Química Avanzada

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eacciones 
ácido-base
Unidad
 
 
 A
C D ENÚ e inicio
¿Qué aprenderás? ¿Para qué? ¿Dónde? 
 a formulación de las distintas etapas del 
método científico
Identificar algunas etapas del método científico, como el planteamiento 
del problema, la elaboración de las conclusiones y la interpretación de los 
resultados, para desarrollar así habilidades de pensamiento científico.
Páginas 12, 13, 34, 
35 y 52 
Teorías ácido-base Reconocer los ácidos y bases de Arrhenius como sustancias que en agua se 
disocian y liberan iones H+ y OH–, respectivamente. Comprender que Brönsted 
y owry amplían estos conceptos y plantean que un ácido cede uno o más 
iones H+ y una base los acepta. Entender que ewis desarrolla aún más estos 
conceptos y postula que un ácido acepta un par de electrones y que una base 
puede donar un par de electrones.
Páginas 14 a 19 y 
23 a 25
 a fuerza relativa de ácidos y bases y las 
constantes de equilibrio K
a
 y K
b
Comprender que los ácidos y bases fuertes se ionizan completamente y 
los ácidos y bases débiles solo lo hacen de manera parcial. Interpretar las 
constantes de equilibrio de las disociaciones de ácidos y bases débiles, K
a
 y 
K
b
, como una medida de la fuerza relativa de estos.
Páginas 20 a 22
El pH y el pOH Entender que el pH se define como el logaritmo negativo en base 10 de la 
concentración de H
3
O+, que existe una escala de pH en agua y que el pH se 
mide con un medidor de pH o con un indicador ácido-base.
Páginas 28 a 33
Reacciones de neutralización Comprender que las reacciones de neutralización en agua entre un ácido y 
una base fuerte generan una sal y agua; que las de un ácido débil con una 
base fuerte producen la base conjugada del ácido y, por su parte, las de una 
base débil con un ácido fuerte forman el ácido conjugado de la base débil.
Páginas 36 a 41
Disoluciones amortiguadoras del pH Reconocer que las disoluciones amortiguadoras de pH tienen gran importancia 
biológica y son aquellas que poseen la capacidad de mantener el pH cuando se 
les adiciona pequeñas cantidades de ácido fuerte o de base fuerte. 
Páginas 42 a 47
 nidad 1 Reacciones ácido-base 0
A
B
R
IR
 s
e
si
ó
n
 43
nuevoexplorando.edicionessm.cl
 ¿Qué sensación tienen al tacto los jabones y los detergentes? ¿Sabes 
a qué se debe? ¿Cómo se obtienen químicamente estos productos?
 ¿A qué se debe el sabor del agua mineral? ¿Está en equilibrio esta 
disolución? Explica.
Gran parte de las reacciones químicas en disolución 
se pueden clasificar como reacciones ácido-base. 
Históricamente, los químicos han intentado correlacionar 
las propiedades de las disoluciones ácidas y básicas 
con su composición y su estructura molecular. En esta 
Unidad estudiarás los fundamentos de las reacciones en 
disolución acuosa de los ácidos y de las bases.
Observa la imagen de la página central que está 
relacionada con los ácidos y las bases presentes en 
productos que utilizamos y encontramos en nuestro 
entorno. Responde las siguientes preguntas:
 . ¿Qué sabor predomina en los alimentos cítricos? 
¿Por qué?
2. ¿Qué grupos funcionales podrías hallar en los 
bocadillos que aparecen en esta página? 
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 
 icializa do 
Evaluació i icial - Pe samie to cie tífico
Una definición ampliamente utilizada de ácido y de base es que los ácidos son sustancias 
que ceden iones H+ y las bases son sustancias que aceptan iones H+. Por otra parte, una 
característica de los ácidos y de las bases es que se neutralizan mutuamente; vale decir, sus 
propiedades cambian cuando se les hace reaccionar entre sí.
 ara identificar la acidez o la basicidad de una sustancia o mezcla y el grado de acidez o 
basicidad de la misma se utiliza una escala numérica especial llamada escala de pH. En 
términos prácticos, el H es una forma de ex resar la concentración de iones H+ de una 
disolución acuosa y la escala de pH indica si la sustancia es ácida, básica o neutra, y también 
señala el grado de acidez o basicidad que posee.
En esta Unidad profundizaremos acerca de las reacciones ácido-base y del concepto de pH. 
Sin embargo, para esta actividad basta que comprendas lo que representan el pH y su escala 
(ver yuda).
En esta actividad te invitamos a determinar si algunas sustancias que utilizas en la vida 
cotidiana son ácidas, básicas o neutras. Además, deberás ordenarlas según su pH, es 
decir, su grado de acidez y basicidad. Para ello tendrás que determinar el pH de estas 
disoluciones con un papel que está impregnado de una mezcla de sustancias indicadoras 
de pH que cambian de color de acuerdo al mismo. Este papel se llama a el H. También 
podrás hacerlo, si dispones de uno en tu laboratorio, con un pH meter o pH–metro (se lee 
peachímetro), instrumento que mide el pH electrónicamente. 
 rocedimiento experimental
Para obtener los resultados realiza el siguiente procedimiento experimental:
1. A 14 vasos de precipitado de 50 o 100 mL agrega 20 mL de las siguientes disoluciones: 
leche, vinagre, vino blanco, dos comprimidos de aspirina dispersados en agua destilada, 
jugo de limón, bebida gaseosa incolora, jabón de tocador diluido en agua destilada, 
detergente disuelto en agua destilada, sal común disuelta en agua destilada, agua de la 
llave, agua destilada, limpiador de baño disuelto en agua destilada, champú y antiácido. 
Rotula los vasos con sus contenidos.
2. Con un trozo de papel pH mide el pH de estas disoluciones, y compara el color que 
obtiene la muestra con los de la caja del papel pH. 
3. Si dispones de un pH–metro, calibra el instrumento siguiendo las instrucciones del 
profesor o profesora. Mide el pH y no olvides lavar el electrodo con agua destilada 
después de cada medición.
4. Anota todas tus observaciones (pH, disolución o mezcla, color, olor, etc.) en tu cuaderno.
 a escala de pH posee valores 
que fluctúan entre 0 y 14. Nos 
indica que los ácidos tienen 
pH menor a 7, y que mientras 
más bajo sea el pH, mayor es la 
concentración de H+; es decir, 
la disolución es más ácida. A 
su vez, señalan que las bases 
tienen pH mayor a 7, y que 
mientras mayor sea el pH, menor 
será la concentración de H+; 
por lo tanto, la disolución es 
más básica. Por otra parte, las 
disoluciones neutras tienen pH 
igual a 7, o sea, no son ácidas 
ni básicas. Como verás en esta 
Unidad, en las disoluciones 
acuosas neutras: [H+] = [OH–]. 
AYUDA
etapas del método científico
1. Planteamiento del problema.
2. Formulación de hipótesis.
3. Procedimiento experimental.
4. Obtención de resultados.
5. Interpretación de resultados.
6. Elaboración de conclusiones.
mateRiales y Reactivos
– 14 vasos de precipitado de 
50 m o 100 m .
– 20 m de leche.
– 20 m de vinagre.
– 20 m de vino blanco.
– Aspirina.
– 20 m de jugo de limón.
– 20 m de bebida gaseosa 
incolora.
– Jabón.
– Detergente.
– Agua destilada.
– 20 m de limpiador de baño.
– 20 m de champú.
– 20 m de antiácido
– Papel pH o pH–metro.
 Medición de pH con papel pH. Medición de pH con pH-metro.
 nidad 1 Reacciones ácido-base 2
 43
Obtención de resultados
Una vez realizada la experiencia, traspasa tus observaciones y resultados a una tabla como 
la siguiente:
Muestra Contenido Observaciones pH Ácido, básico o neutro
 eche
2 Vinagre
3 Vino blanco
4 Aspirina disuelta en agua destilada
5 Jugo de limón
6 Bebida gaseosa incolora
7 Agua jabonosa
8 Detergente disuelto en agua destilada
... ...
 4 Antiácido
Organiza las sustancias en orden decreciente de su acidez según la escala de pH que 
adjuntamos al costado de esta página.
Interpretación de resultados
A partir de la tabla realiza las actividades y responde las preguntas:
a. Haz una lista con las sustancias o mezclas ácidas y otra con las básicas, de acuerdo a tus 
mediciones.
b. ¿Cuál es el rango de pH de las sustancias básicas? ¿Y el de las ácidas?
c. ¿Cuál o cuáles de las sustancias presentan un pH que se puede considerar neutro?
d. Escribe la ecuación de disolución del cloruro de sodio, NaCl, en agua y justificasu pH.
e. Observa el pH de las mezclas limpiadoras y plantea una hipótesis que lo justifique.
f. ¿Cuál es el pH del jugo gástrico? ¿Qué ácido es el responsable?
g. ¿Qué pH tienen los antiácidos? ¿Cómo actúan?
h. Sobre la base de tus interpretaciones de la tabla y de tus conocimientos en el tema, explica 
por qué no existen bebidas gaseosas con pH > 7.
Formulación de hipótesis 
La hipótesis formulada en esta actividad es: en la vida cotidiana nos encontramos con 
sustancias que son ácidos, bases y neutras.
 lanteamiento del problema
Señala cuál es el problema que define esta actividad.
Elaboración de conclusiones
La medición del pH de las disoluciones entrega información relevante acerca de la naturaleza 
y la reactividad de las sustancias químicas; nos indica si son ácidos, bases o sustancias 
neutras.
En esta actividad:
 ¿Identifiqué el problema de 
investigación apropiado para 
esta experiencia?
 ¿Comprendí las ideas 
principales de lo que se 
estudió?
 ¿Establecí una relación entre 
los datos de la tabla, las ideas 
principales de esta experiencia 
y mis conocimientos previos?
Mi ESTADO
Escala de H
pH < 7: ácido
pH = 7: neutro
pH > 7: básico
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 3
Introducción a las reacciones ácido-base
Los ácidos y las bases constituyen dos grupos amplios de compuestos de gran importancia 
tanto en las reacciones químicas como en las bioquímicas, y nos encontramos a diario con 
ellos, ya sea en la alimentación o en los productos que utilizamos en el hogar.
La palabra ácido deriva del latín acidus, que significa “agrio” y se usaba originalmente, desde 
las primeras civilizaciones, para referirse al vinagre. El sabor agrio de los ácidos nos resulta 
agradable en muchos alimentos; en frutas cítricas como el limón, las naranjas y los pomelos 
porque contienen ácido cítrico, C
6
H
8
O
7
; en el vinagre, que se añade como aderezo a las 
ensaladas y que posee ácido acético (o etanoico), CH
3
COOH, o en la vitamina C, C
6
H
8
O
6
; 
también denominada ácido ascórbico y que está presente en muchas frutas y verduras.
Actualmente, la obtención de vinagre o ácido acético se hace del mismo modo que en la 
antigüedad, es decir, a partir de la fermentación de jugos y frutas, especialmente de la uva, con 
la cual se elabora el vino, el que, a su vez, contiene alcohol etílico. En este proceso intervienen 
ciertos microorganismos llamados levaduras o fermentos que transforman el azúcar de las 
frutas en alcohol debido a que producen enzimas que facilitan la siguiente reacción:
 
C
6
H
12
O
6
(ac) Levadura 2 CH
3
CH
2
OH(ac) + 2 CO
2
(g)
Azúcar Alcohol etílico Dióxido de carbono
Luego, el alcohol etílico se oxida con el oxígeno atmosférico produciéndose una disolución 
diluida de ácido acético:
 
CH
3
CH
2
OH(ac) + O
2
(g) CH
3
COOH(ac) + 2 H
2
O(ℓ)
Alcohol etílico Oxígeno Ácido acético Agua
La palabra alkali, que se considera sinónimo de base, tiene su origen en el idioma árabe 
al–qaliy, que significa “cenizas de plantas”, debido a que de ellas se obtenían antiguamente 
los álcalis o bases. El sabor amargo de las bases hace poco habitual su consumo; sin 
embargo, aun cuando la nicotina y la quinina que se agrega al agua tónica contienen bases 
nitrogenadas, mucha gente gusta de estos productos. Son jabonosas al tacto y contrarrestan 
las propiedades características de las disoluciones ácidas. Se emplean en productos de 
limpieza que poseen amoniaco, NH
3
; también para disolver grasas y proteínas y para 
destapar cañerías obstruidas, como ocurre con la soda cáustica o hidróxido de sodio, 
NaOH. Por otra parte, además son bases los medicamentos denominados antiácidos, como 
el carbonato de calcio, CaCO
3
, el hidróxido de magnesio, Mg(OH)
2
, y el bicarbonato de 
sodio, NaHCO
3
.
Desde el punto de vista de la bioquímica, los ácidos y las bases son esenciales para la vida. 
Todos los organismos vivos necesitan controlar la concentración de los ácidos presentes en 
los distintos sustratos para mantener la estructura celular y su funcionamiento. Esto se logra 
por la presencia de disoluciones amortiguadoras de pH, uffers, o tampones, que atenúan 
las fluctuaciones de las concentraciones de ácidos y bases.
Las investigaciones de las propiedades y reacciones de los ácidos y las bases a través del 
tiempo han generado tres grandes teorías sobre estos compuestos: la de Arrhenius, la de 
Brönsted y Lowry y la de Lewis, que veremos con más detalle en esta Unidad. Estas teorías 
han sido fundamentales para comprender e interpretar procesos químicos muy relevantes 
que se engloban bajo el nombre de reacciones ácido-base.
 Otros ácidos muy comunes son los 
ácidos minerales, que son el ácido 
nítrico, HNO
3
; el sulfúrico, H
2
SO
4
, y el 
clorhídrico, HCl, comercialmente 
llamado ácido muriático, y que son 
corrosivos, a menos que estén muy 
diluidos.
Amplian o
MEMORIA
 e las cenizas de las plantas, 
por extracción con agua, se 
obtiene un líquido débilmente 
básico llamado otasa, que 
contiene fundamentalmente 
iones potasio, K+; iones calcio, 
Ca2+, y iones carbonato, 
CO
3
2–. Este líquido, al ser 
tratado con hidróxido de calcio, 
Ca(OH)
2
, también llamado 
“cal apagada”, produce una 
base fuerte denominada 
 otasa cáustica o hidróxido 
de otasio, KOH. La potasa 
cáustica junto con la grasa de 
los animales se ha utilizado 
desde la antigüedad para 
producir jabones en un proceso 
denominado sa onificación.
 nidad 1 Reacciones ácido-base 4
 3 4
Teoría ácido-base de Arrhenius 
Alrededor del año 1800 se inventó la pila eléctrica y, posteriormente, muy cercano a esta 
fecha, se descubrió que tanto los ácidos como las bases eran capaces de conducir la corriente 
eléctrica en disolución acuosa. 
En 1884, Svante Arrhenius planteó una teoría en la que sostenía que ciertas sustancias, 
al disolverse en agua, formaban iones positivos y negativos y que estas disoluciones eran 
capaces de conducir la corriente. A estas sustancias se les denominó electrolitos y a las 
que no conducían la corriente, no electrolitos. Así entonces, los ácidos y las bases fueron 
considerados electrolitos.
Fue entre los años 1880 y 1890 que Arrhenius, mientras trabajaba en su teoría de la disociación 
electrolítica, propuso la primera teoría sobre los ácidos y las bases. ¿En qué consistía? 
Para Arrhenius, un ácido era una sustancia que al disolverse en agua se disociaba y liberaba 
iones hidrógeno H+. Esto se ejemplifica en la siguiente ecuación:
H
x
B
y
 
H
2
O
 X H+(ac) + Y Bx–(ac)
 Ácido Ion hidrógeno
Por su parte, una base era una sustancia que en disolución acuosa generaba iones hidroxilos 
OH–. Observa su representación en la siguiente ecuación:
M(OH)
x
 
H
2
O
 X OH–(ac) + Mx+(ac)
 Base Ion hidroxilo
A continuación, te presentamos algunos ejemplos de disociaciones de ácidos y de bases 
según Arrhenius:
Ácidos
HCl(ac) H+(ac) + Cl–(ac) Ácido clorhídrico
H
2
SO
4
(ac) 2 H+(ac) + SO
4
2–(ac) Ácido sulfúrico
Bases
NaOH(ac) Na+(ac) + OH–(ac) Hidróxido de sodio
Mg(OH)
2
(ac) Mg2+(ac) + 2 OH–(ac) Hidróxido de magnesio
Como mencionamos anteriormente, los ácidos y las bases poseen características químicas 
opuestas; por lo tanto, una reacción entre ellos implica la neutralización de las propiedades 
de ambos. La reacción de neutralización para Arrhenius se reducía a una reacción entre 
un ácido y una base para dar agua más una sal. Así, el ion H+ que libera el ácido se une 
al ion OH– de la base para formar agua: H+(ac) + OH–(ac) H
2
O(ℓ). Por ejemplo, la 
neutralización del ácido clorhídrico con hidróxido de sodio sería: 
HCl(ac) + NaOH(ac) H
2
O(ℓ) + NaCl(ac).
¿Cuáles son las limitaciones de la teoría de Arrhenius? Al postular su teoría sobre los ácidos 
y las bases solo contempló las disoluciones acuosas; por lo tanto, no consideró la posibilidad 
de que existieran ácidos y bases en otros disolventes. Por otra parte, estimó que las bases eran 
sustancias con iones OH– en su formulación; sin embargo,se conocen muchas sustancias que 
son bases, como el amoniaco, NH
3
, que no cumplen con este requisito. Además, hoy sabemos 
que el ion H+ no existe en disoluciones acuosas y que, en estas condiciones, el protón se 
encuentra hidratado como ion hidronio, H
3
O+.
 Svante Arrhenius (1859–1927). 
Químico sueco que en 1903 obtuvo el 
Premio Nobel en Química por su teoría 
de la disociación electrolítica. 
Desarrolló el concepto de energía de 
activación, trabajo a partir del cual 
obtuvo lo que hoy se conoce como la 
ecuación de Arrhenius, que relaciona 
en forma cuantitativa la velocidad de 
una reacción química con la energía de 
activación. Posteriormente, se interesó 
por tópicos como la osmosis, la 
inmunología, la astronomía, las toxinas 
y el origen de la vida. También escribió 
libros de textos relacionados con la 
química teórica, la electroquímica y la 
inmunología.
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 5
El ion hidronio y la autoionización del agua 
Como nuestro interés son los ácidos y las bases en disolución acuosa, estudiaremos las 
propiedades más importantes de este disolvente antes de analizar las nuevas teorías sobre 
ácidos y bases.
El agua pura líquida, debido a que contiene muy pocos iones en disolución, no es un 
electrolito. De hecho, se compone casi exclusivamente de moléculas de H
2
O. Sin embargo, 
en ella ocurre un proceso llamado de autoionización, en el que dos moléculas de agua 
interactúan para producir un ion hidronio H
3
O+ y un ion hidróxido OH–, tal como se 
muestra en la siguiente ecuación y su representación de Lewis:
H
2
O(ℓ) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + OH–(ac)
H O
 
 H
 + 
H O
 
 H
 
H O H
 
 H
+
 + [ O H]–
Como hemos señalado, el ion H+, por ser una partícula pequeña de carga positiva, interactúa 
fuertemente con los electrones no enlazantes de la molécula de agua para formar iones 
hidrógenos hidratados o iones hidronios. La interacción del ion H+ con la red de puentes de 
hidrógeno del agua es compleja; de hecho, el ion H
3
O+ puede formar puentes de hidrógeno 
con otras moléculas de agua. Igualmente, los iones OH– también se asocian a moléculas de 
agua a través de puentes de hidrógeno. 
La reacción de autoionización solo ocurre de manera parcial a temperatura ambiente. 
Aproximadamente, una de cada 109 moléculas de agua está ionizada en un momento dado y 
ninguna permanece en este estado por mucho tiempo. En el agua pura solo existe una muy 
pequeña concentración de iones, por lo que es mala conductora de la electricidad. 
La doble flecha, , de la ecuación anterior representa una situación de equilibrio entre las 
concentraciones de los reactantes y de los productos. Este equilibrio es dinámico, es decir, 
la velocidad de la reacción que ocurre de la izquierda hacia la derecha ( ); es igual a la 
velocidad de la reacción de la derecha hacia la izquierda ( ), y mientras se mantenga el 
equilibrio, las concentraciones de todas las especies que participan en él no cambian. 
Por otra parte, la constante de equilibrio K relaciona las concentraciones de los reactantes y 
de los productos a una temperatura determinada. De este modo, para una reacción general 
del tipo:
aA + bB c C + dD,
la expresión de la constante de equilibrio está dada por:
 ] ]
 ] ]
K =
C D
A B
c d
a b
En ella, las concentraciones de los productos aparecen en el numerador y las concentraciones 
de los reactantes; en el denominador. Cada concentración está elevada a una potencia que 
es igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada. Para las reacciones en 
disolución, las concentraciones en la expresión de K se dan en [mol/L], en cuyo caso la 
constante se escribe como K
c
. 
Los valores de las constantes de equilibrio K
c
 se determinan a partir de datos experimentales 
y solo dependen de la temperatura.
Autoionización del agua
 Estructura del ion hidronio.
O
H
H
H
+
 nidad 1 Reacciones ácido-base 6
 3 4
Definición de la constante de ionización del agua, K
w
 
Retomemos la autoionización del agua. Según la información que ya hemos recabado, la 
expresión de la constante de equilibrio para la ecuación de autoionización es: 
K =
[H O ][OH ]
H O
+ -
2
2
3
 ]
Recordemos que en agua pura a 25 °C, por cada ion H
3
O+ hay un ion OH–, por lo que 
la concentración de ambos es la misma y corresponde a 1·10–7mol/L. Debido a que la 
concentración del agua pura es muy grande (55,5 mol/L) y que en las disoluciones diluidas 
permanece constante, podemos transformar la relación anterior y definir una nueva constante 
que incluye esta concentración y que se conoce como K
w
: K[H
2
O]=K
W
= [H
3
O+] [OH–]
Se denomina K
w
 al producto iónico del agua y su valor es: 
K
W
= [H
3
O+] [OH–] = 1 10–14 (a 25 ºC)
En una disolución neutra, por definición, la concentración de iones será la misma, es decir: 
[ H+] = [OH–]. Por ello, [H
3
O+] [OH–] = X · X = X2 = 1·10–14. Así, el valor de X será:
 [ ] [ ]
 X = 1 10 =1 10
mol
L
= H O = OH-14 7 3
+
Las concentraciones [H
3
O+] y [OH–] se expresan como concentraciones molares, mol/L, y se 
refieren a las concentraciones en el equilibrio. Por otra parte, en la mayoría de las disoluciones 
las concentraciones de estos dos iones no son iguales. Las disoluciones son ácidas si la [H
3
O+] 
es mayor que la del [OH–] o son básicas si la [OH–] es mayor que la del [H
3
O+].
¿Cuál es la importancia de la autoionización del agua? Si en el agua aumenta una de las 
concentraciones de los iones H
3
O+ u OH– por adición de un ácido o una base, la otra debe disminuir 
porque sus concentraciones están reguladas por el equilibrio de autoionización del agua.
1. Si la concentración de una disolución de ácido nítrico, HNO
3
, es 0,1 mol/L, calcula cuál 
será la concentración de iones [OH–] de esta disolución.
 Respuesta. rimero debemos utilizar el producto de ionización del agua que se cumple siempre 
a 25 ºC y considerar que: [H
3
O+] = 0,1 mol/L. or lo tanto, K
w
 = [H
3
O+] [OH–] = 1·10–14 mol/L.
⋅ ⋅
⋅[OH ]=
1 10
[H O ]
=
1 10
0,1
=1 10
mol
L
14
3
+
14
13 
 
 
 La concentración de OH– es 1·10–13 mol/L, y la concentración de H
3
O+ es 1·10–1 mol/L. La 
disolución es ácida porque [H
3
O+] >> [OH–].
2. Si la concentración de una base fuerte como KOH es 0,01 mol/L, ¿cuál será la concentración 
del ion hidronio en la disolución?
 Respuesta. Como K
w
 = [H
3
O+] [OH–] = 1·10–14 mol/L, la de [H
3
O+] será: 
 [H
3
O+]= 
 
 
1 10
1 10
14
2
⋅
⋅
 = 1·10–12 mol
L
. Como [OH–] >> [H
3
O+], la disolución es básica.
A ctividad modelada
El producto iónico del agua, 
K
w
 = [H
3
O+] [OH ] = 1·10 14 (a 
25 ºC), expresa el grado de 
autoionización del agua. 
La disolución es neutra si 
[H
3
O+] = [OH ] = 10 7 mol/L; es 
ácida si [H
3
O+] > 10 7 mol/L, y 
es básica si [H
3
O+] < 10 7 mol/L.
Para GRA AR
1. Calcula la concentración de ion hidronio en una disolución de NaOH 1 10–4 mol/L.
2. Si una disolución contiene una concentración de OH– = 1 10–8 mol/L, ¿será ácida o básica? 
¿Por qué? Explica.
A ctividad propuesta
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 7
Teoría ácido-base de Brönsted y Lowry 
En 1923, Johannes Nicolaus Brönsted, en Dinamarca, y Thomas Martin Lowry, en Inglaterra, 
propusieron en forma simultánea una nueva teoría sobre los ácidos y las bases. Esta era más 
general que la de Arrhenius y no se limitaba solo a disoluciones acuosas y a considerar a las 
bases como compuestos con el ion OH–.
Para estos investigadores, un ácido era una sustancia capaz de ceder uno o más protones 
a cualquier otra especie, y una base, una sustancia que podía aceptar uno o más protones. 
De estas definiciones se deduce que solo se puede hablar de ácido si existe una base capaz de 
aceptar uno o más protones, y de una base si está presente un ácido que entregue protones.
Con esta teoría de transferencia de protones se pueden considerar reacciones ácido-base 
en medios no acuosos, pues en sus definiciones no se menciona ningún medio en particular.Por lo tanto, la teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases incluye a la de Arrhenius y 
la amplía.
Como se observa de sus propias definiciones, los conceptos de Brönsted y Lowry de ácido y 
base están relacionados entre sí, ya que para que una molécula ceda un protón, es decir, se 
comporte como un ácido, debe haber necesariamente otra que lo acepte, o sea, se comporte 
como una base. Así, cuando un ácido libera protones se forma una nueva especie llamada 
base conjugada del ácido. Del mismo modo, cuando una base capta protones se forma un 
ácido conjugado de la base. Esto se puede representar de la siguiente manera:
Ácido (1) + Base (2) Base conjugada (1) + Ácido conjugado (2)
Si consideramos este comportamiento, un ácido podría ser un compuesto neutro, un catión 
o un anión, y una base, una sustancia neutra o una sustancia aniónica. Veamos un ejemplo 
de cada uno.
 Ácido como compuesto neutro: ácido clorhídrico, HCl.
HCl(g) + H
2
O(ℓ) Cl–(ac) + H
3
O+(ac)
Ácido clorhídrico Agua Ion cloruro Ion hidronio
Ácido Base Base conjugada
Ácido 
conjugado
En esta ecuación se coloca una flecha. El equilibrio está completamente desplazado hacia 
la derecha; es decir, el ácido se disocia completamente.
 Ácido como catión: ion amonio, NH
4
+.
NH
4
+(ac) + H
2
O(ℓ) NH
3
(g) + H
3
O+(ac)
Ion amonio Agua Amoniaco Ion hidronio
Ácido Base Base conjugada
Ácido 
conjugado
La doble flecha indica que existe un equilibrio y que el ion NH
4
+ solo se disocia 
parcialmente.
Amplian o
MEMORIA
Johannes Nicolaus Brönsted 
(1879–1947). Físico–químico 
danés. Recibió su título de 
ingeniero en 1899 y obtuvo 
su doctorado en 1908 en la 
Universidad de Copenhague. 
Siendo muy joven, fue 
nombrado profesor de química 
inorgánica y de fisicoquímica 
en la misma universidad. En 
1923, simultáneamente con el 
químico inglés Thomas Martin 
Lowry, propuso su teoría 
protónica sobre los ácidos y las 
bases, que junto con la teoría 
electrónica de Gilbert N. Lewis 
se utilizan en la actualidad. 
En su época fue conocido por 
sus trabajos sobre catálisis 
por ácidos y bases. urante la 
Segunda Guerra Mundial se 
opuso tenazmente al nazismo 
y en 1947, el mismo año de 
su fallecimiento, fue elegido 
miembro del Parlamento de 
su país.
 nidad 1 Reacciones ácido-base 8
 3 4
Un par de compuestos que difieren entre sí por la presencia de un protón se denomina 
par ácido-base conjugado. Ejemplos de estos pares son el par NH
4
+/NH
3
, en donde el 
amoniaco es la base conjugada del ion amonio, y el par H
3
O+/H
2
O, donde el agua es la 
base conjugada del ion hidronio. Todas las reacciones ácido-base, según esta teoría, pueden 
analizarse utilizando el concepto par ácido-base conjugado.
Otro punto importante de mencionar es que existen sustancias que pueden actuar tanto 
como ácido o como base; es decir, pueden ceder o captar un protón, H+, dependiendo de 
las propiedades químicas de la sustancia con la que reaccionan. Esta sustancias se llaman 
anfipróticas o anfóteros (ver yuda) y un ejemplo de ellas es el H
2
O: frente a un ácido como 
el HCl se comporta como base aceptando un H+ y formando el ion hidronio, H
3
O+, y, en 
cambio, frente a una base como el amoniaco se comporta como un ácido, cediendo un H+ 
y formando el ion OH–.
Un ejemplo de una sustancia 
anfiprótica muy común es el 
ion carbonato ácido, HCO
3
–, 
que contiene el bicarbonato de 
sodio NaHCO
3
. El HCO
3
– puede 
ceder un H+ y actuar como 
ácido, o captar un H+ y operar 
como base. Frente a un ácido 
como el ácido acético funciona 
como base:
HCO
3
– + HAc H
2
CO
3
 + Ac–
y frente a una base como el ion 
OH– cede un H+:
HCO
3
–+ OH– CO
3
2–+ H
2
O
AYUDA
 Ácido como anión: ion fosfato diácido, H
2
PO
4
–.
H
2
PO
4
– (ac) + H
2
O(ℓ) HPO
4
2–(ac) + H
3
O+(ac)
Ion fosfato diácido Agua
Ion fosfato 
monoácido
Ion hidronio
Ácido Base Base conjugada
Ácido 
conjugado
 Base como una sustancia aniónica: ion cianuro, CN–. 
CN– (ac) + H
2
O(ℓ) HCN(ac) + OH–(ac)
Ion cianuro Agua Ácido cianhídrico Ion hidroxilo
Base Ácido Ácido conjugado
Base 
conjugada
 Base como una sustancia neutra: amoniaco, NH
3
.
NH
3
(ac) + H
2
O(ℓ) NH
4
+(ac) + OH– (ac)
Amoniaco Agua Ion amonio Ion hidroxilo
Base Ácido Ácido conjugado
Base 
conjugada
1. Compara las teorías de Arrhenius y de Brönsted y Lowry y plantea las principales 
diferencias y similitudes que existen entre ellas.
2. El HF muestra un carácter ácido. ¿Cuál es su base conjugada? Explica.
A ctividad propuesta
+
+ +H O P O H
–
O
O
H O P O H
2–
O
O
H
O
H H
O
H
H
+ +H
O
H
–
H O C N
–
H C N
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 9
La fuerza relativa de los ácidos y las bases 
Frente al agua, algunos ácidos son mejores dadores de H+ que otros; igualmente, hay bases 
mejores aceptoras de H+ que otras. Los ácidos y bases que en agua se ionizan completamente 
son fuertes. Los ácidos y las bases que solo lo hacen de manera parcial son débiles.
Veamos el caso de un ácido fuerte, el HCl. En agua, este ácido se disocia completamente y genera 
iones H
3
O+ y iones Cl–. No existe en disolución la molécula de HCl. Veamos su ecuación química:
HCl
 
(g) + H
2
O(ℓ) Cl–(ac)
 
+ H
3
O+(ac)
En esta reacción, el equilibrio está completamente desplazado hacia la derecha porque la 
reacción en sentido contrario no ocurre. Cuando se prepara una disolución 1 mol/L de HCl, 
las concentraciones de iones H
3
O+ y de iones Cl– que se generan es de 1 mol/L. Lo mismo 
ocurre con una base fuerte como el hidróxido de sodio, NaOH:
NaOH(s) + H
2
O(ℓ) Na+(ac) + OH–(ac) + H
2
O(ℓ)
Por otra parte, el ácido acético, CH
3
OOH, es un ácido débil porque solo se ioniza en una 
pequeña extensión. Veamos su ecuación:
CH
3
COOH(ac) + H
2
O(ℓ) 
 
 CH
3
COO–(ac) + H
3
O+(ac)
Ácido Base Base conjugada Ácido conjugado
Para el caso de una base débil, tenemos como ejemplo el ion carbonato, CO
3
2–:
CO
3
2–(ac) + H
2
O(ℓ) HCO
3
–(ac) + OH–(ac)
 Base Ácido Ácido conjugado Base conjugada
Existen diversos ácidos y bases fuertes; los más comunes se muestran en la tabla al costado de 
esta página. Sin embargo, la mayoría de los ácidos y de las bases son débiles, pues se disocian 
en menos de 10 %. Este porcentaje corresponde a la relación que existe entre la concentración 
inicial del ácido o base débil y la concentración de la especie conjugada respectiva, la que 
se conoce como grado de disociación. Este valor se determina de manera experimental al 
variar la concentración del ácido y la base por medio de técnicas electroanalíticas, como la 
conductimetría, que determina la cantidad de iones presentes en la disolución.
La fuerza relativa, es decir, la capacidad de disociarse de los ácidos y las bases débiles, puede 
expresarse a través de la constante de equilibrio. Para un ácido débil, HA, que se disocia en 
agua de acuerdo a la ecuación:
HA(ac) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + A–(ac)
la expresión de la constante es: K =
[H O ][A ]
[HA][H O]
3
+ –
2
La concentración del agua se puede considerar constante y definir una nueva constante, 
K
a
 = K [H
2
O], llamada constante de acidez:
 ]
 
K =
[H O ][A ]
HAa
3
+
Una base débil, B, a su vez, se disocia según la siguiente ecuación:
B(ac) + H
2
O(ℓ) BH+(ac) + OH–(ac)
La expresión de la constante de equilibrio K
b
, constante de basicidad, es: 
 ]
 
K =
[BH ][OH ]
Bb
+
Las concentraciones en la expresión de las constantes K
a
 y K
b
 se refieren a los valores de ellas 
en el equilibrio. Mientras mayor sea el valor de las constantes, el equilibrio se desplaza en 
favor de la disociación del ácido o la base.
Ácidos fuertes
Ácido clorhídrico, HCl
Ácido nítrico, HNO
3
Ácido sulfúrico, H
2
SO
4
Ácido clórico, HClO
3
Ácido perclórico, HClO
4
Bases fuertes
Hidróxidos del grupo 1 (alcalinos): 
de litio; iOH; de sodio, NaOH; de 
potasio, KOH. 
Hidróxidos del grupo 2 (alcalinos 
térreos): de estroncio, Sr(OH)
2
; de 
bario, Ba(OH)
2
; de calcio, Ca(OH)
2
; 
de magnesio, Mg(OH)2
.
Ácidos y bases 
fuertes comunes
 nidad 1 Reacciones ácido-base 20
 3 4
Relación entre K
a
, K
b
 y K
W
 
Hemos revisado que tanto el agua como los ácidos y las bases débiles poseen una constante 
que hace referencia a su grado de ionización en disolución. Estas, a su vez, están relacionadas 
entre sí. ¿Cómo? Veamos.
La constante de acidez, K
a
, es una constante de equilibrio para la ionización de un ácido 
débil y también se conoce como constante de disociación ácida. Por su parte, la constante de 
basicidad, K
b
, es una constante que indica una reacción de ionización de una base débil en la 
que dicha base reacciona con el H
2
O para formar el ácido conjugado correspondiente y OH–.
Si analizamos las expresiones de las constantes K
a
 y K
b
 de un ácido débil y su base conjugada, 
tenemos que:
HA(ac) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + A–(ac)⇒
 
K =
[H O ][A ]
[HA]
; Ka
+
3
 A–(ac) + H
2
O(ℓ) HA(ac) + OH–(ac) ⇒
 
 
; K =
[HA][OH ]
[A ]b
Ahora, al reorganizar la ecuación de K
a
 nos queda:
 
[HA]
[A ]
=
[H O ]
K
3
+
a
Esto lo reemplazamos en la ecuación del equilibrio de K
b
 y queda:
 
 
 
K =
[HA][OH ]
[A ]
=
[H O ][OH ]
Kb
3
+
a
Así, tenemos que:
K
b
 · K
a
 = [H
3
O+][OH–]=K
w
Esta relación es muy importante porque nos afirma que el producto de la constante de 
disociación de un ácido, K
a
, por la constante de disociación de su base conjugada, K
b
, es igual 
al producto iónico del agua, K
w
.
En términos prácticos, ¿qué significa esta expresión? Lo anterior implica que si conocemos 
un valor de la constante de disociación de un par ácido-base, podemos calcular el otro 
fácilmente. Por ejemplo, si sabemos que la K
a
 del ácido acético, H
3
CCOOH, es 1,8·10–5, el 
valor de K
b 
del acetato, H
3
CCOO–, será: 
 
⋅
⋅
 ⋅
 
 
 K = K
K
1,0 10
1,8 10
5,6 10b
a
14
5
10w
De esta manera, a medida que aumenta la fuerza de un ácido, es decir, su K
a
 es más grande, 
la fuerza de su base conjugada debe disminuir, o sea, K
b
 es más pequeña, de tal forma 
que el producto K
a
 · K
b
 sea igual a 1,0·10–14 a 25 °C. Esta relación solo se aplica a los pares 
ácido-base conjugados.
1. Calcula las constantes de disociación ácida o básica según se indique en cada caso:
a. Constante de disociación básica para el ion fluoruro, F–, si la K
a
 del ácido débil HF es 
6,8·10–4.
b. Constante de disociación ácida para el ion amonio, NH
4
+, si la K
b
 del NH
3
 es 1,8·10–5.
2. A partir de la ecuación de la segunda disociación del ácido fosfórico, establece que se 
cumple lo siguiente: K
a2
 ∙ K
b2
 = K
w
 PO PO + O
2 4 4
2
3
+(ac) (ac) (ac) 
A ctividad propuesta
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 2 
Fuerza de ácidos y bases conjugadas 
A continuación, te presentamos una tabla con los valores de K
a
 de algunos ácidos débiles y 
los valores de K
b
 de las bases conjugadas correspondientes. En ella se indica la fuerza relativa 
tanto de los ácidos como de las bases.
1. Plantea la ecuación de disociación del ácido fórmico en 
agua y señala los pares ácido-base conjugada y base–
ácido conjugado. ¿Cuál sería la constante K
a
 de este ácido? 
Demuestra que K
a
 de este ácido es K
w
/K
b
.
2. Escribe la ecuación del ion cianuro CN– con agua y señala los 
pares ácido-base conjugada y base–ácido conjugado en esta. 
¿Qué especie es más fuerte, el CN– como base o el HCN como 
ácido? Explica.
3. Analiza y explica con dos ecuaciones por qué el ion HS– es 
anfiprótico.
4. Los siguientes diagramas representan disoluciones acuosas 
de tres ácidos: HX, HY y HZ. Las moléculas de agua se 
omitieron y el protón hidratado se muestra como una esfera 
sencilla en lugar de un ion hidronio.
a. ¿Cuál de los ácidos es un ácido fuerte? Explica.
b. ¿Qué ácido tendría la constante de acidez más pequeña? 
Fundamenta.
A ctividad propuesta
Observa en la tabla de ácidos débiles el ácido sulfuroso. Este es el más fuerte (menos débil), 
es decir, el que se disocia más, y su base conjugada es la más débil, pues tiene muy poca 
tendencia a recuperar el ion H+. De acuerdo a esta información podemos aseverar que 
mientras más fuerte es el ácido, más débil es la base conjugada.
Veamos ahora lo que ocurre con las bases conjugadas. Si la base es relativamente fuerte, 
como el ion carbonato, CO
3
2–, el ácido conjugado será débil, como el HCO
3
–, que tiene muy 
poca tendencia a ceder el protón. Es decir, mientras más fuerte sea la base, más débil 
será el ácido conjugado de esa base, y mientras más fuerte sea la base, más débil será el 
ácido conjugado. Los valores de las constantes de disociación de los ácidos y las bases se 
encuentran entre 0 < K < 1.
Ácidos Bases conjugadas
Nombre Fórmula Ka Fórmula Kb
Sulfuroso H
2
SO
3
1,2 · 10–2 HSO
3
– 8,3 · 10–13
Ion sulfato ácido HSO
4
– 1,2 · 10–2 SO
4
2– 8,3 · 10–13
Fosfórico H
3
PO
4
7,5 · 10–3 H
2
PO
4
– 1,3 · 10–12
Nitroso HNO
2
7,2 · 10–4 NO
2
– 1,4 · 10–11
Ácido fluorhídrico HF 7,2 · 10–4 F– 1,4 · 10–11
Fórmico HCOOH 1,8 · 10–4 HCOO– 5,6 · 10–11
Acético CH
3
COOH 1,8 · 10–5 CH
3
COO– 5,6 · 10–10
Carbónico H
2
CO
3
4,2 · 10–7 HCO
3
– 2,4 · 10–8
Sulfuro de dihidrógeno H
2
S 1,0 · 10–7 HS– 1,0 · 10–7
Hipocloroso HClO 3,5 · 10–8 ClO– 2,9 · 10–7
Bórico H
3
BO
3
7,3 · 10–10 H
2
BO
3
– 1,4 · 10–5
Ion amonio NH
4
+ 5,6 · 10–10 NH
3
1,8 · 10–5
Cianuro de hidrógeno HCN 4,0 · 10–10 CN– 2,5 · 10–5
Ion carbonato ácido HCO
3
– 4,8 · 10–11 CO
3
2– 2,1 · 10–4
Ion sulfuro de hidrógeno HS– 1,3 · 10–13 S2– 7,7 · 10–2
Fu
er
za
 c
re
ci
en
te
 á
ci
do
s
Fuerza creciente bases
–
–
HX –
––
– –
–
––
++
+ +
+
++
+
+
+
HY
–
–
–
+
+
+
HZ
 nidad 1 Reacciones ácido-base 22
 3 4
Teoría ácido-base de Lewis 
La teoría Brönsted y Lowry ha sido y es utilizada ampliamente. Sin embargo, es una teoría 
restringida, pues considera que son ácidos solamente las especies dadoras de ion H+ y que 
son bases las aceptoras de iones H+.
En 1923, Gilbert Newton Lewis, un famoso químico de la Universidad de Calfornia, 
Berkeley, propuso una teoría más amplia para describir los ácidos y las bases. Lewis, en 
su teoría, se basó en la estructura y en los enlaces de los compuestos, y en ella plantea que:
 Un ácido es un ion o una molécula que tiene un orbital desocupado, por lo que puede 
aceptar un par de electrones, y cuando lo hace forma un enlace nuevo.
 Una base es cualquier especie capaz de donar un par de electrones porque posee un par 
de electrones no compartidos o “solitarios”, y al hacerlo forma un enlace nuevo.
 La neutralización consiste en compartir el par de electrones entre la base y el ácido para 
formar un enlace covalente coordinado en una nueva especie denominada compuesto 
aducto. Esta se puede representar de la siguiente manera:
A + :B A:B
Ácido Base Base conjugada
En la teoría de Brönsted y Lowry, una base es un aceptor de protones y según Lewis es un 
donador de un par de electrones; por lo tanto, una base sigue considerándose como tal en 
ambos casos. Sin embargo, de acuerdo con Lewis, una base puede donar sus electrones a 
una especie distinta de H+; por consiguiente, aumenta notablemente la cantidad de especies 
que se pueden considerar ácidas.
Ácidos de ewis
Existen varias especies que pueden actuar como ácidos de Lewis (ver mpliando memoria). 
A continuación, te presentamos tres ejemplos: cationes; átomos, iones o moléculas con un 
octeto de electrones incompleto, y compuestos con doble enlace cuyos átomos enlazantes 
poseen distinta electronegatividad. 
Amplian o
MEMORIA
Los ácidos de Lewis, tales 
como el cloruro de aluminio, el 
trifluoruro de boro, el cloruro 
estánico, el cloruro de cinc y el 
cloruro férrico son catalizadores 
sumamente importantes de 
ciertas reacciones orgánicas. 
También pueden influir en 
actividades como la agricultura, 
al mejorar el desarrollo y la 
calidad de los cultivos. Por 
ejemplo, el ácido bórico, que 
contribuye con la absorción de 
calcio por parte de las plantas 
permite el crecimiento de lascélulas vegetales y estabiliza la 
pared celular.
 Cationes.
En general, todos los cationes de los metales de transición son ácidos de Lewis; por 
ejemplo, Cu2+, Fe2+, Fe3+, Al3+. Veamos la reacción del catión Al3+ en disolución acuosa:
Al3+(ac) + 6 H
2
O (ℓ) Al(H
2
O)
6
3+ (ac)
 O
H
Al3+
H
 
 
Al
 
H
2
O
H
2
O
H
2
O
H
2
O
OH
2
OH
2
El dador de electrones, en este caso, es el agua (base de Lewis) y el catión Al3+ acepta 
electrones (ácido de Lewis). De esta reacción se obtiene un complejo de aluminio 
hexahidratado.
Ejemplo 1
Ácido de ewis
Base de ewis
Complejo 
hexahidratado
 Gilbert Newton Lewis. Nació el 23 de 
octubre de 1875 en Weymouth, 
Massachusetts. Estudió en la 
Universidad de Harvard, donde obtuvo 
el grado de doctor en Química en 1899 
y ejerció como docente. 
Posteriormente, fue profesor en la 
Universidad de Berkeley, California, 
donde se desempeñó como decano. 
Hizo enormes aportes a la 
termodinámica gracias a sus 
determinaciones de diversas 
constantes termodinámicas de los 
elementos, cuyos valores su emplean 
hasta hoy en día, como potenciales de 
electrodo estándares y energía libre. 
Sin embargo, su mayor contribución fue 
su definición de ácido y base y su teoría 
sobre los enlaces químicos y el 
ordenamiento de los electrones en 
torno al núcleo.
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 23
 Átomos, iones o moléculas con un octeto de electrones incompleto.
Un átomo, ion o molécula con un octeto de electrones incompleto puede actuar también 
como ácido de Lewis. Ejemplos de estos ácidos son el trifluoruro de boro, BF
3
, y el 
trifluoruro de aluminio, AlF
3
.
 NH
3
 + BF
3
 BF
3
NH
3
 H
 
H N
 
 H
 + 
 F
 
B F 
 
 F
 
 + –
N B
F
F
F
H
H
H
El átomo de boro en la molécula de BF
3
 tiene una hibridación sp2, la que deja un orbital 2p 
vacío y permite que el BF
3
 actúe como aceptor de un par de electrones o ácido de Lewis. El 
trifluoruro de boro puede entonces reaccionar con bases de Lewis, tal como el amoniaco, 
y formar un complejo estable en que todos los átomos presentan la capa de electrones de 
valencia completa.
Ejemplo 2
 Algunos compuestos con doble enlace.
Son ácidos de Lewis compuestos con doble enlace en que los átomos de este enlace 
tienen distinta electronegatividad. Por ejemplo, el dióxido de carbono, CO
2
, en que el 
oxígeno tiene una electronegatividad mayor que el carbono. En la reacción con agua, el 
CO
2
(g) actúa como un ácido de Lewis:
CO
2
(g) + H
2
O(ℓ) H
2
CO
3
(ac)
En el curso de esta reacción, el CO
2
 funciona como ácido de Lewis y el agua como base 
de Lewis. Analicemos esto utilizando la siguiente representación:
O C O
 O
H H
O
O C
 O
H H
O H
O H
O C 
+
–
En la reacción, la molécula de H
2
O actúa como dadora de un par de electrones, es decir, 
como base de Lewis, y el aceptor del par de electrones es el átomo de carbono en la 
molécula de CO
2
. Cuando el carbono adquiere el par de electrones se rompe un doble 
enlace, y, como lo muestra el esquema, en la especie intermedia uno de los átomos de 
oxígeno adquiere una carga positiva y el otro una carga negativa. Luego, se transfiere 
uno de los iones H+ hacia el oxígeno con carga negativa quedando los dos oxígenos 
eléctricamente neutros. El resultado neto de la reacción es la formación de ácido 
carbónico, H
2
CO
3
.
Ejemplo 3
+
–
Amplian o
MEMORIA
Algunos contaminantes de la 
atmósfera, tales como óxidos de 
nitrógeno y dióxido de azufre, 
SO
2
(g), que se producen por la 
combustión de los combustibles 
fósiles, son causantes de un 
aumento de la acidez natural 
de la lluvia. Producen la 
llamada “ uvia ácida”, la que 
tiene efectos dañinos sobre las 
plantas, suelos y aguas. Estos 
óxidos son ácidos de Lewis, 
porque, por ejemplo, el azufre, 
S, del SO
2
(g) puede aceptar un 
par de electrones del agua y 
formar el H
2
SO
3
, el que luego se 
oxida a ácido sulfúrico, H
2
SO
4
, 
un ácido fuerte:
Dióxido de azufre Agua
Ácido sulfuroso
Ácido sulfúrico
 O
 
 S
 O
+ H O
 
 
H
 O
 
H O S O H
 O
 
H O S O H
 O
δ+δ–
+
 nidad 1 Reacciones ácido-base 24
 3 4
Bases de ewis
Entre las especies que pueden actuar como bases de Lewis existen muchos compuestos con 
pares de electrones no compartidos. Algunos ejemplos son el amoniaco, el ion cianuro y el 
ion hidroxilo y puedes verlos al costado de esta página.
El ion hidroxilo, OH–, se une fácilmente a los iones metálicos y forma hidróxidos. Algunos 
de estos hidróxidos son anfóteros; es decir, pueden actuar como ácidos o como bases. Esta 
propiedad permite que los hidróxidos insolubles en agua se disuelvan ya sea cuando se les 
agrega un ácido o una base. Veamos un ejemplo de un hidróxido anfótero: el hidróxido de 
cinc, Zn(OH)
2
:
 Reacción como base frente al ion hidronio, H
3
O+, para dar ion Zn2+ y agua:
Zn(OH)
2
 (s) + 2 H
3
O+(ac) Zn2+(ac) + 4 H
2
O(ℓ)
 Reacción como ácido frente al ion hidroxilo, OH–, para dar el ion complejo tetrahidroxido 
de cinc, [Zn(OH)
4
]2–:
Zn(OH)
2
 (s) + 2 OH–(ac) [Zn(OH)
4
]2–(ac)
Predice cuál de las siguientes especies químicas pueden actuar como bases de Lewis: F–, Al3+, 
H
2
S, CH
4
.
Respuesta. ara saber si estas moléculas poseen un par de electrones no compartidos, es 
conveniente dibujar la estructura de Lewis de ellas:
 H
H C H
 H
F Al S
H H
Ion fluoruro Ion aluminio Sulfuro de 
dihidrógeno
Metano
– 3+
Con las estructuras de Lewis ya establecidas puedes fijarte en los pares de electrones de cada especie 
química. Así se puede determinar que el ion fluoruro y el sulfuro de dihidrógeno o ácido sulfhídrico 
pueden actuar como bases de Lewis porque tienen pares de electrones no compartidos.
A ctividad modelada
1. Clasifica las siguientes especies químicas en ácidos o bases de Lewis:
a. Sulfuro de dihidrógeno, H
2
S.
b. Ion plata, Ag+.
c. Amoniaco, NH
3
.
d. Ion nitrito, NO
2
–.
e. Ion O
2
–.
2. Analiza la siguiente afirmación: “Una sustancia que es un ácido de Lewis será 
necesariamente una base de Brönsted y Lowry y un ácido de Arrhenius”. ¿Es verdadera 
esta afirmación? Explica y fundamenta tu respuesta.
3. Identifica el ácido y la base de Lewis entre los reactantes de cada una de las siguientes 
reacciones:
a. CN–(ac) + H
2
O(ℓ) HCN(ac) + OH–(ac)
b. (CH
3
)
3
N(g) + BF
3
(g) (CH
3
)
3
NBF
3
(s)
4. Predice, para cada par de sustancias, cuál de ellas producirá una disolución acuosa más 
ácida. Explica tu respuesta.
a. K+ o Cu2+. b. Fe2+ o Fe3+. c. Al3+ o Ga3+. 
A ctividad propuesta
H N H
 
 H
Amoniaco
[ C N ]–
Ion cianuro
[ O H]–
Ion hidroxilo
Compuestos con pares de 
electrones no compartidos
H
HH
N
C N
O
H
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 25
 aliza do disco 
Evaluació de proceso
I. Marca la alternativa que consideres correcta.
Teoría ácido-base de Brönsted y Lowry
1. ¿Cuál o cuáles de las siguientes especies químicas son 
ácidos de acuerdo con Brönsted y Lowry?
I. H
2
S
II. S2–
III. H
2
SO
4
IV. NO
3
–
V. H
2
CO
3
A. Solo I y II
B. Solo I y III
C. Solo III y V
D. Solo II y IV
E. Solo I, III y V
2. ¿Cuál es el ácido conjugado de HS– según Brönsted y 
Lowry?
A. S2–
B. H+
C. H
2
S
D. H
2
O
E. HSO
4
2–
3. ¿Cuál de estas sustancias es anfotérica o anfiprótica?
A. HS–
B. Br–
C. HBr
D. H
2
S
E. CO
3
2–
4. ¿En cuál de estas reacciones el agua actúa 
exclusivamente como base de Brönsted–Lowry?
A. H
2
SO
4
(ac) + H
2
O(ℓ) HSO
4
–(ac) + H
3
O+(ac)
B. NH
3
(g) + H
2
O(ℓ) NH
4
+(ac) + OH–(ac)
C. CH
3
COO–(ac) + H
2
O(ℓ) CH
3
COOH(ac) + OH–(ac)
D. H
2
O(ℓ) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + OH–(ac)
E. Br–(ac) + H
2
O(ℓ) HBr(ac) + OH–(ac)
5. ara la reacción:
NH
3
(g) + H
2
O(ℓ) NH
4
+(ac) + OH–(ac)
¿cuál es el par ácido-base conjugado que se forma?
A. NH
3
(g) / NH
4
+(ac)
B. H
2
O(ℓ) / OH–(ac) 
C. H
2
O(ℓ) / NH
3
(g)
D. NH
3
(g) / OH–(ac)
E. NH
4
+(ac) / OH–(ac)
Fuerzas de ácidos y bases
6. ¿Qué grupo de compuestos corresponde solamente a 
bases fuertes?A. KOH, Ca(OH)
2
 y CH
3
OH
B. KOH, NaOH y LiOH
C. LiH, Ca(OH)
2
, y C
2
H
4
(OH)
2
D. NaOH, Ca(OH)
2
, y CH
3
COOH
E. NaOH, H
2
O y HCN
7. En una disolución, la concentración de H+ es 
1∙10–2 mol L–1. ¿Cuál es la concentración de OH– en 
esta disolución?
A. 1·10–2 mol L–1
B. 1·10–7 mol L–1
C. 1·10–12 mol L–1
D. 1·10–14 mol L–1
E. 1·10–5 mol L–1
8. ¿Cuál de estas disoluciones tiene el pH más bajo? 
A. NaOH 0,1 mol L–1 
B. CH
3
OH 0,1 mol L–1 
C. NaCl 0,1 mol L–1 
D. HCl 0,1 mol L–1 
E. CH
3
COOH 0,1 mol L–1 
Teoría ácido-base de Lewis
9. ¿Cuál de las siguientes especies corresponde a un 
ácido de Lewis?
A. Catión Cu2+
B. Catión K+
C. Anión Cl–
D. Anión S2–
E. Agua
 nidad 1 Reacciones ácido-base 26
 43
10. ¿Cuál de las siguientes moléculas o iones puede 
reaccionar como una base de Lewis?
I. NH
3
II. Ag+
III. Ni2+
IV. H
2
O
V. SO
2
A. Solo III
B. Solo I y II
C. Solo II y IV 
D. Solo I, IV y V
E. Solo I y IV
11. ¿Cuál de las siguientes alternativas entrega una razón 
por la cual una molécula puede ser una base según la 
teoría de Lewis?
A. Posee un orbital libre.
B. Puede formar puentes de hidrógeno.
C. Tiene electrones para compartir.
D. Puede formar enlaces covalentes.
E. Tiene todas sus capas completas.
Anota el nivel de logro de tus aprendizajes de la Unidad según 
la categoría de desempeño dada: 
 . Por lograr; 2. Medianamente logrado; 3. Logrado.
 Comprendí la definición de ácidos y bases según Brönsted 
y owry.
(Preguntas 1 a la 5)
 Apliqué la relación que existe entre las teorías ácido-base 
y la fuerza relativa de estas especies.
(Preguntas 6 a la 8)
 Comprendí que la teoría ácido-base de ewis se relaciona 
por la capacidad de ceder y aceptar electrones de las 
moléculas.
(Preguntas 9 a la 14)
 Comprendí la generalización hecha por Brönsted y owry a 
la teoría ácido-base.
(Preguntas 12 y 15)
 Analicé la información de una ecuación química y logré 
determinar los pares conjugados de ácidos y bases. 
(Pregunta 13)
Mi ESTADO
II. Desarrolla y responde las siguientes preguntas:
12. Señala con tus propias palabras por qué la teoría 
ácido-base de Arrhenius fue superada por la teoría de 
Brönsted y Lowry, y esta, a su vez, por la de Lewis.
13. Identifica los pares ácido-base conjugados en las 
siguientes reacciones:
A. NH
4
+(ac) + OH–(ac) NH
3
(ac) + H
2
O(ℓ)
B. HBr(ac) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + Br–(ac)
C. CO
3
2–(ac) + H
2
O(ℓ) HCO
3
–(ac) + OH–(ac)
D. HSO
4
–(ac) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + SO
4
2–(ac)
14. Explica la formación del compuesto de coordinación 
Cu(H
2
O)
5
2+ utilizando la teoría ácido-base de Lewis. 
15. Al igual que los ácidos y bases descritos por 
Arrhenius, las sales también se comportan como 
electrolitos. Escribe la ecuación de disociación de las 
siguientes sales en agua:
A. Cloruro de sodio, NaCl
B. Cloruro de calcio, CaCl
2
C. Sulfato de cobre, CuSO
4
D. Hidróxido de sodio, NaOH
E. Bicarbonato de sodio, NaHCO
3
F. Fosfito de potasio, K
2
HPO
3
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 27
El pH y el pOH
Hemos revisado las teorías ácido-base y la expresión de sus respectivas constantes 
de ionización. Un aspecto que debemos conocer también es cómo se expresan las 
concentraciones de los iones H+ y OH–.
Como habrás notado, las concentraciones en mol/L de iones H+ o H
3
O+ (que se utilizan 
indistintamente) y de iones OH– corresponden a números muy pequeños y exponenciales. 
Para facilitar la expresión de estas concentraciones, es decir, de la acidez o de la basicidad 
de una disolución acuosa, los químicos han adoptado una forma equivalente tal que la 
concentración de H+ o H
3
O+ se expresa en términos de pH, que se define como el logaritmo 
negativo en base 10 de la concentración de H+ o H
3
O+ (ver yuda).
En las definiciones de pH, la letra p expresa la función –log. Así, tenemos que:
pH = – log [H
3
O+]
En forma similar, la concentración de OH– de una disolución se expresa en términos de 
pOH, que corresponde al valor del logaritmo negativo en base 10 de la concentración de 
OH–. Se expresa de la siguiente forma:
pOH = – log [OH–]
Por otra parte, si conocemos el pH de una disolución, podemos expresar la concentración 
de iones H
3
O+ como un número exponencial en base 10 cuyo exponente es –pH. De este 
modo, la expresión se formula de la siguiente manera:
[H
3
O+] = 10–pH
Así, tenemos que: si el pH = 2, la concentración de iones H
3
O+ = 10–2 mol/L.
 si el pH = 5, la concentración de iones H
3
O+ = 10–5 mol/L. 
 si el pH = 8,3, la concentración de iones H
3
O+ = 10–8,3 mol/L.
 si el pH = 10, la concentración de iones H
3
O+ = 10–10 mol/L.
El pH corresponde al valor, con signo opuesto, del exponente de la potencia de 10 que 
expresa la concentración molar de iones H
3
O+. Puedes ejercitar estos cálculos en las 
siguientes actividades.
El logaritmo en base 10 de un 
número es la potencia a la que 
se debe elevar 10 para obtener 
dicho número.
El logaritmo de un número 
menor que 1 siempre será 
negativo.
log x = n ⇒ x = 10n.
Número logaritmo
1000 log 103 3
100 log 102 2
10 log 101 1
1 log100 0
0,1 log 10–1 –1
0,01 log 10–2 –2
0,001 log 10–3 –3
Para obtener el logaritmo de 
números distintos a una simple 
potencia de 10 recurrimos a una 
calculadora o a una tabla de 
logaritmos.
AYUDA
1. Calcula el logaritmo en base 10 de los siguientes números: 0,02; 2,5·10–3; 3·10–5.
2. Calcula el antilogaritmo de: –4,5; 3,0; –5,8; –9.
A ctividad propuesta
1. Calcula el logaritmo en base 10 de los siguientes números: 6300; 63; 5,16 y 0,00573.
Respuesta. En algunas calculadoras se ingresa el número y luego la función “log”. En otras, es 
al revés, se coloca primero la función “log”, después el número y el signo igual. Verifica cómo 
funciona la tuya. Las soluciones son las siguientes: log 6300 = 3,8; log 63 = 1,8; log 5,16 = 0,7126; 
log 0,00573 = –2,242.
2. Calcula la concentración en mol/L de iones H
3
O+ de una disolución cuyo pH es 3,3.
Respuesta. Si el pH es 3,3, implica que: –log [ H
3
O+] = 3,3, y que log [ H
3
O+] = –3,3. Entonces, 
[H
3
O+] es el antilogaritmo de –3,3, lo que corresponde a 5,012·10–4 mol/L. ara obtener el 
antilogaritmo de un número se utiliza la función 10x de la calculadora.
A ctividad modelada
 nidad 1 Reacciones ácido-base 28
 3 4
El pH y el pOH de ácidos y bases fuertes
Sabemos que un ácido fuerte es aquel que en agua se disocia completamente y que en la 
disolución no existen moléculas de HA, sino que solo iones H
3
O+, A–. Esto es:
HA(ac) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + A–(ac)
Veamos un ejemplo concreto. Si tenemos una disolución acuosa de un ácido fuerte, como 
el HCl, de concentración C
a
 = 0,01mol/L, la concentración de H
3
O+ de esa disolución será:
[H
3
O+] = 0,01 + X
En esta expresión, X es la concentración de H
3
O+ que aporta el agua, y que podemos 
despreciar por ser muy pequeña frente 0,01 mol/L. Por lo tanto, podemos escribir una 
ecuación general para calcular el pH de un ácido fuerte, que es:
pH = – log C
a
Entonces, volviendo a nuestro ejemplo, el pH de la disolución de HCl 0,01 mol/L será:
pH = – log 0,01= – log10–2 = – (–2) = 2
Ahora, ¿cuál será la concentración de iones OH– y el pOH de esta disolución?
Primero que todo, debe cumplirse el producto iónico del agua; por lo tanto, tenemos que: 
K
w
 = [H
3
O+] [OH–] = 1·10–14
Como conocemos [H
3
O+], que es igual a 0,01, podemos despejar [OH–]:
 
 
 ]
⋅
⋅OH =
K
[H O ]
=
1 10
0,01
=1 10 mol / Lw
3
+
14
12
Este valor se puede expresar en términos de pOH:
pOH = – log [OH–] = – log 10–12 = 12
Por otra parte, si a la expresión del producto iónico del agua aplicamos la función – log, 
tenemos:
– log K
w
 = – log ([ H
3
O+] [OH–])
El logaritmo de un producto es igual a la suma de los logaritmos; por lo tanto:
– log K
w
 = – (log [H
3
O+] + log [OH–])
– log 10–14 = – log [H
3
O+] + (– log [OH–])
De esta manera, resulta que 
pK
w
 = 14 = pH + pOH
Esta ecuación se cumple en todas las disoluciones acuosas y resultaextremadamente útil, 
pues si se conoce el pH de una disolución, es posible calcular con facilidad el pOH y, por 
consiguiente, la concentración de iones OH–.
1. Calcula el pH de una disolución de hidróxido de sodio, NaOH, de concentración 
0,0022 mol/L.
2. ¿Cuál es la concentración de una disolución de hidróxido de potasio, KOH, cuyo pH es 
10,87? Aplica tus conocimientos para responder.
A ctividad propuesta
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 29
La escala de pH
De acuerdo a lo que hemos visto, el pH revela la concentración de iones H+ o H
3
O+ en 
disolución, por lo que es un indicador de la acidez de dicha disolución. Por su parte, el pOH 
indica la concentración de iones OH– de una disolución y, por ende, su basicidad. Los valores 
de acidez y basicidad se mueven dentro de un rango llamado escala de pH.
La escala de pH en disolución acuosa va desde pH = 0 a pH = 14. ¿Cómo ocurre este 
“movimiento” de una disolución en la escala de pH? Por ejemplo, si a una disolución acuosa 
neutra de pH = 7 le añadimos iones H
3
O+, el pH debe bajar; por el contrario, si le agregamos 
una base que consuma iones H
3
O+, el pH de la disolución subirá.
En la tabla del costado se muestra la relación de las escalas de pH y pOH y la concentración 
de iones H
3
O+ y OH–. La siguiente es la representación de las escalas de pH y pOH. 
aumenta [OH–]
aumenta [H
3
O+]
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14pH
Revisa la siguiente ctividad modelada que te ayudará a reforzar tu aprendizaje y a desarrollar 
cálculos para encontrar la concentración de especies en disolución a partir de valores de pH 
o pOH.
1. Determina la concentración de iones [H
3
O+] y [OH–] en una disolución de ácido nítrico, 
HNO
3
, cuyo pH = 5.
Respuesta. Si el pH de la disolución es 5, sabemos que [H
3
O+] = 10–pH. Entonces, 
[H
3
O+] = 10–5 mol/L. ara calcular la concentración de iones OH– se puede recurrir a:
pOH = pK
W
 – pH = 14 – 5 = 9
Conociendo el pOH, tenemos que [OH–] = 10—pOH = 1·10–9 mol/L.
2. ¿Cuál es el pH y el pOH de una disolución de hidróxido de calcio, Ca(OH)
2
, cuya 
concentración C
b
 = 1·10–3 mol/L?
Respuesta. La base fuerte Ca(OH)
2
 se disocia totalmente en agua, por lo que cada molécula 
de Ca(OH)
2
 que se disocia genera 2 iones OH– y 1 ion Ca2+. or lo tanto, la concentración de 
[OH–] es 2 (1·10–3) = 2·10–3 mol/L. Entonces,
pOH = – log [OH] = – log 2·10–3 = – (–1,70) = 1,70 
y como se cumple pK
w
 = pH + pOH, se deduce que:
pH = pK
w
 – pOH = 14 – 1,7 = 12,3
A ctividad modelada
1. Calcula el pH y el pOH de una disolución acuosa de:
a. HClO
4
 0,03 mol/L. b. KOH 2·10–3 mol/L. c. Mg(OH)
2
 2·10–3 mol/L.
2. Si el pH de una disolución acuosa de HNO
3
 es 3,2, calcula la concentración del ácido nítrico.
A ctividad propuesta
[H
3
O+] 
mol/L
pH pOH
[OH–] 
mol/L
1 0 14 10–14
10–1 1 13 10–13
10–2 2 12 10–12
10–3 3 11 10–11
10–4 4 10 10–10
10–5 5 9 10–9
10–6 6 8 10–8
10–7 7 7 10–7
10–8 8 6 10–6
10–9 9 5 10–5
10–10 10 4 10–4
10–11 11 3 10–3
10–12 12 2 10–2
10–13 13 1 10–1
10–14 14 0 1
Relación entre las escalas de 
pH y pOH con [H
3
O+] y [OH–]
 nidad 1 Reacciones ácido-base 30
 3 4
El pH de ácidos y bases débiles
El pH de una disolución de un ácido débil o de una base débil depende de la constante 
de equilibrio de su reacción con agua (K
a
 o K
b
) y de la concentración del ácido y la base, 
respectivamente. Veamos cada caso.
El pH de ácidos débiles
Para el caso de una disolución acuosa de un ácido débil HA de concentración C
a
 mol/L, la 
reacción de disociación y su K
a
 es:
HA(ac) + H
2
O(ℓ) A–(ac) + H
3
O+(ac); 
 
 ]
K =
[A ][H O ]
HAa
+
3
Por cada molécula de HA que se disocia, se forma un ion H
3
O+ y un ion A–, por lo que en 
el equilibrio: [A–] = [H
3
O+], y la concentración del ácido sin disociar [HA] es igual a la 
concentración inicial C
a
 – [H
3
O+]. 
La expresión de la constante adquiere la siguiente forma: 
K =
[H O ]
C [H O ]a
+ 2
a
+
3
3 
Para calcular la concentración de H
3
O+, la expresión de la constante K
a
 se transforma 
entonces en una ecuación cuadrática general como la que aparece al costado de esta página.
Sin embargo, la siguiente aproximación facilitará el cálculo: si el ácido está muy poco 
disociado, [H
3
O+] puede ser muy pequeña comparada con C
a
 y puede despreciarse frente a 
esta última. Esto es:
≈C [H O ] Ca
+
a3 ⇒ K =
[H O ]
Ca
+ 2
a
3
Entonces, 
⋅[H O ]= K C+ a a3 o pH =
1
2
pK
1
2
log Ca a 
El pH de bases débiles
Para una disolución de una base débil B de concentración C
b
 mol/L, la reacción con agua y 
su constante de equilibrio K
b
 es:
B(ac) + H
2
O(ℓ) BH+(ac) + OH–(ac); K =
[BH ][OH ]
[B]b
+ –
Haciendo la misma consideración y aproximación que para el caso de un ácido débil, se 
obtiene que:
K =
[OH ]
Cb
– 2
b
Entonces, 
⋅[OH ]= K C– b b o pOH =
1
2
pK –
1
2
log Cb b
Ahora, como pH = 14 –pOH, entonces:
pH =14 –
1
2
pK –
1
2
log Cb b
Para un ácido débil, la 
expresión para calcular el 
pH es:
pH = – ½ log K
a
 – ½ log C
a
Para una base débil, la 
expresión para calcular el 
pOH es:
pOH = – ½ log K
b
 – ½ log C
b
Para GRA AR
Resolución de 
la ecuación general
 =
H O
C H O
a
3
+
2
a 3
+–
  
  
La resolución de esta 
ecuación se realiza 
escribiéndola como una 
ecuación cuadrática normal, 
esto es:
ax2 + bx + c = 0,
cuya solución es:
 =
–b± b – 4ac
2a
2
Así se obtiene:
[H
3
O+]2 + K
a
[H
3
O+] – K
a
C
a
= 0
 O =
–K ± K +4 K C
2
3
+ a a
2
a a
 
  
Es importante mencionar que 
de la ecuación cuadrática 
solo se usa la raíz positiva.
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 3 
¿Cómo medir el pH?
Existen diversos métodos e instrumentos que sirven para medir el pH de una disolución. 
Entre los más utilizados se encuentran el pH–metro y los indicadores ácido-base. Veamos a 
continuación en qué consisten.
pH–metro
El pH de una disolución se puede medir con rapidez y exactitud 
con un medidor de pH o pH–metro. Básicamente, este instrumento 
se compone de dos electrodos: uno de ellos es indicador de las 
concentraciones de iones H
3
O+ y el otro es un electrodo de referencia. 
El diseño y el tamaño de los electrodos varían según su uso. Existen 
electrodos tan pequeños como para medir el pH de las células. Para 
medir y controlar el pH en estudios ambientales y en la agricultura se 
utilizan pH–metros portátiles.
Indicadores ácido-base
Aunque son menos precisos que los pH–metros, se pueden emplear 
los llamados indicadores ácido-base. Estos son sustancias, en general 
orgánicas, que se caracterizan por ser ácidos o bases débiles cuyas 
formas ácidas y básicas presentan colores diferentes.
La disociación de un indicador ácido-base en agua y la expresión de su constante de 
equilibrio se representan a continuación:
 HIn(ac) + H
2
O(ℓ)  H
3
O+(ac) + In–(ac) ; 
 
K =
[H O ][In ]
[HIn]In
+
3
 Color A Color B
Las concentraciones de la forma disociada y molecular del indicador dependen de la 
concentración de H
3
O+ de la disolución: si aumenta [H
3
O+], la concentración de HIn 
debe incrementarse e intensificarse el color A; por el contrario, si disminuye [H
3
O+], la 
concentración de In– debe aumentar y, por lo tanto, se intensificará el color B. Cuando 
las concentraciones de las dos formas del indicador son iguales, es decir, [In–] = [HIn], la 
disolución presenta un color intermedio. En este punto, [H
3
O+] = K
In
 y se considera que ese 
es el pH de viraje del indicador, o sea, donde ocurre el cambio de color. 
En la siguiente tabla se muestran los pH de viraje de algunos indicadores:
Indicador K
In
pH de viraje
Color forma ácida
HIn
Color forma básica
In–
Anaranjado de metilo
Rojo de metilo
Azul de bromo timol
Fenolftaleína
Timolftaleína
10–4
10–5,8
10–7,1
10–8,4
10–10
 4,0
 5,8
 7,1
 8,4
 10,0
rojo
rojo
amarillo
incoloro
incoloro
amarillo-anaranjado
amarillo
azul
rojo
azul
Además de los indicadores ácido-base, existen diversos indicadores que se emplean 
actualmente paradeterminar el pH (ver mpliando memoria). Un indicador bastante 
común es la fenolftaleína. En disolución ácida se encuentra protonada, H
2
In, y es incolora; 
en cambio, si la disolución es alcalina, pierde los dos protones al reaccionar con la base y 
predomina la forma rosada, In2–. 
El papel pH es otro indicador muy utilizado que se vende en el comercio. Consiste en una 
tira de papel impregnada con una mezcla de indicadores. Basta mojar el papel con una o dos 
gotas de la muestra para determinar el pH en forma aproximada por comparación del color 
obtenido con la escala de pH que se presenta en el envase del papel.
 El papel pH, también conocido como 
papel tornasol, se vuelve rojo al 
contacto con ácidos y azul en contacto 
con sustancias básicas.
 El pH-metro es muy preciso en su 
medición; el electrodo se introduce en 
la disolución y el valor de su pH 
aparece en el dispositivo.
Amplian o
MEMORIA
Muchos de los indicadores 
que se usan actualmente para 
determinar el pH son moléculas 
grandes que se obtienen de 
las plantas, como algunos 
flavonoides. Estos colorantes 
existen en su forma de ácido 
o de su base conjugada. Un 
ejemplo es el repollo morado 
que posee antocianina, un 
compuesto flavonoide que 
presenta una coloración 
distinta dependiendo de la 
concentración de iones H+. 
Esto permite utilizar el extracto 
de repollo como un indicador 
ácido-base.
 nidad 1 Reacciones ácido-base 32
 3 4
1. Calcula el pH y el pOH de una disolución de amoniaco, NH
3
, 0,0010 mol/L. El valor de K
b
 
es 1,8·10–5.
Respuesta. La ecuación que representa la disociación de NH
3
 en agua es: 
NH
3
(g) + H
2
O(ℓ)  NH
4
+(ac) + OH–(ac), y la concentración del ion OH–
es: [HO ]= K Cb b
–
⋅ . Entonces, tenemos:
[HO ]= 1,8 10 0,0010 =1,3 10 mol / L– –5 –4⋅ ⋅ ⋅
Si se conoce el pOH, se puede calcular el pH:
pOH = –log 1,3·10–4 = 3,9
pH= 14 – pOH = 14 – 3,9 = 10,1
El pH es 10,1; la disolución es básica porque pH > 7.
A ctividad modelada
La siguiente propuesta te ayudará a calcular el pH de una disolución.
1. El ácido fórmico, HCOOH, es un ácido relativamente débil: K
a
= 4,8·10–4. Calcula el pH 
de una disolución 0,010 mol/L de este ácido.
Paso 1. stablece la ecuación química y la constante de equilibrio que representa la 
disociación del ácido fórmico:
HCOOH(ac) + H
2
O(ℓ)  HCOO–(ac) + H
3
O+(ac)
 
K =
[H O ]
C [H O ]
a
+ 2
a
+
3
3
Paso 2. Calcula la concentración de H
3
O+. Si se desprecia [H
3
O+] en el denominador frente 
a C
a
, se puede calcular el pH mediante la ecuación:
⋅
⋅ ⋅ ⋅ ⋅
 H O ]= K C
 H O ]= 4,8 10 0,010 = 4,8 10 = 2,2 10
+
a a
+ 4 6 3
3
3 mol / L
 
Paso 3. Determina el pH de la disolución. Se aplica la fórmula de pH y se reemplazan los 
valores:
pH = –log [H
3
O+] = –log 2,2·10–3 = –(log 2,2 + log 10–3)
pH = – (0,34 – 3)= – 0,34 + 3 = 2,66
Respuesta. El pH de la disolución es 2,7. Como pH < 7, es ácida.
1. Calcula [OH–] y el pH de una disolución de etilamina, CH
3
CH
2
NH
2
, 0,01 mol/L. 
K
b
 = 6,4·10–4.
2. La K
a
 del ácido benzoico, C
6
H
5
COOH, es 6,5·10–5. Calcula la concentración en equilibrio 
de H
3
O+, C
6
H
5
COO– y C
6
H
5
COOH en una disolución acuosa 0,1 mol/L de este ácido. 
A ctividad propuesta
El pH de una disolución expresa 
la concentración de iones H
3
O+.
El producto iónico del agua 
gobierna [H
3
O+] y [OH–] en 
disoluciones acuosas, por lo 
que:
pK
w
 = pOH + pH = 14
Los valores de pH disminuyen si 
la [H
3
O+] aumenta, y los valores 
de pH se incrementan si [H
3
O+] 
se reduce.
El pH de un ácido fuerte está 
determinado por:
pH = –log C
a
y el pOH de una base fuerte 
por:
pOH = – log C
b
Para GRA AR
E strategia
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 33
iencia paso a pasoC
Pensamiento científico
Te invitamos a realizar el siguiente trabajo experimental en el que deberás trabajar algunas 
de las etapas del método científico, como son el análisis de los resultados y la elaboración 
de las conclusiones. 
 lanteamiento del problema
Como hemos visto, los extractos de muchas plantas pueden ser utilizados como indicadores 
ácido-base. Con esta información, un grupo de estudiantes se plantea el siguiente problema:
“El extracto de repollo morado, ¿podrá ser empleado como indicador ácido-base?”
Formulación de hipótesis
La explicación que planteó el grupo de estudiantes a esta interrogante fue la siguiente:
Si al agregar gotas del extracto de repollo a disoluciones con distintos pH y estas cambian de 
color, este extracto puede ser utilizado como indicador ácido-base. 
Diseño experimental
Para probar su hipótesis, el grupo diseñó un experimento en el que debían realizar tres 
procedimientos, los que se describen a continuación:
Procedimiento 1: preparación del indicador
1. Cortar en trozos pequeños hojas de repollo 
morado y colocarlas en el vaso de precipitado 
con 250 mL de agua destilada.
2. Calentar suavemente el agua con el repollo 
hasta que esta adquiera un color intenso.
3. Agitar periódicamente.
4. Dejar enfriar y filtrar la disolución.
5. Guardar la disolución coloreada en una botella 
y rotularla.
Procedimiento 2: preparación de disoluciones
1. A partir de las disoluciones 1 mol/L de HCl y 
de NaOH, preparar 10 mL de disoluciones de 
distintas concentraciones.
2. Para medir 1 o 10 mL utilizar las pipetas totales; 
para medir 0,1 mL emplear la jeringa, y para 
medir 9,9 mL usar las pipetas parciales.
3. Después de preparar cada disolución, taparla con 
un tapón o un papel parafilm y homogeneizar la 
disolución.
etapas del método científico
1. Planteamiento del problema.
2. Formulación de hipótesis.
3. Diseño experimental.
4. Obtención de resultados.
5. Interpretación de resultados.
6. Elaboración de conclusiones.
mateRiales y Reactivos
- Vaso de precipitado de 
500 m .
- Gradilla.
- 18 tubos de ensayo con 
tapones.
- Pipetas totales de 1 m .
- Pipetas parciales de 10 m .
- Jeringas de 1 m .
- Mechero, rejilla y trípode.
- Embudo.
- Papel filtro.
- Soporte universal.
- Botella desechable de 500 m .
- Disolución de HCl 1 mol/ .
- Disolución de NaOH 1 mol/ .
- Repollo morado.
- Papel pH.
- Agua destilada.
- Disolución alcohólica de 
fenolftaleína.
- Varilla de agitación o cucharita 
plástica.
 Repollo morado 
cortado en trozos 
pequeños.
 Disolución coloreada 
obtenida luego de 
calentar el agua con el 
repollo.
 Algunos materiales y reactivos necesarios para 
realizar el procedimiento 2.
 nidad 1 Reacciones ácido-base 34
1 2 43
En la siguiente tabla se muestra la forma de obtener las disoluciones a distintos pH. Calcula 
las concentraciones y el pH de cada una de ellas y agrégalo en la tabla.
Tubo Nº Preparación de 10 mL de disolución Conc. HCl mol/L pH calculado
1
2
3
4
 10 m HCl 1 mol/ + 0,0 m H
2
O
 1 m HCl 1 mol/ + 9,0 m H
2
O
 0,1 m HCl 0,1 mol/ + 9,9 m H
2
O
 0,1 m HCl 0,001 mol/ + 9,9 m H
2
O
1 mol/ 
0,001 mol/ 
5 10 m de agua destilada
Conc. HCl mol/L pH calculado
9
8
7
6
 10 m NaOH 1 mol/ + 0,0 m H
2
O
 1 m NaOH 1 mol/ + 9,0 m H
2
O
 0,1 m NaOH 0,1 mol/ + 9,9 m H
2
O
 0,1 m NaOH 0,001 mol/ + 9,9 m H
2
O
Procedimiento 3: medición de pH
Con un trozo de papel pH, medir el pH a cada una de las 
disoluciones que se prepararon y anotarlo en cada tubo. 
Luego, agregarles unas gotas del extracto de repollo morado y 
homogeneizar las disoluciones. 
Si se dispone de fenoftaleína u otro indicador en el laboratorio, 
antes de añadir el extracto de repollo morado, separar de cada 
tubo 3 mL y preparar otro set de tubos rotulados con los pH 
correspondientes. Luego, agregarles unas gotas del indicador.
Obtención de resultados
Anota todas tus observaciones en tu cuaderno y construye una 
tabla como la que se utilizó en el procedimiento 2. Complétala 
con la información que recopilaste en la actividad práctica que 
desarrollaste.
Interpretación de resultados
Responde las siguientes preguntas basándote en el análisis de la experienciarealizada y en 
los resultados que obtuviste:
a. ¿Cuántos colores presenta el extracto de repollo morado en la escala de pH que 
preparaste? ¿A qué pH se producen cambios en el color?
b. ¿Coinciden los valores de pH, determinados con el papel pH, con los calculados? Si no 
es así, ¿por qué?
c. Si trabajaste con fenolftaleína, ¿a qué pH se produce el viraje de color?
d. ¿Cómo se llama el procedimiento que utilizaste para preparar las disoluciones?
e. ¿Qué entiendes por un indicador ácido-base?
f. ¿Para qué sirve un indicador ácido-base?
Elaboración de conclusiones
Basándote en el análisis de los resultados, elabora con tus propias palabras las conclusiones 
de esta actividad.
 Disoluciones a distintos pH obtenidas a 
partir de la disolución indicadora 
preparada con el repollo morado. 
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 35
Reacciones de neutralización
Hasta ahora hemos revisado el comportamiento de algunas sustancias como ácidos o bases 
frente a un disolvente, particularmente el agua. Pero ¿qué ocurre cuando se hace reaccionar 
una disolución de un ácido con una disolución de una base?
Si mezclamos dos disoluciones, una ácida y una básica, ocurre una reacción de 
neutralización (ver mpliando memoria) y, en general, se obtiene agua y una sal, porque los 
iones H
3
O+ y OH– se neutralizan mutuamente y generan agua. Como dato anexo podemos 
mencionar que Arrhenius ya había definido la neutralización como la reacción entre los 
iones H+ de los ácidos con los iones OH– de las bases para formar agua.
A continuación, revisaremos las principales reacciones de neutralización: ácido fuerte con 
base fuerte, ácido débil con base fuerte y base débil con ácido fuerte.
Reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte
Estudiemos la reacción entre una disolución de ácido clorhídrico, HCl, e hidróxido de sodio, 
NaOH, como ejemplo de la reacción de un ácido fuerte con una base fuerte. La ecuación 
química molecular que representa a esta reacción es:
HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H
2
O(ℓ)
 Ácido Base Sal (cloruro de sodio)
En esta reacción, las sustancias HCl(ac), NaOH(ac) y NaCl(ac) son electrolitos fuertes, 
por lo que están totalmente disociados en la disolución acuosa. La ecuación química que 
representa a las especies tal como se encuentran en la disolución es la llamada ecuación 
iónica y corresponde a la siguiente:
H
3
O+(ac) + Cl–(ac) + Na+(ac) + OH–(ac) Na+(ac) + Cl–(ac) + 2 H
2
O(ℓ)
En ella se observa que los iones Cl– y Na+ permanecen inalterados en ambos miembros de 
la ecuación, por lo que se les llama iones espectadores. Al omitirlos, quedan solo los iones y 
moléculas que intervienen en la reacción, los que constituyen la ecuación iónica neta. Para 
este caso sería:
H
3
O+(ac) + OH–(ac) 2 H
2
O(ℓ)
Volvamos a la ecuación principal y analicémosla con más detalle. Si 
los mol de ácido clorhídrico, HCl, e hidróxido de sodio, NaOH, están 
en proporción estequiométrica, es decir, existe 1 mol de HCl y 1 mol 
de NaOH, la disolución resultante contiene iones Cl– y iones Na+ y 
unas cuantas moléculas de agua más que antes, tal como se encuentra 
expresado. ¿Qué información desprendemos de esto?
Se puede decir que es una disolución neutra, de pH = 7, porque en 
ella la concentración de OH– es igual a la de H
3
O+, o sea, es 1·10–7 
mol/L, que proviene de la autodisociación del agua. El ion Cl– es la 
base conjugada del HCl, un ácido fuerte, y, como tal, su basicidad es 
insignificante; por lo tanto, no reacciona con agua. Por otra parte, el ion 
Na+ tampoco tiene carácter ácido.
En conclusión, la reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte 
(un hidróxido alcalino o alcalino térreo) es realmente una reacción 
de neutralización, ya que los productos no tienen carácter ácido ni 
básico, por lo que la disolución resultante es neutra.
 a picadura de abeja introduce en la 
piel una sustancia ácida. Esta se puede 
neutralizar con una disolución de 
bicarbonato de sodio, una base débil.
Amplian o
MEMORIA
La palabra neutro proviene 
del latín eutrum, que significa 
“ni lo uno ni lo otro”. Según 
esta definición no sería propio 
utilizar esta palabra en el 
marco de una teoría científica 
por posibles significados 
contradictorios con su sentido 
etimológico. 
Por ello, la Real Academia de 
la Lengua (1994) define eutro 
como “el compuesto que no 
tiene carácter ácido ni básico 
y, por extensión, el líquido en 
que está disuelto”, y eutralizar 
como “hacer neutra una 
sustancia o una disolución de 
ella”. Además, la Real Academia 
de las Ciencias Exactas, Físicas 
y Naturales (1996) definió 
 eutralizació como “la adición 
de una disolución ácida a otra 
alcalina o viceversa hasta que 
la concentración de iones H+ 
sea igual a la de iones OH–, es 
decir, hasta alcanzar un pH =7”. 
Esto significa que la expresión 
reacción de neutralización se 
reservaría para las reacciones 
entre ácidos y bases que 
conducen a un resultado neutro, 
aunque para ello no se cumpla 
la estequiometría.
 nidad 1 Reacciones ácido-base 36
 3 4
Reacción de un ácido débil con una base fuerte
Analizaremos esta reacción de neutralización con la ecuación que representa la reacción de 
volúmenes iguales de disoluciones de igual concentración de ácido acético, CH
3
COOH, un 
ácido débil, e hidróxido de potasio, KOH, una base fuerte:
CH
3
COOH(ac) + KOH(ac) CH
3
COOK(ac) + H
2
O(ℓ) (ec. molecular)
CH
3
COOH(ac) + K+(ac) + OH–(ac) CH
3
COO–(ac) + K+(ac) + H
2
O(ℓ) (ec. iónica)
CH
3
COOH (ac) + OH–(ac) CH
3
COO–(ac) + H
2
O(ℓ) (ec. iónica neta)
Como producto de la reacción se obtiene el ion acetato, H
3
CCOO–, que es la base conjugada 
del ácido acético. Este se comporta como base débil en agua, liberando iones OH– en la 
disolución según la siguiente reacción:
CH
3
COO–(ac) + H
2
O(ℓ) CH
3
COOH(ac) + OH–(ac) K
b
 = 5,6·10–10
Por lo tanto, la disolución resultante no es neutra, sino que es ligeramente básica, ya que el 
pH es mayor que 7.
Reacción de una base débil con un ácido fuerte
En este caso, como producto de la reacción se forma el ácido conjugado de la base débil, 
que es, por lo tanto, un ácido débil. Este determina el pH de la disolución salina resultante.
Supongamos que mezclamos volúmenes iguales de disoluciones de amoniaco, NH
3
, 
0,1 mol/L y ácido clorhídrico, HCl, 0,1 mol/L.
Al formarse NH
4
+(ac), este reacciona con agua, estableciéndose el equilibrio siguiente:
NH
4
+(ac) + H
2
O(ℓ) NH
3
(ac) + H
3
O+(ac) K
a
 = 5,6·10–10
La disolución resultante no es neutra, sino que levemente ácida, pues su pH es menor que 7.
Analiza la siguiente situación y luego responde las preguntas respectivas.
En tu casa tienes una piscina con capacidad para 4 000 L de agua y eres el encargado de 
mantenerla diariamente. Por error, en vez de agregar el volumen requerido de “cloro para 
piscinas” (disolución de hipoclorito de sodio, NaClO, en agua) añades ácido muriático (HCl 
comercial). Al darte cuenta de este error, mides el pH del agua de la piscina y constatas que 
es igual a 3 y, por lo tanto, debes remediar este problema. Decides neutralizar el ácido que 
agregaste con NaOH, por lo que requieres efectuar algunos cálculos.
1. Realiza en tu cuaderno los cálculos necesarios para lograr el objetivo.
2. Escribe además las ecuaciones molecular y iónica para esta neutralización y responde las 
siguientes preguntas relativas a este problema:
a. ¿Con qué volumen de disolución de NaOH 0,001 mol/L neutralizas 100 mL del agua de la 
piscina?
b. ¿Qué volumen de disolución de NaOH 0,01 mol/L necesitas para neutralizar 50 mL del 
agua?
c. ¿Cuánto volumen de disolución de NaOH 0,05 mol/L se requiere para neutralizar la mitad 
del ácido que hay en 50 mL del agua?
d. ¿Con qué volumen de disolución de NaOH 0,1 mol/L neutralizarías toda el agua de la 
piscina?
A ctividad propuesta
En el sitio web http://
www.visionlearning.com/
library/module_viewer.
php?mid=58&l=s puedes 
ampliar tus conocimientos 
sobre los ácidos, las bases y 
la