteFucsiaiónacac

ionizadonoIncoloro

phphHacphphH )()()(



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TABLA DE OTROS INDICADORES CON SU RANGO DE VIRAJE

Nombre pKa Color ácido Color básico Zona de viraje

Azul de timol 1,7 rojo amarillo 1,2 - 2,8

Amarillo de metilo 3,3 rojo amarillo 2,9 - 4,0

Anaranjado de metilo 3,7 rojo naranja 3,2 - 4,4

Rojo de metilo 5,2 rojo amarillo 4,8 - 6,0

Azul de bromotimol 7,0 amarillo azul 6,0 - 7,6

Azul de timol 8,9 amarillo azul 8,0 - 9,6

Fenolftaleína 9,6 incoloro fucsia 8,2 - 10,0

FUERZAS DE ÁCIDOS Y BASES

La medida cuantitativa de la fuerza ácida o básica está dada por la constante de disociación ácida

o básica.

Si tomamos la ecuación general del ácido tenemos:

La expresión de la constante de acidez, Ka, relaciona la concentración de los

iones formados y la concentración de ácido que queda en forma molecular:

El valor de Ka representa la medida cuantitativa de la fuerza de un ácido. Esto significa que mientras

más grande sea Ka, más fuerte es el ácido, pues mayor la concentración de protones en solución.

En el caso de las bases tenemos que:

La constante de disociación básica (Kb) representa, la relación existente

entre la fases iónica y molecular de las bases. Así, Kb es igual a:

La constante de acidez (Ka), y la de basicidad (Kb) se aplican a la ionización de ácidos débiles y

bases débiles respectivamente, ya que, los ácidos y bases fuertes se encuentran casi

completamente ionizados.

Los ácidos polipróticos

Son aquellos que tienen más de un protón. La fuerza se compara entre el ácido y su anión. En cada

uno de estos casos a medida que ceden iones H+. La constante de disociación disminuye.

Rangos de Ka pKa Fuerza de Ácidos

Ka > 1 < 0 muy fuerte

Ka > 10-4 < 4 medianamente débil

Ka > 10-6 < 6 débil

Ka < 10-8 > 8 muy débil

(ac)(ac)3(l)2(ac) AOHOHHA

[HA]

]][A[HKa

OHHBOHB 2

[B]

]][OH[BHKb



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Por ejemplo: ácido sulfúrico (H2SO4); ácido fosfórico (H3PO4), ácido sulfhídrico (H2S), etc. Del mismo

modo se clasifican las bases polihidroxílicas.

Regla: La fuerza del ácido disminuye según aumenta su carga negativa.

Ejemplo: H3PO4, H2PO4-, HPO4

2-, PO43- ordenados desde el más al menos ácido.

H3PO4 H+

+ H2PO4

- Ka1 = 7,1 x 10

3-

H2PO4

- H

+ + HPO4

2- Ka2 = 6,3 x 10

8-

HPO4 2-

H+

+ PO43-

Ka3 = 4,2 x 10 13-

Fortaleza del enlace H-X

Tamaño de X: mientras mayor sea el tamaño de X, menor será la fortaleza del enlace; más

fácilmente se remueve el protón y por lo tanto más fuerte será el ácido. Este factor se utiliza para

cuando comparamos ácidos donde X pertenece al mismo grupo.

Ejemplos: HI es más fuerte que el HBr

HBr es más fuerte que HCl

Fortaleza de los Oxiácidos

Tienen estructura del tipo H-O–Y. La fuerza ácida depende de la polaridad del enlace.

Reglas: 1. Si la electronegatividad de Y es grande, el enlace H-O se hace más polar y la fuerza del ácido

es mayor. Este criterio se utiliza cuando la Y es diferente.

2. Si tenemos oxiácidos donde la Y es el mismo, la fuerza del ácido aumenta con el número de

oxígenos unidos a Y excluyendo al oxígeno del grupo OH.

Ejemplos: 1. HClO es más ácido que HBrO

2. HBrO es menos ácido que el HBrO2

pH y pOH de ÁCIDOS Y BASES DÉBILES

La forma de calcular la [H+] de un ácido o la [OH-] de una base, débil difiere del caso anterior, pues

hay que tomar en cuenta la pKa o pKb.

Ejercicio 5 Calcular la concentración de [H+] y el pH, en una solución de ácido acético (CH3COOH) que tiene una

concentración 0,50 mol/L y 5108,1)(

acéticoácidoKa

Solución:

La reacción de disociación es: HCOOCHCOOHCH 33

5

3

3 108,1][

]][[

COOHCH

HCOOCHKa



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La cantidad de cada una de las especies en equilibrio es:

xxx

HCOOCHCOOHCH

50,0

33

Como la constante es muy pequeña se puede decir que xCOOHCH 50,0][ 3

Es aproximadamente igual a la concentración del ácido.

Por lo tanto, si se reemplaza en la expresión de la constante de equilibrio:

Entonces, la cantidad de H+ es 3

103

mol/L y su pH = 2,7

La ecuación general para el cálculo de la [H+] para un ácido débil: [HÁcido]K][Ha

DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Una disolución reguladora, buffer, tampón o amortiguadora, tiene la capacidad de resistir los

cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos o bases a una solución. Además,

los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al otro como en

una reacción de neutralización. Esto requerimientos se satisfacen con un ácido débil y su base

conjugada (suministrado por una sal) o una base débil y su ácido conjugado (suministrado por una

sal).

Un ejemplo clásico de solución tampón es el ácido acético (CH3COOH) y la sal proveniente del ácido,

el acetato de sodio (CH3COONa)

Así tenemos el siguiente equilibrio del ácido:

HCOOCHCOOHCH 33

Y de la sal:

NaCOOCHCOONaCH 33

Si la solución recibe un aumento en la concentración de iones H+, éste reacciona con el ión CH3COO-

derivado de la sal, produciéndose CH3COOH, el cuál es un ácido débil y controlará la cantidad de

H+ en solución, controlando así el pH.

COOHCHHCOOCH 33

Si se agrega a esta solución una pequeña

cantidad de OH-, éste reacciona con los iones

H+ liberados por el ácido, originándose agua y

la sal correspondiente.

COOCHOHOHCOOHCH 323

Por lo tanto utilizando estas dos reacciones el

sistema mantiene su pH casi inalterable.

Gráfico: Variación del pH de una solución amortiguadora en respuesta a la adición de NaOH



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0

Para establecer el pH de una solución amortiguadora es necesario determinar tanto la concentración

de la sal como la del ácido. Cuya expresión del pH es:

Para una solución amortiguadora preparada con una base débil y su sal, podemos determinar pOH:

Ejercicio 6 Calcular el pH de una disolución que contiene 0,09 mol/ L de ácido acético (CH3COOH) y 0,09 mol/L

de acetato de sodio (CH3COONa) (Ka ácido acético = 5108,1

)

Solución:

Aplicando la fórmula anterior:

75,4075,41log75,4]09,0[

]09,0[log75,4 pHpH

Ejercicio 7 Si a 500 mL de la disolución anterior se le agrega 0,001 moles de ácido clorhídrico. Determina el

pH de la nueva solución.

Solución

El ácido clorhídrico es un ácido fuerte por lo que se disocia completamente:

HClHCl

Al agregar el ácido (H+) reacciona con el ión acetato de la sal transformándose en ácido acético.

acéticoÁcidoHCldeleProvenientacetatoIón

COOHCHHCOOCH 33

Moles del ácido acético en solución: 0,09 moles/L x 0,5L = 0,045 moles

Al agregar el HCl, aumenta la [H+]: 0,045 + 0,001 moles = 0,046 moles

La concentración del ácido acético queda: 0,046/0,5L = 0,092 mol/L

Moles de sal, ión acetato, en solución: 0,09moles/L x 0,5L = 0,045 moles

Al agregar el HCl, se consume ión acetato, por lo tanto ][ 3

COOCH es:

0,045 - 0,001 moles = 0,044 moles

La concentración final de la sal es: 0,044/ 0,5L = 0,088 mol/L

Aplicando la ecuación de pH de soluciones amortiguadoras:



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1

Ejercicio 8 Calcular el pH de una solución que se prepara con 100 mL de solución de anilina 0,07M (C6H5NH2)

y 100 mL de solución de cloruro de anilinio (C6H5NH2Cl)

(Kb anilina = 4,57 x 10–10)

Solución

Como pH + pOH = 14 pH = 14 – 9,34 = 4,66

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Las reacciones de neutralización son aquellas que ocurren

entre un ácido y una base, dando origen a sal y agua. Esto

hace que las propiedades ácidas o básicas, después de la

reacción no estén presentes, haciendo que varíe el pH,

acercándose al valor 7, hacia la neutralización.

aguapotasiodecloruro

ac

potasiodehidróxido

ac

oclorhídricácidoac OHKClKOHHCl 2)()()(

Ejemplos de reacciones de neutralización al unir ácidos y bases fuertes:

3 HCl + Al(OH)3 AlCl3 + 3 H2O

H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O

3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 Al2(SO4)3 + 6 H2O

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4+ 3 H2O

2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 Ca3(PO4)2+ 6 H2O

2 HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2+ 2 H2O

Las reacciones de neutralización están muy ligadas al cuerpo humano. Por

ejemplo cuando ingerimos bicarbonato de sodio como “antiácido” ocurre la

siguiente reacción:

carbónicoanhídrido

g

carbónicoácido

ac

sodiodeobicarbonatac

oclorhídricácidoac COOHCOHNaClNaHCOHCl )(2232)()(3)(

Tomando en cuenta las reacciones entre ácidos y bases, se puede utilizar esta técnica de

neutralización para determinar la concentración de una base o un ácido a través de una solución

estándar.



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2

La solución estándar es la que tiene una concentración conocida

previamente, ésta se agrega lentamente a la solución de

concentración desconocida hasta que la reacción de neutralización

alcance en punto de equivalencia, es decir, el punto en el que no

tengo exceso de ácido ni de base.

Conociendo el volumen de la solución de concentración desconocida

y el volumen de la solución estándar se puede determinar la

concentración de la solución desconocida.

Utilizando la siguiente expresión:

bbaa VCVC

Ca = Concentración de la solución ácida Cb = Concentración de la solución básica

Va = Volumen de la solución ácida Vb = Volumen de la solución básica

Ejercicio 9 100 mL de una solución de ácido clorhídrico tiene una concentración desconocida Se neutraliza con

50 mL de hidróxido de sodio cuya concentración es 0,5 moles/L, determina la concentración del

ácido clorhídrico.

Solución:

La reacción de neutralización entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio es:

OHNaClNaOHHCl acacac 2)()()(

Ca = X Cb = 0,5 moles/L

Va = 100 mL Vb = 50 mL

Para determinar la concentración del ácido después de haberlos neutralizado completamente se

utiliza la expresión:

Ejercicio 10 100 mL de una solución de ácido nítrico tiene una concentración desconocida. Se neutraliza con 50

mL de hidróxido de bario cuya concentración es 0,5 moles/L, determina la concentración del ácido

nítrico. Se utiliza fenolftaleína como indicador.

Solución:

Las reacciones de disociación:

La reacción de neutralización entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio es:

2 HNO3 (ac) + Ba(OH)2(ac) Ba(NO3)2 (ac) + 2 H2O



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3

Datos iniciales:

Ca = X Cb = 0,5 moles/L

Va = 100 mL Vb = 50 mL

Para determinar la concentración del ácido después de haberlos neutralizado completamente se

utiliza la expresión: 2 bbaa VCVC

Se multiplica por 2 ya que por cada mol de base la disociación genera 2 moles de OH-

Ejemplo 11 La titulación de H2SO4 con NaOH, modificará la fórmula a:

bbaa VCVC 2

Esto debido a la disociación del ácido y de la base

Disociación del ácido: 2

442 2 SOHSOH

Disociación de la base: OHNaNaOH

Reacción neutralización: OHSONaNaOHSOH 24242 22

Ejemplo 12 La titulación de H3PO4 con Ca(OH)2, modificará la fórmula a:

23 bbaa VCVC

Disociación del ácido: 3

443 3 POHPOH

Disociación de la base: OHCaOHCa 2

22

Reacción neutralización: 2 H3P04 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O

EL PUNTO DE EQUIVALENCIA DE UNA TITULACIÓN

Cuando se realiza una titulación del tipo ácido-base, un indicador nos

muestra cuando el ácido y la base se han mezclado en las

proporciones exactas y ha ocurrido la neutralización.

El cambio del color debería ocurrir cuando las mezclas de las dos

soluciones están en la proporción estequiométrica de la reacción,

esto se conoce como el punto de equivalencia. El cambio de color

del indicador, se describe como el punto final de la titulación.

Ejemplo 13 Al titular una solución de NaOH con HCl, ambos de concentración de 1 M.

20 mL de la solución de NaOH necesita exactamente 20 mL del ácido, porque reaccionan 1:1 según

la ecuación:

NaOH(ac) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2O(l)

En este caso particular el punto de equivalencia, también sería el punto neutral de la titulación,

porque la solución del cloruro de sodio tiene un pH de 7.



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4

Ejemplo 14 Si titulas una solución de NH3 con HCl, de acuerdo a la siguiente reacción:

NH3(ac) + HCl(ac) NH4+

(ac) + Cl-(ac)

El ión amonio producido, es levemente ácido, así que el cloruro de amonio tiene un pH levemente

ácido. Eso significa que en el punto de equivalencia la solución no sería realmente neutra. Utilizar

el término “punto neutral” en este contexto sería engañoso.

Ejemplo 15 En la titulación de una solución de NaOH con el CH3-COOH (ácido acético):

NaOH (ac) + CH3-COOH (ac) CH3-COONa (ac) + H2O(l)

En el punto de equivalencia el CH3-COONa (acetato de sodio) formado tiene pH levemente alcalino

porque el ion acetato es levemente básico.

CURVAS de pH EN UNA TITULACIÓN

Curva de titulación de una base fuerte con un ácido fuerte

El hidróxido sodio y el ácido clorhídrico, como típicos de un ácido y

de una base fuerte.

NaOH(ac) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2O(l)

Se puede ver que el pH baja muy poco antes de las cercanías al

punto de equivalencia. Luego tenemos una bajada brusca, desde

el pH 11,3 en que se ha agregado 24,9 mL de ácido hasta el pH

2,7 cuando has agregado 25,1 mL del ácido. El punto de

equivalencia está en el pedazo más empinado de la curva, a pH =

7. Esto es muy importante al elegir el indicador más conveniente para la titulación.

Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte

HCl(ac) + NH4OH(ac) NH4Cl(ac) + H2O(l)

Al principio de esta titulación, tienes un exceso del ácido

clorhídrico. La forma de la curva será igual pero se parte de

un exceso de ácido, por lo tanto un pH muy pequeño y sólo

después del punto de equivalencia cambia la forma de la

curva. Notar que el punto de equivalencia es algo ácido (pH

5), porque el cloruro de amonio, es levemente ácido.



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5

En la titulación de ácidos con distinto nivel de fuerza, con NaOH 0.1 M

Podemos esperar los siguientes puntos de

equivalencia.

El gráfico la curva de titulación de una muestra 50

mL ácido de fuerzas distintas con NaOH 0.1M.

a. ¿Qué ácido es el más fuerte?

b. ¿Cuál es el gasto del agente titulante?

c. ¿Por qué se va estrechando la parte más

inclinada de la curva?



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6

EJERCICIOS ACIDO - BASE

ACTIVIDAD I

Completar los siguientes cuadros

1. Rellenar los 5 ítems en blanco en referencia al dato entregado (sin calculadora).

[H+ [OH- pH pOH Tornasol

color

Fenolftaleina

color

6,5

4,3

1.10 -7

5.10 -8

8,1

3.10 -4

12,4

6.10 -5

2.10 -10

3

1,8

7.10 -3



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7

ACTIVIDAD II

SELECCION MULTIPLE

1. Para la reacción entre MgO y H2O, se agregan gotas de fenolftaleina (la solución se torna Fucsia). ¿Qué producto se forma?

A) H+

B) Mg(OH)2

C) MgO

D) Mg°

E) MgOH

3. Svante Arrhenius define ácido, como una sustancia que:

A) Es capaz de ceder electrones

B) Tiñe rojo el papel Tornasol

C) Es de sabor agrio

D) Libera iones H+ en solución acuosa

E) Capta iones OH- en solución acuosa

4. ¿Cuál es el pOH de una solución que se prepara con 2 gramos de HNO3 en 3 litros de solución?

A) 2

B) 5

C) 6

D) 10

E) 12

5. Según la teoría de Bronsted-Lowry, ¿cuáles de las siguientes especies es la más ácida?

A) HSO4 –

B) SO3-2

C) HCI02

D) HCO3-

E) H2SO4

6. La fenolftaleina es un indicador que:

A) Se colorea fucsia con las bases

B) Tiene viraje a pOH = 5.8

C) Se usa en las titulaciones ácido base

D) Es usado como laxante

E) Todas son correctas

7. Un ácido cuya constante de acidez es Ka = 3.7 x 10 –9, se considera:

A) Muy débil

B) Débil

C) Medianamente débil

D) Fuerte

E) Muy fuerte

8. ¿Cuál de las siguientes sustancias considera UD. que es la más ácida?

A) Lluvia

B) Leche

C) Detergentes

D) Jugos gástricos

E) Kiwi



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8

9. ¿Cuantos moles de iones OH- libera en solución acuosa 7 moles de Al(OH)3?

A) 4

B) 7

C) 14

D) 21

E) 28

10. Según Bronsted - Lowry, cuál de las siguientes sustancias es una base conjugada del NH4+:

A) OH-

B) NH3

C) H3O+

D) NH4OH

E) H2O

11. Respecto de una solución básica podemos decir que:

A) No es conductora de la electricidad

B) Destiñe el azul del papel Tornasol

C) La fenolftaleina se vuelve fucsia a pH = 7.5

D) Produce una reacción exotérmica al mezclarla con los ácidos

E) Todas son verdaderas

12. Calcule el valor de pOH, [H+] y [OH-]. Para un antiácido pH 3,5.

A) pOH = 10,5; [H+] = 103,5 y [OH-] = 10-10,5

B) pOH = -10,5; [H+] = 3.16 x10-4 y [OH-] = 3.16x10-11

C) pOH = 10,5; [H+] = 3.16 x10-4 y [OH-] = 3.16x10-11

D) pOH = 10,5; [H+] = 103,5 y [OH-] = 1010,5 E) pOH = 10,5; [H+]= 10 -3,5 y [ OH-]= 1010,5

13. ¿cuál es la característica que diferencia entre un ácido fuerte y un ácido débil?

A) Su constante o grado de disociación.

B) La interacción con las moléculas de agua.

C) El valor de pH.

D) Las reacciones de neutralización con una misma base.

E) Deja incolora la fenolftaleína

14. Según la teoría de ácido-base de Arrhenius:

A) Una base acepta iones H+

B) Un ácido capta electrones

C) ácidos y bases son electrolitos

D) Un ácido es una sustancia que disuelta en agua libera iones H+

E) Una base cede electrones

16. El proceso de autoionización del agua, se refiere a:

A) La generación espontánea de iones hidronio y de iones hidroxilos.

B) Al choque de moléculas de agua y liberación de protones.

C) Su neutralidad y anfoterismo.

D) Que no se puede calcular su disociación pues es bajísima.

E) Su pureza y reactividad química.



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9

17. Un compuesto llamado Tris mantiene su pH = 7,5 al agregarle 1mL de HCl concentrado. Se

trata de:

A) Un ácido poliprótico.

B) Una base fuerte.

C) Un estándar de pH.

D) Una solución amortiguadora

E) Un anfótero.

18. Determine la concentración de una

solución, si 100 mL HCl de

concentración desconocida si se

neutraliza con solución de NaOH

0,1M de acuerdo a lo mostrado en el

gráfico.

A) 0,1 M

B) 1,0 M

C) 0,001M

D) 0,01 M

E) 0,5 M

20. El agua es una molécula capaz de

estabilizar la disociación iónica de los ácidos, debido al efecto llamado:

A) Conducción

B) Condensación

C) Solvatación

D) Hidratación

E) Puente de hidrógeno

21. Según la teoría de Bronsted-Lowry, ¿Cuál de las siguientes especies es la más alcalina?

A) S-2

B) HSO4 –

C) SO4-2

D) H30+

E) CO3-2

22. Dados los siguientes ácidos. ¿Cuál es el más ácido?

A) HClO

B) HClO2

C) HClO3

D) HClO4

E) Todos tienen la misma acidez



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0

S O L U C I O N A R I O

ACTIVIDAD I (Comparar éstos resultados con los obtenidos sin calculadora)

1.

[H+ [OH- pH pOH Tornasol Fenolftaleina

3,16.10 -7 3,16.10 -8 6,5 7.5 Rojo incolora

2.10 -10 5.10 -5 9.7 4,3 Azul fucsia

1.10 -7 1.10 -7 7.0 7.0 Incolora incolora

5.10 -8 2.10 -7 7.3 6.7 Azul incolora

7,9.10 -9 1,26.10 -6 8.1 5.9 Azul incolora

2,5.10 -11 3.10 -4 10.5 3.5 Azul fucsia

2,5.10 -2 3,98.10 -13 1.6 12.4 Rojo incoloro

4,0.10 -10 6.10 -5 9,6 4,4 Azul fucsia

2.10 -10 8.10 -5 9,8 4,2 Azul fucsia

1.10 -3 1.10 -11 3 11 Rojo incoloro

8.10 -13 2.10 -2 12,2 1,8 Azul fucsia

7.10 -3 3.10 -12 2,3 11,7 Rojo incoloro

ACTIVIDAD II

1. B

2. C

3. D

4. E

5. E

6. E

7. A

8. D

9. E

10. B

11. D

12. C

13. A

14. D

15. D

16. B

17. D

18. A

19. C

20. C

21. C

reacciones Ácido base - sje.cl · Área ciencias y tecnología asignatura química 2017 profesora...

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