Chang Raymond - Quimica - (658-701)

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Ácidos y bases
Muchos ácidos orgánicos se 
presentan en el reino vegetal. 
Los modelos moleculares mues-
tran el ácido ascórbico, también 
conocido como vitamina C 
(C6H8O6), el ácido cítrico 
(C6H8O7) (que se encuentra en 
limones, naranjas y tomates) y 
el ácido oxálico (H2C2O4) (en 
ruibarbos y espinacas).
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Avance del capítulo
•	 Comenzaremos con una revisión y ampliación de las definiciones de los ácidos y 
bases de Brønsted (en el capítulo 4) en términos de pares conjugados ácido-base. 
(15.1)
•	 Después, examinaremos las propiedades ácido-base del agua y definiremos la cons-
tante del producto iónico para la autoionización del agua que produce iones H+ y 
OH–. (15.2)
•	 Definiremos al pH como una medida de la acidez y también presentaremos la escala 
del pOH. Observaremos que la acidez de una disolución depende de las concentra-
ciones relativas de iones H+ y OH–. (15.3)
•	 Los ácidos y bases se pueden clasificar como fuertes o débiles, según la extensión 
de su ionización en la disolución. (15.4)
•	 Aprenderemos a calcular el pH de una disolución de un ácido débil a partir de su 
concentración y su constante de ionización y a desarrollar cálculos similares para 
bases débiles. (15.5 y 15.6)
•	 Derivaremos una relación importante entre las constantes de ionización de ácidos y 
bases de un par conjugado. (15.7)
•	 Después estudiaremos los ácidos dipróticos y polipróticos. (15.8)
•	 Continuaremos explorando la relación entre la fuerza del ácido y su estructura mole-
cular. (15.9)
•	 Las reacciones entre sales y agua las podemos estudiar en términos de ionizaciones 
de ácidos y bases de los cationes y aniones individuales que constituyen la sal. 
(15.10)
•	 Los óxidos y los hidróxidos se pueden clasificar como ácidos, básicos y anfóteros. 
(15.11)
•	 El capítulo concluye con un análisis de los ácidos y bases de Lewis. Un ácido de 
Lewis es un aceptor de electrones y una base de Lewis es un donador de electrones. 
(15.12)
Algunos de los procesos más importantes de los sistemas químicos y biológicos son 
reacciones ácido-base en disolución acuosa. En este capítulo, el primero de los dos 
que se relacionan con las propiedades de los ácidos y las bases, estudiaremos algunas 
definiciones de ácidos y bases, la escala del pH, la ionización de ácidos y bases débiles 
y la relación entre la fuerza de los ácidos y la estructura molecular. También analiza-
remos los óxidos que pueden actuar como ácidos y bases.
Sumario
Actividad interactiva 
del estudiante
Media	Player
Chapter Summary
ARIS
Example Practice Problems
End of Chapter Problems
Quantum	Tutors
End of Chapter Problems
659
15.1	 Ácidos y bases de Brønsted 
15.2	 Propiedades ácido-base del 
agua
15.3	 El pH: una medida de la 
acidez
15.4	 Fuerza de los ácidos y las 
bases
15.5	 Ácidos débiles y la 
constante de ionización de 
un ácido 
15.6	 Bases débiles y la constante 
de ionización de una base 
15.7	 Relación entre las constantes 
de ionización de los ácidos 
y sus bases conjugadas
15.8	 Ácidos dipróticos y 
polipróticos
15.9	 Estructura molecular 
y fuerza de los ácidos
15.10	 Propiedades ácido-base 
de las sales
15.11	 Propiedades ácido-base de 
los óxidos y los hidróxidos
15.12	 Ácidos y bases de Lewis
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660 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
15.1	 Ácidos	y	bases	de	Brønsted
En el capítulo 4 definimos un ácido de Brønsted como una sustancia capaz de donar un pro- 
tón, y una base de Brønsted como una sustancia que puede aceptar un protón. En general, 
estas definiciones son adecuadas para analizar las propiedades y las reacciones de los ácidos 
y las bases.
Una extensión de la definición de Brønsted de ácidos y bases es el concepto de par con-
jugado ácido-base, que se define como un ácido y su base conjugada o como una base y su 
ácido conjugado. La base conjugada de un ácido de Brønsted es la especie que resulta cuando 
el ácido pierde un protón. A la inversa, un ácido conjugado resulta de la adición de un protón 
a una base de Brønsted.
Todo ácido de Brønsted tiene una base conjugada y toda base de Brønsted tiene un ácido 
conjugado. Por ejemplo, el ion cloruro (Cl–) es la base conjugada que se forma a partir del 
ácido HCl, y H2O es la base conjugada a partir del ácido H3O
+ (ion hidronio). 
HCl + H2O h H3O
+ + Cl–
Del mismo modo, la ionización del ácido acético se representa como 
Los subíndices 1 y 2 identifican los dos pares conjugados ácido-base. Así, el ion acetato 
(CH3COO–) es la base conjugada de CH3COOH. Tanto la ionización del HCl (vea la sección 
4.3) como la ionización del CH3COOH son ejemplos de reacciones ácido-base de Brønsted.
La definición de Brønsted también permite clasificar el amoniaco como una base, debido 
a su capacidad para aceptar un protón:
En este caso, NH4
+ es el ácido conjugado de la base NH3, y el ion hidróxido OH – es la base 
conjugada del ácido H2O. Observe que el átomo de la base de Brønsted que acepta un ion H+ 
debe tener un par de electrones libres.
En el ejemplo 15.1 identificamos los pares conjugados en una reacción ácido-base.
Conjugar significa “unirse entre sí”.
El protón siempre está asociado con 
moléculas de agua en disolución acuosa. 
El ion H3O
+ es la fórmula más simple de un 
protón hidratado.
CH3COOH(ac) � H2O(l) 34 CH3COO�(ac) � H3O�(ac)
base1 ácido2ácido1 base2
�
HOCOCOOOH � HOOS 34 HOCOCOOS� � HOOOH
H
A
A
H
H
A
A
H
A
H
A
H
SOS
B
SOS
B
O OOQOQ
NH3(ac) � H2O(l) 34 NH4(ac) � OH�(ac)
�
HONOH � HOOS 34 HONOH � HOOS�
H
A
A
H
A
H
A
H
O O OQ
base1 ácido1ácido2 base2
�
Identifique los pares conjugados ácido-base en la reacción entre el amoniaco y el ácido 
fluorhídrico en disolución acuosa.
NH3(ac) + HF(ac) m NH4(ac) + F –(ac)
(continúa)
EjEmplo 15.1
+
15_CHAPTER 15.indd 660 12/20/09 7:05:23 PM
66115.2 Propiedades ácido-base del agua
Es admisible representar el protón en disolución acuosa como H+ o como H3O
+. La 
fórmula H+ es más práctica para cálculos que incluyen concentraciones de iones hidrógeno o 
constantes de equilibrio, en tanto que H3O
+ es de mayor utilidad en el estudio de las propie-
dades ácido-base de Brønsted.
15.2	 Propiedades	ácido-base	del	agua
Como es bien sabido, el agua es un disolvente único. Una de sus propiedades especiales es 
su capacidad para actuar como ácido o como base. El agua se comporta como una base en 
reacciones con ácidos como HCl y CH3COOH y funciona como un ácido frente a bases como 
el NH3. El agua es un electrólito muy débil y, por tanto, un mal conductor de la electricidad, 
pero experimenta una ligera ionización:
H2O(l) m H+(ac) + OH–(ac)
En ocasiones, a esta reacción se le conoce como autoionización del agua. Para describir las 
propiedades ácido-base del agua, según el esquema de Brønsted, la autoionización del agua se 
expresa como sigue (véase también la figura 15.1):
o
(15.1)
Los pares conjugados ácido-base son: 1) H2O (ácido) y OH– (base), y 2) H3O
+ (ácido) y H2O 
(base).
Estrategia	 Recuerde que una base conjugada siempre tiene un átomo H menos y una carga 
más negativa (o una carga positiva menor) que la fórmula del ácido correspondiente.
Solución	 El NH3 tiene un átomo H menos y una carga positiva menor que NH+
4, el F – tiene 
un átomo H menos y una carga más negativa que HF. Por tanto, los pares conjugados ácido-
base son: 1) NH+
4 y NH3, y 2) HF y F –.
Ejercicio	de	práctica	 Identifique los pares conjugados ácido-base para la reacción
CN – + H2O m HCN + OH –
Problema similar: 15.5.
El agua del grifo y la proveniente de 
fuentes subterráneas son conductoras de 
la electricidad debido a que contienen 
gran cantidad de iones disueltos.
Revisión de conceptos
¿Cuál de los siguientes no es un par conjugado ácido base?
a) HNO2–NO–
2. b) H2CO3–CO2–
3 . c) CH3NH+
3–CH3NH2.
HOOS  HOOS�34 HOOOH  HOOS
A
H
A
H
O O
A
H
O OQ

base1ácido1 ácido2base2
H2O � H2O 34 H3O� � OH�
Figura	15.1	Reacción entre 
dos moléculasde agua para for-
mar iones hidronio e hidroxilo.
 � �34
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662 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
El	producto	iónico	del	agua
En el estudio de las reacciones ácido-base, la concentración del ion hidrógeno es muy impor-
tante, ya que indica la acidez o basicidad de una disolución. Ya que sólo una fracción muy 
pequeña de moléculas del agua se ioniza, la concentración del agua, [H2O], permanece vir-
tualmente sin cambios. Por consiguiente, la constante de equilibrio para la autoionización del 
agua, de acuerdo con la ecuación (15.1), es
Kc = [H3O
+][OH–]
Como se utiliza H+(ac) y H3O
+(ac) de manera indistinta para representar al protón hidratado, 
la constante de equilibrio también se puede expresar como
Kc = [H+][OH–]
Para indicar que la constante de equilibrio se refiere a la autoionización del agua, se reemplaza 
Kc con Kw
 Kw = [H3O
+][OH–] = [H+][OH–] (15.2)
donde Kw se denomina constante del producto iónico, que es el producto de las concentracio-
nes molares de los iones H + y OH – a una temperatura en particular.
En el agua pura a 25°C las concentraciones de los iones H+ y OH– son iguales y se en-
cuentra que [H+] = 1.0 × 10–7 M y [OH–] = 1.0 × 10–7 M. Entonces, a partir de la ecuación 
(15.2), a 25°C
Kw = (1.0 × 10–7)(1.0 × 10–7) = 1.0 × 10–14
Independientemente de que se trate de agua pura o de una disolución acuosa de especies di-
sueltas, la siguiente relación siempre se cumple a 25°C:
 Kw = [H+][OH –] = 1.0 × 10–14 (15.3)
Siempre que [H+] = [OH–] se dice que la disolución acuosa es neutra. En una disolución 
ácida hay un exceso de iones H+, de modo que [H+] > [OH–]. En una disolución básica hay 
un exceso de iones hidroxilo, por lo que [H+] < [OH–]. En la práctica podemos cambiar tanto 
la concentración de los iones H+ como la de los iones OH– en disolución, pero no podemos 
variar ambas de manera independiente. Si ajustamos una disolución de manera que [H+] = 
1.0 × 10–6 M, la concentración de OH– debe cambiar a
[OH–] = Kw = 1.0 × 10–14 = 1.0 × 10–8 M
 [H+] 1.0 × 10–6
En el ejemplo 15.2 se proporciona una aplicación de la ecuación (15.3).
Recuerde que en el agua pura, [H2O] = 
55.5 M (vea la página 621).
Si fuera posible remover y examinar 
aleatoriamente 10 partículas (H2O, H+ 
o OH– ) por segundo de un litro de agua, 
¡tomaría dos años, de trabajo sin 
descanso, encontrar un ion H+! 
La concentración de iones OH– en cierta disolución limpiadora para el hogar a base de 
amoniaco es de 0.0025 M. Calcule la concentración de iones H+.
Estrategia	 Se nos proporciona la concentración de los iones OH – y se nos pide que 
calculemos [H + ]. La relación entre [H+] y [OH – ] en agua o en una disolución acuosa está 
dada por el producto iónico del agua, Kw [ecuación (15.3)].
(continúa)
EjEmplo 15.2
15_CHAPTER 15.indd 662 12/20/09 7:05:27 PM
66315.3 El pH: una medida de la acidez
15.3	 El	pH:	una	medida	de	la	acidez
Puesto que las concentraciones de los iones H+ y OH – en disoluciones acuosas con frecuencia 
son números muy pequeños y, por tanto, es difícil trabajar con ellos, Soren Sorensen1 propuso, 
en 1909, una medida más práctica denominada pH. El pH de una disolución se define como el 
logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en mol/L):
 pH = –log [H3O
+] o pH = –log [H+] (15.4)
Hay que recordar que la ecuación (15.4) es sólo una definición establecida para tener números 
convenientes con los cuales trabajar. El logaritmo negativo proporciona un número positivo 
para el pH, el cual, de otra manera, sería negativo debido al pequeño valor de [H+]. Así, el 
término [H+] en la ecuación (15.4) sólo corresponde a la parte numérica de la expresión para 
la concentración del ion hidrógeno, ya que no se puede tomar el logaritmo de las unidades. 
Entonces, al igual que la constante de equilibrio, el pH de una disolución es una cantidad 
adimensional. 
Debido a que el pH sólo es una manera de expresar la concentración del ion hidrógeno, 
las disoluciones ácidas y básicas a 25°C se identifican por sus valores del pH, como sigue:
Disoluciones ácidas: [H+] > 1.0 × 10–7 M, pH < 7.00
Disoluciones básicas: [H+] < 1.0 × 10–7 M, pH > 7.00
Disoluciones neutras: [H+] = 1.0 × 10–7 M, pH = 7.00
Observe que el pH aumenta a medida que [H+] disminuye.
Es probable que algunas veces se nos proporcione el valor del pH de una disolución y se 
nos pida calcular la concentración del ion H+. En ese caso, necesitamos obtener el antilogarit-
mo de la ecuación (15.4) como sigue:
 [H3O
+] = 10– pH o [H+] = 10– pH (15.5)
Debe recordarse que la definición que se acaba de mostrar del pH, así como todos los 
cálculos que incluyen concentraciones de disoluciones (expresadas como molaridad o mola-
lidad) que estudiamos en los capítulos anteriores, están sujetos a cierto error, porque en ellos 
se supone, de manera implícita, el comportamiento ideal. En realidad, tanto la formación de 
pares iónicos como diversos tipos de interacciones moleculares, pueden afectar la concen-
tración real de las especies en disolución y, por tanto, también los valores de la constante de 
equilibrio. Esta situación es análoga a la relación que existe entre el comportamiento de los 
Solución	 Al reordenar la ecuación (15.3) escribimos
Verificación	 Como [H+] < [OH – ], la disolución es básica, como podríamos esperar con 
base en el análisis previo de la reacción del amoniaco con agua.
Ejercicio	de	práctica	 Calcule la concentración de iones OH – en una disolución de HCl 
cuya concentración de iones hidrógeno es 1.3 M.
[H + ] = Kw = 1.0 × 10–14
 =
 [OH –] 0.0025
4.0 × 10–12 M
Problemas similares: 15.15, 15.16.
El pH de disoluciones ácidas concentradas 
puede ser negativo. Por ejemplo, el pH de 
una disolución de HCl 2.0 M es de –0.30.
1 Soren Peer Lauritz Sorensen (1868-1939). Bioquímico danés. Sorensen originalmente escribió el símbolo como pH 
y designó a la p como “el exponente del ion hidrógeno” (Wasserstoffionexponent); es la letra inicial de Potenz (ale-
mán), puissance (francés) y power (inglés). Ahora se acostumbra escribir el símbolo como pH.
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664 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
gases ideales y el de los gases reales que estudiamos en el capítulo 5. Dependiendo de la tem-
peratura, el volumen, la cantidad y el tipo del gas presente, la medición de la presión del gas 
puede diferir de la que se calcula con la ecuación de los gases ideales. De manera semejante, la 
concentración real o “efectiva” de un soluto tal vez no sea la que se espera tomando en cuenta 
la cantidad de sustancia que originalmente se encuentra disuelta en una disolución. De la mis-
ma manera que tenemos la ecuación de Van der Waals, entre otras, para ajustar las diferencias 
entre el comportamiento de gas ideal y el comportamiento no ideal, se cuenta con alternativas 
para explicar el comportamiento no ideal de las disoluciones. 
Una manera es reemplazar el término concentración por el de actividad, que representa 
la concentración efectiva. Entonces, estrictamente hablando, el pH de la disolución se debe 
definir como
 pH = –log aH+ (15.6)
donde aH+ es la actividad del ion H+. Como se mencionó en el capítulo 14 (vea la página 621), 
para una disolución ideal, la actividad es numéricamente igual a la concentración. En cuanto 
a disoluciones reales, la actividad por lo general difiere de la concentración, algunas veces de 
manera apreciable. Una vez que se conoce la concentración del soluto, hay formas confiables 
basadas en la termodinámica para estimar su actividad, pero los detalles no se incluirán en 
este texto. Por tanto, recuerde que el pH medido, excepto para disoluciones diluidas, por lo 
general no es el mismo que el calculado a partir de la ecuación (15.4), debido a que la concen-
tración en molaridad del ion H+ no es numéricamente igual a su valor de actividad. Aunque 
continuaremos utilizando la concentración en el análisis, es importante saber que este enfoque 
nos darásólo una aproximación de los procesos químicos que en realidad se presentan en la 
fase de la disolución.
En el laboratorio, el pH de una disolución se mide con un medidor de pH (figura 15.2). En 
la tabla 15.1 se muestran los valores del pH de algunos fluidos comunes. Como observamos, 
el pH de los fluidos corporales varía mucho, en virtud de su localización y de su función. El 
pH bajo (alta acidez) de los jugos gástricos facilita la digestión, en tanto que el pH más alto de 
la sangre es necesario para el transporte del oxígeno. Estas acciones, que dependen del pH, se 
ejemplifican en la sección Química en acción de este capítulo y en el 16.
Con el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido de una disolución se 
obtiene una escala de pOH, análoga a la del pH. Así, definimos el pOH como
 pOH = –log [OH – ] (15.7)
Si tenemos el valor de pOH de una disolución y se nos pide calcular la concentración del ion 
OH –, podemos extraer el antilogaritmo de la ecuación (15.7) como se muestra a continuación
 [OH – ] = 10– pOH (15.8)
Figura	15.2	Un medidor del pH 
se utiliza comúnmente en el labo-
ratorio para determinar el pH de 
una disolución. A pesar de que 
muchos medidores del pH tienen 
escalas marcadas con valores 
que van de 1 a 14, los valores 
del pH, de hecho, pueden ser 
menores a 1 y mayores que 14.
muestra Valor del pH 
Jugo gástrico 1.0-2.0 
en el estómago
Jugo de limón 2.4
Vinagre 3.0
Jugo de uva 3.2
Jugo de naranja 3.5
Orina 4.8-7.5
Agua expuesta 5.5 
al aire*
Saliva 6.4-6.9
Leche 6.5
Agua pura 7.0
Sangre 7.35-7.45
Lágrimas 7.4
Leche de 10.6 
magnesia
Amoniaco 11.5 
doméstico
los pH de algunos 
fluidos comunes
TABlA 15.1
* El agua expuesta al aire durante largo 
tiempo absorbe el CO2 atmosférico para 
formar ácido carbónico, H2CO3.
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66515.3 El pH: una medida de la acidez
Ahora, al considerar otra vez la constante del producto iónico del agua a 25°C:
[H+][OH –] = Kw = 1.0 × 10–14
Al tomar el logaritmo negativo en ambos lados, obtenemos
 (–log [H+] + log [OH –]) = –log (1.0 × 10–14)
 –log [H+] – log [OH –] = 14.00
A partir de las definiciones del pH y del pOH, obtenemos
 pH + pOH = 14.00 (15.9)
La ecuación (15.9) constituye otra forma de expresar la relación entre la concentración de ion 
H+ y la concentración de ion OH–.
En los ejemplos 15.3, 15.4 y 15.5 se muestran cálculos que implican el pH.
La concentración de iones H+ en una botella de vino de mesa, justo después de que se le 
removió el corcho, fue de 3.2 × 10 – 4 M. Sólo se consumió la mitad del vino. Se encontró que 
la otra mitad, después de haber estado expuesta al aire durante un mes, tenía una 
concentración de ion hidrógeno igual a 1.0 × 10 –3 M. Calcule el pH del vino en estas dos 
ocasiones.
Estrategia	 Se nos da la concentración del ion H+ y se nos pide calcular el pH de la 
disolución. ¿Cuál es la definición del pH?
Solución	 De acuerdo con la ecuación (15.4), pH = –log [H+]. Cuando se abrió la botella 
por primera vez, [H+] = 3.2 × 10 –4 M, que sustituimos en la ecuación (15.4)
pH = –log [H+]
 = –log (3.2 × 10–4) =
En la segunda ocasión [H+] = 1.0 × 10–3 M, de manera que
pH = –log (1.0 × 10–3] =
Comentario	 El incremento en la concentración de ion hidrógeno (o disminución en el pH) 
es, en gran parte, resultado de la conversión de una parte del alcohol (etanol) en ácido acético, 
una reacción que tiene lugar en presencia del oxígeno molecular.
Ejercicio	de	práctica	 El ácido nítrico (HNO3) se utiliza en la producción de fertilizantes, 
colorantes, medicamentos y explosivos. Calcule el pH de una disolución de HNO3 que tiene 
una concentración de ion hidrógeno de 0.76 M.
EjEmplo 15.3
3.49
3.00
El pH del agua de lluvia recolectada en determinada región del noreste de Estados Unidos en 
un día en particular fue de 4.82. Calcule la concentración del ion H+ del agua de lluvia.
Estrategia	 Aquí se nos dio el pH de una disolución y se nos pidió calcular [H+]. Debido a 
que el pH está definido como pH = –log [H+], podemos encontrar el valor de [H+] al tomar 
el antilogaritmo del pH; es decir, [H+] = 10–pH, como se mostró en la ecuación (15.5).
(continúa)
EjEmplo 15.4
En cada caso, el pH tiene sólo dos cifras 
significativas. Los dos dígitos a la derecha 
del decimal en 3.49 nos dicen que hay dos 
cifras significativas en el número original 
(vea el apéndice 4).
Problemas similares: 15.17 y 15.18.
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666 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
15.4	 Fuerza	de	los	ácidos	y	las	bases
Los ácidos fuertes son electrólitos fuertes que, para fines prácticos, se supone que se ionizan 
completamente en el agua (figura 15.3). La mayoría de los ácidos fuertes son ácidos inorgá-
nicos como el ácido clorhídrico (HCl), el ácido nítrico (HNO3), el ácido perclórico (HClO4) y 
el ácido sulfúrico (H2SO4):
 HCl(ac) + H2O(l) h H3O
+(ac) + Cl–(ac)
 HNO3(ac) + H2O(l) h H3O
+(ac) + NO3(ac)
 HClO4(ac) + H2O(l) h H3O
+(ac) + ClO4(ac)
 H2SO4(ac) + H2O(l) h H3O
+(ac) + HSO4(ac)
En una disolución de NaOH, [OH–] es de 2.9 × 10–4 M. Calcule el pH de la disolución.
Estrategia	 Este problema se puede resolver en dos pasos. Primero, necesitamos calcular el 
pOH utilizando la ecuación (15.7). Después, utilizamos la ecuación (15.9) para calcular el pH 
de la disolución.
Solución	 Utilizamos la ecuación (15.7)
 pOH = –log [OH–]
 = –log [2.9 × 10 – 4]
 = 3.54
Ahora utilizamos la ecuación (15.9):
 pH + pOH = 14.00
 pH = 14.00 – pOH
 = 14.00 – 3.54 =
Como alternativa, podemos utilizar la constante del producto iónico del agua, Kw = [H+][OH – ], 
para calcular [H+] y después calculamos el pH a partir de [H+]. Inténtelo.
Verificación	 La respuesta muestra que la disolución es básica (pH > 7), de conformidad 
con una disolución de NaOH.
Ejercicio	de	práctica	 La concentración del ion OH– de una muestra de sangre es de 
2.5 × 10–7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre?
Solución	 A partir de la ecuación (15.4)
pH = –log [H+] = 4.82
Por tanto,
log [H+] = – 4.82
Para calcular [H+], necesitamos tomar el antilogaritmo de –4.82
[H+] = 10–4.82 =
Verificación	 Como el pH está entre 4 y 5, podemos esperar que [H+] esté entre 1 × 10–4 M 
y 1 × 10–5 M. Por tanto, la respuesta es razonable.
Ejercicio	de	práctica	 El pH de cierto jugo de naranja es de 3.33. Calcule la concentración 
del ion H+.
EjEmplo 15.5
10.46
Las calculadoras científicas tienen una 
función antilogarítmica que algunas veces 
está señalada como INV log o 10x.
En realidad, no se conocen ácidos que se 
ionicen completamente en el agua.
Problema similar: 15.19.
1.5 × 10–5 M
Problema similar: 15.18.
–
–
–
15_CHAPTER 15.indd 666 12/20/09 7:05:31 PM
66715.4 Fuerza de los ácidos y las bases
HCl H+ Cl–
Antes de la
ionización
HF
Antes de la
ionización
Al
equilibro
HF
Al
equilibro
H+ F–
Cl–
HF
F–
H2O
H3O+
Observe que el H2SO4 es un ácido diprótico; aquí sólo mostramos la primera etapa de ioni-
zación. En el equilibrio, las disoluciones de los ácidos fuertes carecen de moléculas de ácido 
sin ionizar.
La mayor parte de los ácidos son ácidos débiles, los cuales se ionizan, sólo en forma limi-
tada, en el agua. En el equilibrio, las disoluciones acuosas de los ácidos débiles contienen una 
mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones H3O
+ y la base conjugada. Como ejemplos de 
ácidos débiles están el ácido fluorhídrico (HF), el ácido acético (CH3COOH) y el ion amonio 
(NH4
+). La ionización limitada de los ácidos débiles se relaciona mediante su constante de 
equilibrio de ionización, la cual estudiaremos en la siguiente sección.
Igual que los ácidos fuertes, las bases fuertes son electrólitos fuertes que se ionizan com-
pletamente en agua. Los hidróxidos de los metales alcalinos y los de algunos metales alca-
linotérreos son bases fuertes. [Todos los hidróxidos de los metales alcalinos son solubles. 
En el caso de los hidróxidos de los metales alcalinotérreos, el Be(OH)2 y el Mg(OH)2 son 
insolubles; Ca(OH)2y Sr(OH)2 son ligeramente solubles, y el Ba(OH)2 es soluble.] Algunos 
ejemplos de bases fuertes son:
 NaOH(s) h Na+(ac) + OH–(ac)
 KOH(s) h K+(ac) + OH–(ac)
 Ba(OH)2(s) h Ba2+(ac) + 2OH–(ac)
En sentido estricto, los hidróxidos de estos metales no son bases de Brønsted porque son in-
capaces de aceptar un protón. Sin embargo, el ion hidróxido (OH–), que se forma cuando se 
ionizan, es una base de Brønsted porque puede aceptar un protón:
 H3O
+(ac) + OH–(ac) h 2H2O(l)
Figura	15.3	Avance de la ioni-
zación de un ácido fuerte como el 
HCl (izquierda) y uno débil como 
el HF (derecha). Inicialmente esta-
ban presentes 6 moléculas de 
HCl y 6 de HF. Se supone que 
el ácido fuerte se ioniza comple-
tamente en disolución. El protón 
existe en disolución como el ion 
hidronio (H3O
+).
H2O
H2O
H2O
El Zn reacciona más vigorosamente con un 
ácido fuerte como el HCl (izquierda) que 
con un ácido débil como el CH3COOH 
(derecha) de la misma concentración 
debido a que hay más iones H+ en la 
primera disolución.
15_CHAPTER 15.indd 667 12/20/09 7:05:40 PM
668 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
Entonces, cuando decimos que el NaOH o cualquier otro hidróxido metálico es una base, en 
realidad hacemos referencia a la especie OH – que se deriva del hidróxido.
Las bases débiles, igual que los ácidos débiles, son electrólitos débiles. El amoniaco es 
una base débil. En agua se ioniza en forma muy limitada:
NH3(ac) + H2O(l) m NH4(ac) + OH–(ac)
Observe que, a diferencia de los ácidos, el NH3 no dona un protón al agua, sino que se com-
porta como una base al aceptar un protón de ésta para formar los iones NH4 y OH–.
En la tabla 15.2 se muestran algunos pares conjugados ácido-base importantes, en orden 
de sus fuerzas relativas. Los pares conjugados ácido-base tienen las siguientes propiedades:
 1. Si un ácido es fuerte, la fuerza de su base conjugada no puede medirse. Así, el ion Cl–, que 
es la base conjugada del HCl, un ácido fuerte, es una base muy débil.
 2. El H3O
+ es el ácido más fuerte que puede existir en disolución acuosa. Los ácidos más 
fuertes que el H3O
+ reaccionan con el agua para producir H3O
+ y sus bases conjugadas 
correspondientes. Así, el HCl, que es un ácido más fuerte que el H3O
+, reacciona comple-
tamente con el agua para formar H3O
+ y Cl–:
HCl(ac) + H2O(l) h H3O
+(ac) + Cl –(ac)
 Los ácidos más débiles que el H3O
+ reaccionan con el agua en una proporción mucho me-
nor para formar H3O
+ y sus bases conjugadas correspondientes. Por ejemplo, el siguiente 
equilibrio, en principio, se encuentra desplazado hacia la izquierda:
HF(ac) + H2O(l) m H3O
+(ac) + F –(ac)
 3. El ion OH– es la base más fuerte que puede existir en disolución acuosa. Las bases más 
fuertes que el OH– reaccionan con agua para producir OH– y sus ácidos conjugados corres- 
TABlA 15.2 Fuerzas relativas de pares conjugados ácido-base
 Ácido Base conjugada
 HClO4 (ácido perclórico) ClO–
4 (ion perclorato)
 HI (ácido yodhídrico) I– (ion yoduro)
 HBr (ácido bromhídrico) Br– (ion bromuro)
 HCl (ácido clorhídrico) Cl– (ion cloruro)
 H2SO4 (ácido sulfúrico) HSO–
4 (ion hidrogenosulfato)
 HNO3 (ácido nítrico) NO–
3 (ion nitrato)
 H3O
+ (ion hidronio) H2O (agua)
 HSO–
4 (ion hidrogenosulfato) SO2–
4 (ion sulfato)
 HF (ácido fluorhídrico) F – (ion fluoruro)
 HNO2 (ácido nitroso) NO–
2 (ion nitrito)
 HCOOH (ácido fórmico) HCOO– (ion formato)
 CH3COOH (ácido acético) CH3COO– (ion acetato)
 NH+
4 (ion amonio) NH3 (amoniaco)
 HCN (ácido cianhídrico) CN – (ion cianuro)
 H2O (agua) OH – (ion hidróxido)
 NH3 (amoniaco) NH –2 (ion amiduro)
A
um
en
ta
 l
a 
fu
er
za
 d
el
 á
ci
do
A
um
en
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 l
a 
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la
 b
as
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Á
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fu
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s
Á
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do
s 
dé
bi
le
s
+
+
15_CHAPTER 15.indd 668 12/20/09 7:05:41 PM
66915.4 Fuerza de los ácidos y las bases
pondientes. Por ejemplo, el ion óxido (O2–) es una base más fuerte que el OH–, por lo que 
reacciona completamente con el agua como sigue:
O2–(ac) + H2O(l) h 2OH –(ac)
 Por esta razón el ion óxido no existe en disoluciones acuosas.
En el ejemplo 15.6 se muestra cómo se hacen los cálculos del pH para una disolución que 
contiene un ácido fuerte y para una disolución de una base fuerte.
Recuerde que H+(ac) es lo mismo que 
H3O
+(ac).
Usamos el método ICE para resolver las 
disoluciones de equilibrio como se 
muestra en la sección 14.4 (p. 634).
Calcule el pH de: a) una disolución de HCl de 1.0 × 10–3 M y b) una disolución de Ba(OH)2 
0.020 M.
Estrategia	 Recuerde que HCl es un ácido fuerte y Ba(OH)2 es una base fuerte. Por tanto, 
estas especies se ionizan completamente y nada de HCl o Ba(OH)2 quedará en las 
disoluciones.
Solución	 a) La ionización del HCl es
HCl(ac) h H+(ac) + Cl–(ac)
 Las concentraciones de todas las especies (HCl, H+ y Cl –) antes y después de la 
ionización se pueden representar de la siguiente forma:
 HCl(ac) h H+(ac) + Cl–(ac)
 Inicial (M): 1.0 × 10–3 0.0 0.0
 Cambio (M): –1.0 × 10–3 +1.0 × 10–3 +1.0 × 10–3
 Final (M): 0.0 1.0 × 10–3 1.0 × 10–3
 Un cambio positivo (+) representa un incremento y un cambio negativo (−) indica una 
disminución en la concentración. Por tanto,
 [H+] = 1.0 × 10–3 M
 pH = –log (1.0 × 10–3)
 = 
b) Ba(OH)2 es una base fuerte; cada unidad de Ba(OH)2 produce dos iones OH−:
Ba(OH)2(ac) h Ba2+(ac) + 2OH –(ac)
 Los cambios en las concentraciones de todas las especies se pueden representar así:
 Ba(OH)2(ac) h Ba2+(ac) + 2OH –(ac)
 Inicial (M ): 0.020 0.00 0.00
 Cambio (M ): –0.020 +0.020 +2(0.020)
 Final (M ): 0.00 0.020 0.040
 Así,
 [OH – ] = 0.040 M
 pOH = –log 0.040 = 1.40
 Por tanto, con base en la ecuación (15.8),
 pH = 14.00 – pOH
 = 14.00 – 1.40
 = 
(continúa)
EjEmplo 15.6
3.00
12.60
15_CHAPTER 15.indd 669 12/20/09 7:05:41 PM
670 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
Si conocemos las fuerzas relativas de dos ácidos, podemos predecir la posición del equili-
brio entre uno de los ácidos y la base conjugada del otro, como se ilustra en el ejemplo 15.7.
Verificación	 Observe que, como el valor de 1.0 × 10–7 M es muy pequeño comparado con 
1.0 × 10–3 M y 0.040 M, se ha ignorado la contribución de la autoionización del agua para 
[H+] y [OH –], tanto en a) como en b).
Ejercicio	de	práctica	 Calcule el pH de una disolución de Ba(OH)2 1.8 × 10–2 M.
Problema similar: 15.18.
Prediga la dirección de la siguiente reacción en disolución acuosa:
HNO2(ac) + CN –(ac) m HCN(ac) + NO–
2 (ac)
Estrategia	 El problema es determinar si, en el equilibrio, la reacción se desplazará hacia la 
derecha, favoreciendo a HCN y NO–
2 o hacia la izquierda, favoreciendo a HNO2 y CN –. ¿Cuál 
de los dos es un ácido más fuerte y por tanto un donador de protones más fuerte: HNO2 o 
HCN? ¿Cuál de los dos es una base más fuerte y por tanto un aceptor de protones más fuerte: 
CN – o NO–
2? Recuerde que cuanto más fuerte sea el ácido, más débil será la base conjugada.
Solución	 En la tabla 15.2 podemos observar que HNO2 es un ácido más fuerte que HCN. 
Así, CN – es una base más fuerte que NO–
2. La reacción neta procederá de izquierda a derecha 
como está escrita, debido a que HNO2 es un mejor donador de protones que HCN (y CN – es 
mejor aceptor de protones que NO–
2 ).
Ejercicio	de	práctica	 Prediga si la constante de equilibrio para la siguiente reacción es 
mayor o menor que 1:
CH3COOH(ac) + HCOO–(ac) m CH3COO–(ac) + HCOOH(ac)
EjEmplo 15.7
15.5	 Ácidos	débiles	y	la	constante		
de	ionización	de	un	ácido	
Como hemos visto, existen relativamente pocos ácidos fuertes. La mayoría de los ácidos son 
débiles. Considere un ácido monoprótico débil, HA. Su ionización en agua se representa 
como
HA(ac) + H2O(l) m H3O
+(ac) + A–(ac)
o en forma simple
HA(ac) m H+(ac) + A–(ac)
Revisión de conceptos
a) Mencione en orden de concentración decreciente todas las especies iónicas y 
moleculares en las siguientes disoluciones ácidas: i) HNO3 y ii) HF.
b) Mencione en orden de concentración decreciente todas las especies iónicas y 
moleculares en las siguientesdisoluciones básicas: i) NH3 y ii) KOH.
Problema similar: 15.37.
15_CHAPTER 15.indd 670 12/20/09 7:05:42 PM
67115.5 Ácidos débiles y la constante de ionización de un ácido
La expresión del equilibrio para esta ionización es
 o (15.10)
donde Ka, la constante de ionización de un ácido, es la constante de equilibrio para la ioniza-
ción de un ácido. A cierta temperatura, la fuerza del ácido HA se mide cuantitativamente me-
diante la magnitud de Ka. Cuanto mayor sea el valor de Ka, el ácido será más fuerte, es decir, 
mayor será la concentración de iones H+ en el equilibrio, debido a su ionización. Sin embargo, 
debemos recordar que sólo los ácidos débiles tienen valores de Ka asociados con ellos.
En la tabla 15.3 se presentan los valores de Ka, a 25°C, de algunos ácidos débiles, en 
orden decreciente de fuerza de acidez. Aunque todos son ácidos débiles, en el grupo hay una 
gran variación en su fuerza. Por ejemplo, la Ka para HF (7.1 × 10–4) es casi 1.5 millones de 
veces mayor que la del HCN (4.9 × 10–10).
Por lo general podemos calcular la concentración de ion hidrógeno o el pH de una diso-
lución ácida en equilibrio a partir de la concentración inicial del ácido y del valor de su Ka. 
Todas las concentraciones en esta 
ecuación son concentraciones al equilibrio.
Al final del libro se proporciona un índice 
de todas las tablas y figuras útiles de este 
texto.
Ka =
 [H3O
+][A– ]
 [HA]
Ka =
 [H+][A– ]
 [HA]
TABlA 15.3 Constantes de ionización de algunos ácidos débiles y sus bases conjugadas a 25ºC
Nombre del ácido Fórmula Estructura Ka Base conjugada Kb
†
Ácido fluorhídrico HF HOF 7.1 × 10–4 F – 1.4 × 10–11
Ácido nitroso HNO2 O PNOOOH 4.5 × 10–4 NO2
– 2.2 × 10–11
Ácido acetilsalicílico C9H8O4 3.0 × 10–4 C9H7O4
– 3.3 × 10–11 
(aspirina)
Ácido fórmico HCOOH 1.7 × 10–4 HCOO– 5.9 × 10–11
 
Ácido ascórbico* C6H8O6 8.0 × 10–5 C6H7O6
– 1.3 × 10–10
Ácido benzoico C6H5COOH 6.5 × 10–5 C6H5COO– 1.5 × 10–10
Ácido acético CH3COOH 1.8 × 10–5 CH3COO– 5.6 × 10–10
Ácido cianhídrico HCN HOCqN 4.9 × 10–10 CN– 2.0 × 10–5
Fenol C6H5OH 1.3 × 10–10 C6H5O
–– 7.7 × 10–5
B
O
O
B
OCOOOH
OOOCOCH3
O
B
HOCOOOH
CHOH
 A
CH2OH
CPO
O
C
H
G
D
HOOH
C PPP C
EOH
O
B
OCOOOH
O
B
CH3OCOOOH
OOOH
* Para el ácido ascórbico, es el grupo hidroxilo del extremo superior izquierdo el que está asociado con la constante de ionización.
† La constante de ionización básica Kb se analiza en la sección 15.6.
15_CHAPTER 15.indd 671 12/20/09 7:05:48 PM
672 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
O bien, si conocemos el pH de una disolución de un ácido débil así como su concentración 
inicial, podemos determinar su Ka. El procedimiento principal para resolver estos problemas, 
que se relacionan con las concentraciones en el equilibrio, es el mismo que estudiamos en el 
capítulo 14. Sin embargo, debido a que la ionización ácida representa una clase importante 
de equilibrio químico en disolución acuosa, plantearemos un procedimiento sistemático para 
resolver este tipo de problemas, que también ayudará a entender la química implicada.
Suponga que desea calcular el pH de una disolución de HF 0.50 M a 25°C. La ionización 
del HF está dada por
HF(ac) m H+(ac) + F –(ac)
A partir de la tabla 15.3 escribimos
El primer paso consiste en identificar todas las especies presentes en la disolución que 
pueden afectar el pH. Debido a que la ionización de los ácidos débiles es pequeña, las prin-
cipales especies presentes en el equilibrio son HF sin ionizar y algunos iones H+ y F–. Otra 
especie importante es H2O, pero su pequeño valor de Kw (1.0 × 10–14) significa que el agua 
no contribuye de manera importante a la concentración del ion H+. Por tanto, a menos que 
expresemos lo contrario, siempre ignoraremos los iones producidos por la autoionización del 
agua. Observe que aquí no nos interesa conocer la concentración de los iones OH– también 
presentes en la disolución. La concentración de OH– se determina a partir de la ecuación 
(15.3), después de haber calculado [H+].
De acuerdo con los pasos mostrados en la página 635, los cambios en las concentraciones 
de HF, H+ y F– se resumen como sigue:
 HF(ac) m H+(ac) + F –(ac)
 Inicial (M ): 0.50 0.00 0.00
 Cambio (M ): –x +x +x
 Equilibrio (M ): 0.50 – x x x
Las concentraciones de HF, H+ y F – en el equilibrio, expresadas en función de la incógni-
ta x, se sustituyen en la expresión de la constante de ionización para obtener
Al reordenar esta expresión, tenemos
x2 + 7.1 × 10–4x – 3.6 × 10–4 = 0
Ésta es una ecuación cuadrática que resolvemos utilizando la fórmula para las ecuaciones de 
segundo grado (véase el apéndice 4). A veces conviene hacer una simplificación para obtener 
el valor de x. Debido a que el HF es un ácido débil y los ácidos débiles están poco ionizados, 
suponemos que x debe ser muy pequeño en comparación con 0.50. Por tanto, hacemos la 
siguiente aproximación
0.50 – x ≈ 0.50
Ahora la expresión de la constante de ionización queda
Ka =
 [H+][F – ] 
= 7.1 × 10–4
 [HF]
Ka =
 (x)(x) 
= 7.1 × 10–4
 0.50 – x
 
x2 
≈
 x2 
= 7.1 × 10–4
 0.50 – x 0.50
El signo ≈ significa “aproximadamente 
igual a”. Una analogía de la aproximación 
es un camión cargado con carbón. Si en el 
trayecto hubiera perdido unos cuantos 
trozos de carbón, esto no significaría un 
cambio apreciable en la masa general de 
la carga.
15_CHAPTER 15.indd 672 12/20/09 7:05:49 PM
67315.5 Ácidos débiles y la constante de ionización de un ácido
Al reordenar, obtenemos
 x2 = (0.50)(7.1 × 10–4) = 3.55 × 10–4 
 x = "3.55 × 10–4 = 0.019 M
Así obtenemos el valor de x sin necesidad de utilizar la ecuación cuadrática. En el equilibrio 
tenemos:
 [HF] = (0.50 – 0.019) M = 0.48 M
 [H+] = 0.019 M
 [F–] = 0.019 M
y el pH de la disolución es
pH = –log (0.019) = 1.72
¿Qué tan buena es esta aproximación? Debido a que los valores de Ka de los ácidos dé-
biles se conocen con una exactitud de sólo ±5%, es razonable que x sea menor que 5% de 
0.50, el número al cual se le resta. En otras palabras, la aproximación es válida si la expresión 
siguiente es igual o menor que 5%:
Por tanto, la aproximación que hicimos es aceptable.
Ahora considere una situación diferente. Si la concentración inicial de HF es de 0.050 M 
y utilizamos el procedimiento anterior, obtenemos un valor para x de 6.0 × 10–3 M. Sin em-
bargo, la siguiente comprobación demuestra que esta respuesta no es una aproximación válida 
porque es mayor que 5% de 0.050 M:
En este caso, podemos obtener un valor aproximado de x resolviendo la ecuación cuadrática. 
La	ecuación	cuadrática	
Empezamos por escribir la expresión de la ionización en términos de la incógnita x:
 
 x2 + 7.1 × 10–4x – 3.6 × 10–5 = 0
Esta expresión es una ecuación de segundo grado del tipo ax2 + bx + c = 0. Al utilizar la 
fórmula de las ecuaciones cuadráticas, escribimos
 0.019 M
 
× 100% = 3.8%
 0.50 M
 6.0 × 10–3 M
 
× 100% = 12%
 0.50 M
 
x2 
= 7.1 × 10–4
 0.050 – x
x =
 =
 =
 = 5.6 × 10–3 M o – 6.4 × 10–3 M
–b ± "b2 – 4ac
2a
–7.1 × 10–4 ± "(7.1 × 10–4)2 – 4(1)(–3.6 × 10–5)
2(1)
–7.1 × 10–4 ± 0.012
2
15_CHAPTER 15.indd 673 12/20/09 7:05:50 PM
674 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
La segunda solución (x = –6.4 × 10–3 M) es físicamente imposible puesto que la concentra-
ción de los iones producidos como resultado de la ionización no puede ser negativa. Al selec-
cionar x = 5.6 × 10–3 M, podemos obtener [HF], [H+] y [F – ] como sigue:
 [HF] = (0.050 – 5.6 × 10–3) M = 0.044 M
 [H+] = 5.6 × 10–3 M
 [F – ] = 5.6 × 10–3 M
Entonces, el pH de la disolución es
pH = –log (5.6 × 10–3) = 2.25
En resumen, los pasos principales para resolver problemas de ionización de ácidos débi-
les son:
 1. Identificar las especies principales que pueden afectar el pH de la disolución. En la mayo-
ría de los casos podemos ignorar la ionización del agua. Omitimos el ion hidroxilo porque 
su concentración se determina mediante la del ion H+.
 2. Expresar las concentraciones de equilibrio de dichas especies en funciónde la concentra-
ción inicial del ácido y una sola incógnita, x, que representa el cambio en la concentración.
 3. Escribir la ionización del ácido débil y expresar la constante de ionización Ka en función 
de las concentraciones de equilibrio de H+, la base conjugada y el ácido sin ionizar. Pri-
mero obtenemos el valor de x por el método de aproximación. Si el método de aproxima-
ción no es válido, utilizamos la ecuación cuadrática para obtener x.
 4. Después de obtener el valor de x, calculamos las concentraciones de equilibrio de todas 
las especies y el pH de la disolución.
En el ejemplo 15.8 proporcionamos otra muestra de este procedimiento.
HNO2
Calcule el pH de una disolución de ácido nitroso (HNO2) 0.036 M:
HNO2(ac) m H+(ac) + NO–
2(ac)
Estrategia	 Recuerde que un ácido débil sólo se ioniza parcialmente en el agua. Se nos 
proporciona la concentración inicial de un ácido débil y se nos pide calcular el pH de la 
disolución en el equilibrio. Es útil realizar un diagrama para llevar el conteo de las especies 
pertinentes.
Como en el ejemplo 15.6, despreciamos la ionización del agua, de manera que la fuente 
principal de iones H+ es el ácido. La concentración de iones OH– es muy pequeña, como se 
esperaría de una disolución ácida, así que está presente como una especie menor.
(continúa)
EjEmplo 15.8
15_CHAPTER 15.indd 674 12/20/09 7:05:51 PM
67515.5 Ácidos débiles y la constante de ionización de un ácido
Solución	 Seguimos el procedimiento que ya se señaló.
Paso 1: Las especies que pueden afectar el pH de la disolución son HNO2, H
+, y la base 
conjugada NO–
2. Despreciamos la contribución del agua a [H+].
Paso 2: Establecemos x como la concentración en el equilibrio de los iones H+ y NO–
2 en 
mol/L, y resumimos:
 HNO2(ac) m H+(ac) + NO2(ac)
 Inicial (M ): 0.036 0.00 0.00
 Cambio (M ): –x +x +x
 Equilibrio (M ): 0.036 – x x x 
Paso 3: Con base en la tabla 15.3 escribimos
 
 Una vez que aplicamos la aproximación 0.036 – x ≈ 0.036, obtenemos
 
 Para comprobar la aproximación
 Como esto es mayor que 5%, la aproximación que realizamos no es válida y 
debemos resolver la ecuación cuadrática como sigue:
 x2 + 4.5 × 10–4x – 1.62 × 10–5 = 0
 La segunda respuesta es físicamente imposible, debido a que la concentración de los 
iones producidos como resultado de la ionización no puede ser negativa. Por 
consiguiente, la respuesta está dada por la raíz positiva, x = 3.8 × 10–3 M.
Paso 4: En el equilibrio
 [H+] = 3.8 × 10–3 M
 pH = –log (3.8 × 10–3)
 =
Verificación	 Observe que el pH calculado indica que la disolución es ácida, lo que 
esperaríamos de una disolución de un ácido débil. Compare el pH calculado con el de la 
disolución de un ácido fuerte 0.036 M como el HCl para que se percate de la diferencia entre 
un ácido débil y uno fuerte.
Ejercicio	de	práctica	 ¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0.122 M cuya Ka es de 
5.7 × 10–4?
–
 Ka =
 [H+][NO2]
 [HNO2]
 4.5 × 10–4 = 
x2
 0.036 – x
–
 4.5 × 10–4 = 
x2 
≈
 x2
 0.036 – x 0.036
 x2 = 1.62 × 10–5
 x = 4.0 × 10–3 M
 4.0 × 10–4 M
 × 100% = 11%
 0.036 M 
x =
 
 = 3.8 × 10–3 M o –4.3 × 10–3 M
–4.5 × 10–4 ± "(4.5 × 10–4)2 – 4(1)(–1.62 × 10–5)
2(1)
2.42
Problema similar: 15.43.
15_CHAPTER 15.indd 675 12/20/09 7:05:52 PM
676 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
Una forma de determinar el valor de la Ka de un ácido consiste en medir el pH en el equi-
librio de una disolución del ácido de concentración conocida. En el ejemplo 15.9 aplicamos 
este método.
HCOOH
El pH de una disolución de ácido fórmico (HCOOH) 0.10 M es de 2.39. ¿Cuál es la Ka del 
ácido?
Estrategia	 El ácido fórmico es un ácido débil. Sólo se ioniza parcialmente en el agua. 
Observe que la concentración del ácido fórmico se refiere a la concentración inicial, antes de 
haber iniciado la ionización. Por otra parte, el pH de la disolución se refiere al estado de 
equilibrio. Para calcular Ka, necesitamos saber las concentraciones de las tres especies: [H+], 
[HCOO – ] y [HCOOH] en el equilibrio. Como siempre, ignoramos la ionización del agua. El 
siguiente diagrama resume la situación.
Solución	Procedemos como sigue.
Paso 1: Las principales especies en disolución son HCOOH, H+ y la base conjugada HCOO–.
Paso 2: Primero necesitamos calcular la concentración de ion hidrógeno a partir del valor del 
pH
 pH = –log [H+]
 2.39 = –log [H+]
 Si tomamos el antilogaritmo de ambos lados, obtenemos
[H+] = 10–2.39 = 4.1 × 10–3 M
 A continuación resumimos los cambios:
 HCOOH(ac) m H+(ac) + HCOO–(ac)
Inicial (M): 0.10 0.00 0.00
Cambio (M): –4.1 × 10–3 +4.1 × 10–3 +4.1 × 10–3
Equilibrio (M): (0.10 – 4.1 × 10–3) 4.1 × 10–3 4.1 × 10–3
 Observe que debido a que conocemos el valor del pH, y por consiguiente la 
concentración del ion H+, también conocemos las concentraciones de HCOOH y 
HCOO– en el equilibrio.
Paso 3: La constante de ionización del ácido fórmico está dada por
(continúa)
EjEmplo 15.9
 Ka =
 [H+][HCOO – ]
 [HCOOH]
 = 
(4.1 × 10–3)(4.1 × 10–3)
 (0.10 – 4.1 × 10–3)
 = 1.8 × 10
 – 4
15_CHAPTER 15.indd 676 12/20/09 7:05:54 PM
67715.5 Ácidos débiles y la constante de ionización de un ácido
Porcentaje	de	ionización
Como hemos visto, la magnitud de Ka indica la fuerza de un ácido. Otra forma de medir la 
fuerza de un ácido es mediante su porcentaje de ionización, que se define como
 concentración del ácido ionizado en el equilibrio
porcentaje de ionización = × 100% (15.11)
 concentración inicial del ácido
Cuanto más fuerte es un ácido, mayor será su porcentaje de ionización. Para un ácido mono-
prótico HA, la concentración del ácido que se ioniza es igual a la concentración de iones H+ 
o a la concentración de iones A– en el equilibrio. Por tanto, podemos definir el porcentaje de 
ionización como
 [H+]
porcentaje de ionización = × 100%
 
[HA]0
donde [H+] es la concentración en el equilibrio y [HA]0 es la concentración inicial.
Refiriéndonos al ejemplo 15.8, observe que el porcentaje de ionización de una disolución 
de HNO2 0.036 M es
 
3.8 × 10–3 M
porcentaje de ionización = × 100% = 11%
 
0.036 M
Así, sólo una de cada 9 moléculas de HNO2 está ionizada, lo cual concuerda con el hecho de 
que el HNO2 es un ácido débil.
La proporción en la que se ioniza un ácido débil depende de su concentración inicial. 
Cuanto más diluida sea la disolución, mayor será el porcentaje de ionización (figura 15.4). 
En términos cualitativos, cuando se diluye un ácido, la concentración de “partículas” en la 
disolución es reducida. De acuerdo con el principio de Le Châtelier (véase sección 14.5), esta 
reducción en la concentración de partículas (la tensión) es contrarrestada por el desplazamien-
to de la reacción hacia el lado con más partículas; es decir, el equilibrio se desplaza del lado 
del ácido no ionizado (una partícula) al lado que contiene iones H+ y la base conjugada (dos 
partículas): HA m H+ + A–. En consecuencia, la concentración de “partículas” aumenta 
en la disolución.
La dependencia del porcentaje de ionización en función de la concentración inicial se 
ilustra mediante el caso del HF, que analizamos en la página 672:
HF 0.50 M
 
0.019 M
porcentaje de ionización = × 100% = 3.8%
 
0.50 M
HF 0.050 M
 
5.6 × 10–3 M
porcentaje de ionización = × 100% = 11%
 
0.050 M
Como esperábamos, observamos que cuanto más diluida es una disolución de HF, mayor será 
el porcentaje de ionización del ácido.
Problema similar: 15.45.
Verificación	El valor de Ka difiere ligeramente del que aparece en la tabla 15.3 debido al 
método de redondeo que utilizamos en el cálculo.
Ejercicio	de	práctica	El pH de un ácido monoprótico débil 0.060 M es de 3.44. Calcule la 
Ka del ácido.
Podemos comparar las fuerzas de los 
ácidos en términos del porcentaje de 
ionización sólo si las concentraciones de 
los ácidos son las mismas.
Figura	15.4	Dependencia de 
la concentración inicial del ácido 
en función del porcentaje de 
ionización. Observe que, a con-
centraciones muybajas, todos los 
ácidos (fuertes y débiles) están 
casi completamente ionizados.
0
%
 d
e 
io
ni
za
ci
ón
100
Concentración inicial del ácido
Ácido débil
Ácido fuerte
15_CHAPTER 15.indd 677 12/20/09 7:05:56 PM
678 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
15.6	 Bases	débiles	y	la	constante	de	ionización	de	una	base	
La ionización de las bases débiles puede analizarse de la misma manera que la ionización de 
los ácidos débiles. Cuando el amoniaco se disuelve en agua, se lleva a cabo la reacción
NH3(ac) + H2O(l) m NH4(ac) + OH–(ac)
La constante de equilibrio está dada por
En comparación con la concentración total de agua, en esta reacción se consumen muy pocas 
moléculas de ésta, por lo que [H2O] puede tratarse como una constante. Entonces, la constante 
de ionización de una base (Kb), que es la constante de equilibrio para la reacción de ioniza-
ción, puede escribirse como
La tabla 15.4 incluye algunas bases débiles comunes y sus constantes de ionización. Observe 
que la basicidad de todos esos compuestos se atribuye al par electrónico libre del átomo de 
nitrógeno. La capacidad del par libre para aceptar un ion H+ convierte a estas sustancias en 
bases de Brønsted.
Para la solución de problemas que incluyen bases débiles seguimos el mismo procedi-
miento que utilizamos para los ácidos débiles. La diferencia principal es que ahora calculamos 
primero [OH–], en lugar de [H+]. En el ejemplo 15.10 aplicamos este procedimiento.
El par de electrones libres (color rojo) en el 
átomo de N da lugar a la basicidad del 
amoniaco.
+
 K =
 [NH4][OH–]
 [NH3][H2O]
+
Kb =
 
K[H2O] =
 [NH4][OH–]
 [NH3]
 = 1.8 × 10–5
+
¿Cuál es el pH de una disolución de amoniaco 0.40 M?
Estrategia	 El procedimiento aquí es similar al que utilizamos para un ácido débil (vea el 
ejemplo 15.8). A partir de la ionización del amoniaco, podemos observar que las especies 
principales en una disolución en el equilibrio son NH3, NH4 y OH–. La concentración del ion 
hidrógeno es muy pequeña, como esperaríamos en una disolución básica, así que se presenta 
como una especie menor. Como antes, ignoramos la ionización del agua. Elaboramos un 
diagrama para llevar el conteo de las especies pertinentes como sigue:
Solución	 Procedemos de acuerdo con los siguientes pasos.
Paso 1: Las principales especies en una disolución de amoniaco son NH3, NH4 y OH–. 
Ignoramos la muy pequeña contribución del OH– debida al agua.
(continúa)
EjEmplo 15.10
+
+
15_CHAPTER 15.indd 678 12/20/09 7:05:58 PM
67915.6 Bases débiles y la constante de ionización de una base
Paso 2: Asumimos que x sea la concentración en el equilibrio de los iones NH4 y OH– en 
mol/L, y resumimos
 NH3(ac) + H2O(l) m NH4(ac) + OH–(ac)
Inicial (M ): 0.40 0.00 0.00
Cambio (M ): –x +x +x
Equilibrio (M ): 0.40 – x x x
Paso 3: En la tabla 15.4 aparece el valor de Kb:
(continúa)
TABlA 15.4 Constantes de ionización de algunas bases débiles y sus ácidos conjugados a 25ºC
Nombre de la base Fórmula Estructura Kb* Ácido conjugado Ka
Etilamina C2H5NH2 5.6 × 10–4 C2H5NH3
 1.8 × 10–11
Metilamina CH3NH2 4.4 × 10–4 CH3NH3
 2.3 × 10–11
Amoniaco NH3 1.8 × 10–5 NH4 5.6 × 10–10
Piridina C5H5N 1.7 × 10–9 C5H5NH 5.9 × 10–6
Anilina C6H5NH2 3.8 × 10–10 C6H5NH3
 2.6 × 10–5
Cafeína C8H10N4O2 5.3 × 10–14 C8H11N4O2
 0.19
Urea (NH2)2CO 1.5 × 10–14 H2NCONH3
 0.67
* El átomo de nitrógeno con el par libre explica la basicidad de cada compuesto. En el caso de la urea, Kb se puede asociar con cualquier átomo de nitrógeno.
N
A
H
CH3OCH2ONOHO
A
H
CH3ONOHO
N
COH
N
Q
O
 B
 A
CH3
N
ECH
C
B A
 CHNEC
O
K
H3CH N
ECH3
A
H
HONOHO
NS
ONOH
A
H
O
A
H
O
B
HONOCONOHO
A
H
O
+
+
+
+
+
+
+
+
+
 Kb =
 [NH+
4 ][OH – ]
 [NH3]
1.8 × 10–5 = 
x2
 0.40 – x
15_CHAPTER 15.indd 679 12/20/09 7:06:03 PM
680 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
15.7	 Relación	entre	las	constantes	de	ionización		
de	los	ácidos	y	sus	bases	conjugadas
Se puede encontrar una relación importante entre la constante de ionización de un ácido y la 
constante de ionización de su base conjugada, con el ácido acético como ejemplo:
CH3COOH(ac) m H+(ac) + CH3COO–(ac)
La base conjugada, CH3COO–, suministrada por una disolución de acetato de sodio 
(CH3COONa), reacciona con el agua de acuerdo con la ecuación
CH3COO–(ac) + H2O(l) m CH3COOH(ac) + OH–(ac)
y la constante de ionización de la base la escribimos como
El producto de estas dos constantes de ionización está dado por
La regla del 5% (página 673) también se 
aplica a las bases.
Problema similar: 15.53.
 Al aplicar la aproximación 0.40 – x ≈ 0.40, obtenemos
 Para probar la aproximación, escribimos
 Por tanto, la aproximación es válida.
Paso 4: Al equilibrio, [OH–] = 2.7 × 10–3 M. Así,
 pOH = –log (2.7 × 10–3)
 = 2.57
 pH = 14.00 – 2.57
 = 
Verificación	 Observe que el pH calculado es básico, lo que esperaríamos de una disolución 
de una base débil. Compare el pH calculado con el de una disolución de una base fuerte 
0.40 M, como KOH, para que se percate de la diferencia entre una base fuerte y una débil.
Ejercicio	de	práctica	 Calcule el pH de una disolución de metilamina 0.26 M (vea la tabla 
15.4).
1.8 × 10–5 = 
x2 
≈
 x2
 0.40 – x 0.40
 x2 = 7.2 × 10–6
 x = 2.7 × 10–3 M
 2.7 × 10–3 M
 × 100% = 0.68%
 0.40 M 
11.43
Ka = 
[H+][CH3COO–]
 [CH3COOH]
Ka Kb = 
[H+][CH3COO–] 
× 
[CH3COOH][OH–]
 [CH3COOH] [CH3COO–]
 = [H+][OH–]
 = Kw
Kb = 
[CH3COOH][OH–]
 [CH3COO–]
15_CHAPTER 15.indd 680 12/20/09 7:06:04 PM
68115.8 Ácidos dipróticos y polipróticos
Tal vez este resultado parezca extraño a primera vista, pero al adicionar las dos ecuaciones 
observamos que la suma corresponde a la autoionización del agua.
 1) CH3COOH(ac) m H+(ac) + CH3COO–(ac) Ka
 2) CH3COO–(ac) + H2O(l) m CH3COOH(ac) + OH–(ac) Kb
 3) H2O(l) m H+(ac) + OH–(ac) Kw
Este ejemplo ilustra una de las reglas de los equilibrios químicos: cuando dos reacciones 
se suman para originar una tercera reacción, la constante de equilibrio de la tercera reacción es 
el producto de las constantes de equilibrio de las dos reacciones que se han adicionado (vea la 
sección 14.2). Así, para cualquier par conjugado ácido-base siempre se cumple que
 KaKb = Kw (15.12)
Al expresar la ecuación (15.12) como
llegamos a una conclusión importante: cuanto más fuerte es un ácido (mayor Ka), su base 
conjugada será más débil (menor Kb), y viceversa (vea las tablas 15.3 y 15.4).
Podemos utilizar la ecuación (15.12) para calcular la Kb de la base conjugada (CH3COO–) 
del CH3COOH como sigue. Tomamos el valor de Ka del CH3COOH de la tabla 15.3 y escri-
bimos
Ka =
 Kw
 Kb
Kb =
 Kw
 Ka
Kb =
 Kw
 Ka
 = 1.0 × 10–14
 1.8 × 10–5
 = 5.6 × 10–10
Revisión de conceptos
Considere los siguientes dos ácidos y sus constantes de ionización:
 HCOOH Ka = 1.7 × 10–4
 HCN Ka = 4.9 × 10–10
Cuál base conjugada es más fuerte? (HCOO− o CN−)
15.8	 Ácidos	dipróticos	y	polipróticos
El tratamiento de los ácidos dipróticos y polipróticos es más complicado que el de los ácidos 
monopróticos porque dichas sustancias pueden ceder más de un ion hidrógeno por molécula. 
Estos ácidos se ionizan por etapas, es decir, pierden un protón cada vez. Se puede escribir una 
expresión de la constante de ionización para cada etapa de ionización. Como consecuencia, a 
menudo deben utilizarse dos o más expresiones de la constante de equilibrio para calcular las 
concentraciones de las especies en la disolución del ácido. Por ejemplo, para el ácido carbó-
nico, H2CO3, escribimos
 H2CO3(ac) m H+(ac) + HCO3(ac)
 HCO–
3(ac) m H+(ac) + CO3 (ac)
Ka1 
= 
[H+][HCO3]
 [H2CO3]
Ka2 
= 
[H+][CO3 ]
 [HCO–
3]
2–
2–
–
–
De arriba abajo: H2CO3, HCO–
3 y CO3
2–.
15_CHAPTER 15.indd 681 12/20/09 7:06:05 PM
682 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
Observe que la base conjugada de la primera etapa de ionización se convierte en el ácido de 
la segunda etapa de ionización.
En la tabla 15.5 de la página 683 se señalan las constantes de ionización de algunos áci-
dosdipróticos y de un ácido poliprótico. Para un ácido en particular, la primera constante de 
ionización es mucho mayor que la segunda, y así sucesivamente. Esta tendencia resulta lógica 
ya que es más sencillo remover un ion H+ de una molécula neutra que otro ion H+ de un ion 
cargado negativamente derivado de la misma molécula.
En el ejemplo 15.11 calculamos las concentraciones de equilibrio de todas las especies de 
un ácido diprótico en disolución acuosa.
H2C2O4
El ácido oxálico (H2C2O4) es una sustancia venenosa que se utiliza principalmente como 
agente blanqueador y limpiador (por ejemplo, para eliminar el sarro de los baños). Calcule las 
concentraciones de todas las especies presentes en el equilibrio de una disolución 0.10 M.
Estrategia	 La determinación de las concentraciones en el equilibrio de las especies de un 
ácido diprótico en una disolución acuosa es más complicada que para un ácido monoprótico. 
Como en el ejemplo 15.8, seguimos el mismo procedimiento utilizado para un ácido 
monoprótico en cada etapa. Observe que la base conjugada de la primera etapa de ionización 
se convierte en el ácido para la segunda etapa de ionización.
Solución	 Procedemos de acuerdo con los siguientes pasos.
Paso 1: Las principales especies en la disolución en esta etapa son el ácido no ionizado, los 
iones H+, y la base conjugada, HC2O4.
Paso 2: Establecemos que x sea la concentración en el equilibrio de los iones H+ y HC2O4 en 
mol/L, y resumimos
 H2C2O4(ac) m H+(ac) + HC2O4(ac)
Inicial (M ): 0.10 0.00 0.00
Cambio (M ): –x +x +x
Equilibrio (M ): 0.10 – x x x
Paso 3: La tabla 15.5 nos da
 Una vez que aplicamos la aproximación 0.10 – x ≈ 0.10, obtenemos
 Para comprobar la aproximación
(continúa)
EjEmplo 15.11
6.5 × 10–2 = 
x2 
≈
 x2
 0.10 – x 0.10
 x2 = 6.5 × 10–3
 x = 8.1 × 10–2 M
 8.1 × 10–2 M
 × 100% = 81%
 0.10 M 
 Ka =
 [H+][HC2O4]
 [H2C2O4]
6.5 × 10–2 = 
x2
 0.10 – x
–
–
–
–
15_CHAPTER 15.indd 682 12/20/09 7:06:06 PM
683
TABlA 15.5 Constantes de ionización de algunos ácidos dipróticos y un ácido poliprótico y sus bases 
conjugadas a 25ºC
Nombre del ácido Fórmula Estructura Ka Base conjugada Kb
Ácido sulfúrico H2SO4 Muy grande HSO–
4
 Muy pequeño
Ion hidrogenosulfato HSO–
4 1.3 × 10–2 SO2–
4
 7.7 × 10–13
Ácido oxálico H2C2O4 6.5 × 10–2 HC2O
–
4 1.5 × 10–13
Ion hidrogenooxalato HC2O
–
4 6.1 × 10–5 C2O
2–
4
 1.6 × 10–10
Ácido sulfuroso* H2SO3 1.3 × 10–2 HSO–
3
 7.7 × 10–13
Ion hidrogenosulfito HSO–
3 6.3 × 10–8 SO2–
3
 1.6 × 10–7
Ácido carbónico H2CO3 4.2 × 10–7 HCO–
3
 2.4 × 10–8
Ion hidrogenocarbonato HCO–
3 4.8 × 10–11 CO2–
3
 2.1 × 10–4
Ácido sulfhídrico H2S H—S—H 9.5 × 10–8 HS– 1.1 × 10–7
Ion hidrogenosulfuro** HS– H—S– 1 × 10–19 S2– 1 × 105
Ácido fosfórico H3PO4 7.5 × 10–3 H2PO–
4
 1.3 × 10–12
Ion dihidrogenofosfato H2PO–
4 6.2 × 10–8 HPO2–
4
 1.6 × 10–7
Ion hidrogenofosfato HPO2–
4 4.8 × 10–13 PO3–
4
 2.1 × 10–2
O
B
B
O
HOOOSOOOH
O
B
B
O
HOOOSOO�
O
B
O
B
HOOOCOCOOOH
O
B
O
B
HOOOCOCOO�
O
B
HOOOSOOOH
O
B
HOOOSOO�
O
B
HOOOCOOOH
O
B
HOOOCOO�
O
B
A
O
A
H
HOOOPOOOH
O
B
A
O
A
H
HOOOPOO�
O
B
A
O
HOOOPOO�
�
* El H2SO3 nunca ha sido aislado y existe sólo en una concentración mínima en una disolución acuosa de SO2. El valor de Ka aquí se refiere al proceso 
SO2(g) + H2O(l) m H+(ac) + HSO3(ac)
** La constante de ionización del HS– es muy baja y difícil de medir. El valor presentado aquí sólo es una estimación.
–
15_CHAPTER 15.indd 683 12/20/09 7:06:15 PM
684 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
 Es evidente que la aproximación no es válida. Por tanto debemos resolver la 
ecuación cuadrática
x2 + 6.5 × 10–2x – 6.5 × 10–3 = 0
 El resultado es x = 0.054 M.
Paso 4: Cuando se alcanza el equilibrio de la primera etapa de ionización, las concentraciones 
son
 [H+] = 0.054 M
 [HC2O
–
4 ] = 0.054 M
 [H2C2O4] = (0.10 – 0.054) M = 0.046 M
 A continuación consideramos la segunda etapa de ionización.
Paso 1: En esta etapa, las principales especies son HC2O
–
4, que actúa como el ácido en la 
segunda etapa de ionización, H+, y la base conjugada C2O
2–
4.
Paso 2: Establecemos que y sea la concentración en el equilibrio de los iones H+ y C2O
2–
4 en 
mol/L, y resumimos:
 HC2O
–
4(ac) m H+(ac) + C2O
2–
4 (ac)
Inicial (M): 0.054 0.054 0.00
Cambio (M): –y +y +y
Equilibrio (M): 0.054 – y 0.054 + y y
Paso 3: A partir de la tabla 15.5 tenemos que
 Al aplicar la aproximación 0.054 + y ≈ 0.054 y 0.054 – y ≈ 0.054, obtenemos
 y comprobamos la aproximación
 
 La aproximación es válida.
Paso 4: En el equilibrio:
 
 [H2C2O4] =
 [HC2O
–
4 ] = (0.054 – 6.1 × 10–5) M =
 [H+] = (0.054 + 6.1 × 10–5) M =
 [C2O
2–
4 ] = 
 [OH – ] = 1.0 × 10–14/0.054 =
Ejercicio	de	práctica	 Calcule las concentraciones de los iones H2C2O4, HC2O4, C2O
2– y 
H+ en una disolución de ácido oxálico 0.20 M.
 Ka =
 [H+][C2O
2–
4 ]
 [HC2O
–
4 ]
6.1 × 10–5 = 
(0.054 + y)(y)
 (0.054 – y)
 (0.054)(y)
 = y = 6.1 × 10–5 M
 (0.054) 
 6.1 × 10–5 M
 × 100% = 0.11%
 0.054 M 
0.046 M
0.054 M
0.054 M
6.1 × 10–5 M
1.9 × 10–13 M
–
4
Problema similar: 15.64.
15_CHAPTER 15.indd 684 12/20/09 7:06:16 PM
68515.9 Estructura molecular y fuerza de los ácidos
En el ejemplo 15.11 se muestra que para los ácidos dipróticos, si Ka1
 @ Ka2
, entonces la 
concentración de iones H+ sólo provendrá de la primera etapa de ionización. Además, la con-
centración de la base conjugada para la segunda etapa de ionización es numéricamente igual 
a Ka2
.
El ácido fosfórico (H3PO4) es un ácido poliprótico con tres átomos de hidrógeno ionizables:
Revisión de conceptos
¿Cuál de los diagramas siguientes representa una disolución de ácido sulfúrico? Para 
fines de claridad, se omitieron las moléculas de agua.
a) b) c)
� HSO�
4 � H3O�� SO2
4
�
� H2SO4
Ka1 
= 
[H+][H2PO4] = 7.5 × 10–3 
 [H3PO4]
Ka2 
= 
[H+][HPO2–] 
= 6.2 × 10–8 
 [H2PO4]
Ka3 
= 
[H+][PO3–] 
= 4.8 × 10–13 
 [HPO2–]
–
4
4
4
–
 H3PO4(ac) m H+(ac) + H2PO4(ac)
 H2PO4(ac) m H+(ac) + HPO2–
4 (ac)
 HPO4 (ac) m H+(ac) + PO4 (ac)2– 3–
–
–
Vemos que el ácido fosfórico es un ácido poliprótico débil y que sus constantes de ionización 
disminuyen marcadamente para la segunda y tercera etapas. Por tanto, podemos predecir que 
en una disolución de ácido fosfórico la concentración de ácido no ionizado es la más grande y 
que las únicas otras especies presentes también en concentraciones significativas son los iones 
H+ y H2PO–
4.
15.9	 Estructura	molecular	y	fuerza	de	los	ácidos
La fuerza de un ácido depende de algunos factores, como las propiedades del disolvente, la 
temperatura y, por supuesto, la estructura molecular del ácido. Cuando comparamos la fuerza 
entre dos ácidos, podemos eliminar algunas variables considerando sus propiedades en el mis-
mo disolvente, a la misma temperatura y concentración. Entonces, nuestra atención se enfoca 
en la estructura de los ácidos.
Consideremos cierto ácido HX. La fuerza del ácido se mide por su tendencia a ionizarse:
HX h H+ + X–
H3PO4
15_CHAPTER 15.indd 685 12/20/09 7:06:20 PM
686 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
Hay dos factores que determinan el grado de ionización del ácido. Uno es la fuerza del enlace 
HOX; cuanto más fuerte sea el enlace, será más difícil que la molécula de HX se rompa y, por 
tanto, el ácido será más débil. El otro factor es la polaridad del enlace HOX. La diferencia de 
electronegatividades entre H y X tiene como resultado un enlace polar del tipo
d+ d–
HOX
Si el enlace es muy polar, es decir, si hay una acumulación grande de las cargas positiva y ne-
gativa en los átomos de H y de X, respectivamente, HX tenderá a romperse para formar iones 
H+ y X–. Por tanto, una gran polaridad es característica de un ácido fuerte. A continuación 
consideramos algunos ejemplos en los que tanto la fuerza del enlace como la polaridad del 
mismo desempeñan un papel importante en la determinación de la fuerza del ácido.
Ácidos	halogenhídricos
Los halógenos formanuna serie de ácidos binarios denominados ácidos halogenhídricos (HF, 
HCl, HBr y HI). De esta serie, ¿qué factor (fuerza del enlace o polaridad del enlace) es el 
predominante para determinar la fuerza de los ácidos binarios? Considere en primer lugar la 
fuerza del enlace HOX en cada uno de estos ácidos. En la tabla 15.6 se muestra que HF tiene 
la entalpía de enlace más alta de los cuatro halogenuros de hidrógeno y que HI tiene la entalpía 
de enlace más baja. Se requieren 568.2 kJ/mol para romper el enlace HOF y sólo 298.3 kJ/
mol para romper el enlace HOI. Con base en la entalpía de enlace, HI debe ser el ácido más 
fuerte debido a que su enlace es el más fácil de romper y de formar iones H+ y I –. En segundo 
lugar, considere la polaridad del enlace HOX. En esta serie de ácidos, la polaridad del enlace 
disminuye desde HF hacia HI porque F es el más electronegativo de los halógenos (vea la 
figura 9.5). Con base en la polaridad de enlace, HF debe ser el ácido más fuerte debido a la 
mayor acumulación de cargas positivas y negativas en los átomos de H y F. Por tanto, tenemos 
dos factores en competencia a considerar para determinar la fuerza de los ácidos binarios. El 
hecho de que HI sea un ácido fuerte y que HF sea un ácido débil indica que la entalpía de enla-
ce es el factor predominante en la determinación de la fuerza del ácido en los ácidos binarios. 
En esta serie de ácidos binarios, cuanto más débil sea el enlace, más fuerte será el ácido, de 
manera que la fuerza de los ácidos se incrementa como sigue:
HF ! HCl < HBr < HI
Oxiácidos
Ahora consideremos los oxiácidos. Éstos, como estudiamos en el capítulo 2, contienen hi-
drógeno, oxígeno y algún otro elemento Z, que ocupa una posición central. En la figura 15.5 
se ilustran las estructuras de Lewis de algunos oxiácidos comunes. Como podemos ver, estos 
TABlA 15.6
 Entalpías de enlace para halogenuros de hidrógeno y fuerzas 
ácidas para ácidos halogenhídricos
Enlace Entalpía de enlace (kj/mol) Fuerza del ácido
HOF 568.2 débil
HOCl 431.9 fuerte
HOBr 366.1 fuerte
HOI 298.3 fuerte
La fuerza de los ácidos halogenhídricos 
incrementa de HF a HI.
Para un repaso de la nomenclatura de los 
ácidos inorgánicos, vea la sección 2.8 (p. 
66).
Cl
F
Br
I
1A
3A 4A 5A 6A 7A
8A
2A
15_CHAPTER 15.indd 686 12/20/09 7:06:21 PM
68715.9 Estructura molecular y fuerza de los ácidos
ácidos se caracterizan por la presencia de uno o más enlaces OOH. El átomo central Z a su 
vez también puede estar ligado a otros grupos:
 G 
OZOOOH
 D
Si Z es un elemento electronegativo o está en un estado de oxidación alto, atraerá los 
electrones, haciendo que el enlace ZOO sea más covalente y el enlace OOH sea más polar. 
Como consecuencia, aumenta la tendencia a donar el hidrógeno como ion H+:
 G �� �� G
OZOOOH 88n OZOO� � H�
 D D
Al comparar la fuerza de los oxiácidos, conviene dividirlos en dos grupos.
 1. Oxiácidos que tienen diferentes átomos centrales que pertenecen al mismo grupo de la 
tabla periódica y que tienen el mismo número de oxidación. Dentro de este grupo, au-
menta la fuerza de los ácidos a medida que se incrementa la electronegatividad del átomo 
central, como ejemplifican HClO3 y HBrO3:
OSOS
A
HOOOClOOSOQOQ Q
OSOS
A
HOOOBrOOSOQOQ Q
 Cl y Br tienen el mismo número de oxidación, +5. Sin embargo, como Cl es más elec-
tronegativo que Br, atrae el par electrónico que comparte con el oxígeno (en el grupo 
ClOOOH) en mayor medida que el Br. En consecuencia, el enlace OOH es más polar en 
el ácido clórico que en el ácido brómico y se ioniza más fácilmente. Así, la fuerza relativa 
de los ácidos es
HClO3 > HBrO3
 2. Oxiácidos que tienen el mismo átomo central pero diferente número de grupos unidos 
a él. Dentro de este grupo, la fuerza del ácido se incrementa a medida que aumenta el 
número de oxidación del átomo central. Considere los oxiácidos del cloro que se in-
cluyen en la figura 15.6. En esta serie, la capacidad del cloro para atraer electrones del 
grupo OH (haciendo más polar el enlace OOH) aumenta con el número de átomos de O 
Figura	15.5	Estructuras de 
Lewis de algunos oxiácidos 
comunes. Por simplicidad, las 
cargas formales se han omitido.
HSO OO O
B
H
A
HPO OO
H
O
B
H
B
O SNO OH O
B
O PNOH
Ácido carbónico Ácido nitroso Ácido nítrico
Ácido fosforoso Ácido fosfórico Ácido sulfúrico
HCO OO
QO
O
QO
O
QO
O
QO
O
QO
O
QO
O
QO
O
QO
O
QO
O
QO
O
QO
O
QOOH O
B
S SO
S SO S SO S SO
S SOS SO
S SO
A
HPO
O
O
H
O
B
H
A
O
A medida que el número de oxidación de 
un átomo crece, aumenta su capacidad 
para atraer los electrones en un enlace.
La fuerza de los oxiácidos que contienen 
halógeno y que tienen el mismo número de 
átomos de O se incrementa de manera 
ascendente.
Cl
Br
I
1A
3A 4A 5A 6A 7A
8A
2A
15_CHAPTER 15.indd 687 12/20/09 7:06:25 PM
688 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
electronegativos unidos al Cl. Así, el HClO4 es el ácido más fuerte porque tiene el mayor 
número de átomos de O unidos al Cl, y la fuerza de los ácidos disminuye como sigue:
HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
 En el ejemplo 15.12 comparamos la fuerza de los ácidos a partir de sus estructuras mo-
leculares.
Figura	15.6	Estructuras de 
Lewis de los oxiácidos del cloro. 
El número de oxidación del 
átomo de Cl se muestra entre 
paréntesis. Por simplicidad, las 
cargas formales se han omitido. 
Observe que aunque el ácido 
hipocloroso se escribe como 
HClO, el átomo de H está enla-
zado al átomo de O.
ClOO OH
Ácido cloroso (�3)
A
ClOO O
O
H
Ácido perclórico (�7)
A
A
ClOO OH
Ácido clórico (�5)
ClO OH
Ácido hipocloroso (�1)
O
QO
O
QO Q
O
QO
O
QO
O
QO
O
QO
O
Q
OO
O
QO
S S OO
O
S S
S
S
S
O
QS
S S
Problema similar: 15.68.
Ácidos	carboxílicos	
Hasta aquí el análisis se ha centrado en los ácidos inorgánicos. Sin embargo, los ácidos car-
boxílicos son un grupo de ácidos orgánicos que también son dignos de analizarse. Podemos 
representar las estructuras de Lewis de estos ácidos de la siguiente manera:
Prediga las fuerzas relativas de los oxiácidos en cada uno de los siguientes grupos a) HClO, 
HBrO y HIO; b) HNO3 y HNO2.
Estrategia	 Examine la estructura molecular. En a) los dos ácidos tienen estructura similar 
pero diferente átomo central (Cl, Br y I). ¿Cuál átomo central es el más electronegativo? 
En b) los ácidos tienen el mismo átomo central (N) pero difieren en el número de átomos 
de O. ¿Cuál es el número de oxidación del N en cada uno de estos dos ácidos?
Solución	a) Todos estos ácidos tienen la misma estructura, y todos los halógenos tienen el 
mismo número de oxidación (+1). Como la electronegatividad disminuye de Cl a I, el 
átomo de Cl atrae en mayor medida al par de electrones que comparte con el átomo de O. 
En consecuencia, el enlace OOH es el más polar en HClO y el menos polar en HIO. Por 
tanto, la fortaleza del ácido disminuye de la siguiente manera:
HClO > HBrO > HIO
b) Las estructuras de HNO3 y HNO2 se muestran en la figura 15.5. Como el número de 
oxidación de N es +5 en HNO3 y +3 en HNO2, el HNO3 es un ácido más fuerte que el 
HNO2.
Ejercicio	de	práctica	¿Cuál de los siguientes ácidos es más débil: HClO2 o HClO3?
EjEmplo 15.12
ROCOOOH
O
B
OQ
S S
15_CHAPTER 15.indd 688 12/20/09 7:06:27 PM
68915.10 Propiedades ácido-base de las sales
donde R es parte de la molécula del ácido y la porción sombreada representa el grupo carboxi-
lo, OCOOH. La fuerza de estos ácidos depende de la naturaleza del grupo R. Considere, por 
ejemplo, el ácido acético y el ácido cloroacético:
La presencia del átomo electronegativo Cl en el ácido cloroacético desplaza la densidad elec-
trónica hacia el grupo R, lo que hace al enlace OOH más polar. En consecuencia, este ácido 
tiene mayor tendencia a ionizarse:
CH2ClCOOH(ac) m CH2ClCOO– (ac) + H+(ac)
La base conjugada del ácido carboxílico, denominada anión carboxilato (RCOO–), pre-
senta resonancia:
En el lenguaje de la teoría de orbitales moleculares, se atribuye la estabilidad del anión a su 
capacidad de dispersar o deslocalizarla densidad electrónica sobre varios átomos. Cuanto 
mayor sea el alcance de la deslocalización electrónica, más estable será el anión y mayor 
será la tendencia del ácido a experimentar ionización. Así, el ácido benzoico (C6H5COOH, 
Ka = 6.5 × 10–5) es un ácido más fuerte que el ácido acético debido a que el anillo de benceno 
(vea la página 449) facilita la deslocalización de los electrones; por ello, el anión benzoato 
(C6H5COO–) es más estable que el anión acetato (CH3COO–).
15.10	 Propiedades	ácido-base	de	las	sales
Como se definió en la sección 4.3, una sal es un compuesto iónico formado a partir de la reac-
ción entre un ácido y una base. Las sales son electrólitos fuertes que se disocian por completo 
para formar iones en agua. El término hidrólisis de una sal describe la reacción de un anión 
o un catión de una sal, o de ambos, con el agua. Por lo general, la hidrólisis de una sal afecta 
el pH de una disolución. 
Sales	que	producen	disoluciones	neutras
En general se cumple el hecho de que las sales que contienen un ion de un metal alcalino o de 
un metal alcalinotérreo (excepto Be2+) y la base conjugada de un ácido fuerte (por ejemplo, 
Cl–, Br– y NO3) no se hidrolizan en una medida apreciable y sus disoluciones se consideran 
neutras. Por ejemplo, cuando se disuelve en agua el NaNO3, una sal formada por la reacción 
entre el NaOH y el HNO3, se disocia por completo como sigue:
NaNO3(s) h Na+(ac) + NO3(ac)
El ion Na+ hidratado no dona ni acepta iones H+. El ion NO3 es la base conjugada del ácido 
fuerte HNO3 y no tiene afinidad por los iones H+. Como consecuencia, una disolución que 
contenga iones Na+ y NO3 es neutra, con un pH cercano a 7.
Sales	que	producen	disoluciones	básicas
La disolución de una sal derivada de una base fuerte y un ácido débil es básica. Por ejemplo, 
la disociación del acetato de sodio (CH3COONa) en agua está dada por
CH3COONa(s) h Na+(ac) + CH3COO–(ac)
HOCOCOOOH
O
B
OQ
S SH
A
A
H
HOCOCOOOH
O
B
OQ
S SCl
A
A
H
ácido acético (Ka
 
� 1.8 � 10�5) ácido cloroacético (K a
 
� 1.4 � 10�3)
ROCOO
O
B
OQ
S S
S� ROCPO
O
A
OQ
S S�O
m8n
Mapa del potencial electrostático del ion 
acetato. La densidad electrónica está 
distribuida de manera uniforme entre los 
dos átomos de O.
La palabra “hidrólisis” se deriva de las 
palabras griegas hydro, que significa 
“agua”, y lysis, que significa “separar o 
romper”.
En realidad, todos los iones positivos 
producen disoluciones ácidas en agua.
–
–
–
–
H2O
H2O
15_CHAPTER 15.indd 689 12/20/09 7:06:30 PM
690 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
El ion Na+ hidratado no tiene propiedades ácidas ni básicas. Sin embargo, el ion acetato 
CH3COO– es la base conjugada del ácido débil CH3COOH y, por tanto, tiene afinidad por los 
iones H+. La reacción de hidrólisis está dada por
CH3COO–(ac) + H2O(l) m CH3COOH(ac) + OH–(ac)
Debido a que esta reacción produce iones OH–, la disolución de acetato de sodio debe ser 
básica. La constante de equilibrio para esta reacción de hidrólisis es la constante de ionización 
de una base del CH3COO–, por lo que escribimos (vea la página 681) 
Debido a que cada ion CH3COO– que se hidroliza produce un ion OH–, la concentración de 
OH– en el equilibrio es la misma que la concentración de CH3COO– hidrolizado. El porcentaje 
de hidrólisis se define como
El mecanismo por el cual los iones 
metálicos producen disoluciones ácidas se 
analiza en la página 692.
Calcule el pH de una disolución de acetato de sodio (CH3COONa) 0.15 M. ¿Cuál es el 
porcentaje de hidrólisis?
Estrategia	 ¿Qué es una sal? En disolución, el CH3COONa se disocia completamente en 
iones Na+ y CH3COO–. El ion Na+, como vimos antes, no reacciona con el agua y no tiene 
efecto sobre el pH de la disolución. El ion CH3COO– es la base conjugada del ácido débil 
CH3COOH. Por tanto, esperamos que reaccione en cierto grado con agua para producir 
CH3COOH y OH–, en consecuencia la disolución será básica.
Solución
Paso 1: Debido a que iniciamos con una disolución de acetato de sodio 0.15 M, las 
concentraciones de los iones también son iguales a 0.15 M después de la disociación:
 CH3COONa(ac) h Na+(ac) + CH3COO–(ac)
Inicial (M): 0.15 0 0
Cambio (M): –0.15 +0.15 +0.15
Final (M): 0 0.15 0.15
 De estos iones, sólo el ion acetato reaccionará con agua
 
 CH3COO–(ac) + H2O(l) m CH3COOH(ac) + OH–(ac)
 En equilibrio, las especies principales en disolución son CH3COOH, CH3COO– y 
OH–. La concentración del ion H+ es muy pequeña, como esperaríamos de una 
disolución básica, así que se trata como una especie menor. La ionización del agua 
se ignora.
(continúa)
EjEmplo 15.13
Kb =
 [CH3COOH][OH–] 
= 5.6 × 10–10
 [CH3COO–]
% de hidrólisis =
 [CH3COO–]hidrolizado × 100%
 [CH3COO–]inicial
 =
 [OH–]equilibrio × 100%
 [CH3COO–]inicial
En el ejemplo 15.13 realizamos un cálculo basado en la hidrólisis del CH3COONa. Para 
resolver problemas de hidrólisis de sales seguimos el mismo procedimiento que utilizamos 
con los ácidos y bases débiles.
15_CHAPTER 15.indd 690 12/20/09 7:06:31 PM
69115.10 Propiedades ácido-base de las sales
Problema similar: 15.79.
Paso 2: Si tomamos x como la concentración de equilibrio de los iones OH– y del CH3COOH 
en mol/L, resumimos:
 CH3COO–(ac) + H2O(l) m CH3COOH(ac) + OH–(ac)
Inicial (M ): 0.15 0.00 0.00
Cambio (M ): –x +x +x
Equilibrio (M ): 0.15 – x x x
Paso 3: Con base en el análisis anterior y en la tabla 15.3, escribimos la constante de 
equilibrio de la hidrólisis, o la constante de ionización de la base, como
 Dado que el valor de Kb es muy pequeño y la concentración inicial de la base es 
grande, podemos aplicar la aproximación 0.15 – x ≈ 0.15:
Paso 4: En el equilibrio:
 [OH – ] = 9.2 × 10–6 M
 pOH = –log (9.2 × 10–6)
 = 5.04
 pH = 14.00 – 5.04
 = 8.96
 Por tanto, la disolución es básica, como esperábamos. El porcentaje de hidrólisis está 
dado por
 % de hidrólisis =
 =
Verificación	 El resultado muestra que sólo una muy pequeña cantidad del anión experimenta 
la hidrólisis. Observe que el cálculo del porcentaje de hidrólisis tiene la misma forma que la 
comprobación de la aproximación, que es válida en este caso.
Ejercicio	de	práctica	Calcule el pH de una disolución de formato de sodio (HCOONa) 
0.24 M.
 Kb =
 [CH3COOH][OH – ]
 [CH3COO – ]
 5.6 × 10–10 = 
x2
 0.15 – x
 5.6 × 10–10 = 
x2 
≈
 x2
 0.15 – x 0.15
 x = 9.2 × 10–6 M
 9.2 × 10–6 M
 × 100%
 0.15 M 
0.0061%
Sales	que	producen	disoluciones	ácidas
Cuando se disuelve en agua una sal derivada de un ácido fuerte, como HCl, y una base débil, 
como NH3, la disolución resulta ácida. Por ejemplo, considere el proceso
NH4Cl(s) h NH4(ac) + Cl–(ac)
El ion Cl–, por ser la base conjugada de un ácido fuerte, no tiene afinidad por el H+ y no mues-
tra tendencia a hidrolizarse. El ion amonio, NH4, es el ácido conjugado débil de la base débil 
NH3 y se ioniza como sigue:
NH4(ac) + H2O(l) m NH3(ac) + H3O
+(ac)
H2O +
+
+
15_CHAPTER 15.indd 691 12/20/09 7:06:32 PM
692 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
o simplemente
NH4(ac) m NH3(ac) + H+(ac)
Observe que esta reacción también representa la hidrólisis del ion NH4
+. Debido a que se pro-
ducen iones H+, el pH de la disolución disminuye. La constante de equilibrio (o constante de 
ionización) para este proceso está dada por
y podemos calcular el pH de una disolución de cloruro de amonio siguiendo el mismo proce-
dimiento utilizado en el ejemplo 15.13.
En principio, todos los iones metálicos reaccionan con el agua para producir una disolu-
ción ácida. Sin embargo, debido a que la proporción de hidrólisis es mayor para los cationes 
metálicos pequeños y con carga elevada, como Al3+, Cr3+, Fe3+, Bi3+ y Be2+, por lo general 
despreciamos la interacción con el agua de los iones de los metales alcalinos y de la mayoría 
de los metales alcalinotérreos, ya que es relativamente pequeña. Cuando se disuelve en agua el 
cloruro de aluminio (AlCl3), los iones Al3+ toman la forma hidratada Al(H2O)6
3+ (figura 15.7). 
Considere un enlaceentre el ion metálico y un átomo de oxígeno de una de las seis moléculas 
de agua en el Al(H2O)6
3+:
El ion Al3+ cargado positivamente atrae la densidad electrónica hacia él, aumentando la po-
laridad de los enlaces OOH. Como consecuencia, los átomos de H tienen mayor tendencia a 
ionizarse que los de las moléculas de agua que no están implicadas en la hidratación. Podemos 
escribir el proceso de ionización resultante como
Al(H2O)3+(ac) + H2O(l) m Al(OH)(H2O)2+(ac) + H3O
+(ac)
o simplemente Al(H2O)3+(ac) m Al(OH)(H2O)2+(ac) + H+(ac)
Figura	15.7	Las seis moléculas de H2O que rodean de manera octaédrica al ion Al3+. La atracción que el pequeño ion Al3+ ejerce sobre los 
pares libres en los átomos de oxígeno es tan grande que se debilitan los enlaces OOH en una molécula de H2O adherida al catión metálico, lo 
que permite la pérdida de un protón (H+) a expensas de una molécula de H2O que se aproxima. Esta hidrólisis del catión metálico vuelve ácida 
a la disolución.
Al(H2O)3+ Al(OH)(H2O)2+
+–
6 5H2O+ H3O++
Por coincidencia, el valor numérico de Ka 
en NH+
4 es el mismo que el de Kb en 
CH3COO–.
El Al3+ hidratado tiene las características 
de un donador de protones y, por tanto, de 
un ácido de Brønsted en esta reacción.
+
 Ka = 
[NH3][H
+] 
= 
Kw
 = 
1.0 × 10–14 
= 5.6 × 10–10
 [NH+
4] Kb 1.8 × 10–5
O
H
Al
H
m88 m
88
m
88
56
56
15_CHAPTER 15.indd 692 12/20/09 7:06:42 PM
69315.10 Propiedades ácido-base de las sales
La constante de equilibrio para la hidrólisis del catión metálico está dada por
Observe que Al(OH)(H2O)5
2+ puede ionizarse también
Al(OH)(H2O)5
2+(ac) m Al(OH)2(H2O)4
+(ac) + H+(ac)
y así sucesivamente. Sin embargo, por lo general basta considerar sólo la primera etapa de 
hidrólisis.
La proporción de hidrólisis es mayor para los iones más pequeños y con carga más alta 
porque un ion “compacto” con carga elevada es más eficaz en la polarización del enlace OOH 
y facilita la ionización. Ésta es la razón por la cual los iones relativamente grandes y de carga 
pequeña, como el Na+ y el K+, no se hidrolizan de manera notable. 
Sales	en	las	que	se	hidrolizan	tanto	el	catión	como	el	anión
Hasta ahora hemos considerado sales en las que sólo un ion se hidroliza. En las sales derivadas 
de un ácido débil y una base débil se hidrolizan tanto el catión como el anión. Sin embargo, 
una disolución que contenga una sal de este tipo puede ser ácida, básica o neutra, dependiendo 
de las fuerzas relativas del ácido débil y de la base débil. Como las matemáticas asociadas con 
este tipo de sistemas son más complicadas, el análisis se limitará a la elaboración de prediccio-
nes cualitativas con relación a este tipo de disoluciones, a partir de las siguientes guías:
 • Kb	+	Ka. Si la Kb del anión es mayor que la Ka del catión, la disolución debe ser básica 
porque el anión se hidrolizará en mayor proporción que el catión. En el equilibrio, habrá 
más iones OH– que H+.
 • Kb	*	Ka. Por el contrario, si la Kb del anión es menor que la Ka del catión, la disolución 
será ácida porque la hidrólisis del catión será mayor que la hidrólisis del anión.
 • Kb	?	Ka. Si la Ka es aproximadamente igual que la Kb, la disolución será esencialmente 
neutra.
En la tabla 15.7 se resume el comportamiento de las sales en disolución acuosa que estudia-
mos en esta sección.
En el ejemplo 15.14 se muestra cómo predecir las propiedades ácido-base de las disolu-
ciones de sales.
Observe que, en términos generales, 
Al(H2O)6
3+ es un ácido tan fuerte como el 
CH3COOH.
Ka =
 [Al(OH)(H2O)2+][H+] 
= 1.3 × 10–5
 [Al(H2O)3+]6
5
TABlA 15.7 propiedades ácido-base de las sales
 Iones que sufren pH de la 
Tipo de sal Ejemplos hidrólisis disolución
Catión de una base fuerte; anión de un ácido fuerte NaCl, KI, KNO3, RbBr, BaCl2 Ninguno ≈ 7
Catión de una base fuerte; anión de un ácido débil CH3COONa, KNO2 Anión > 7
Catión de una base débil; anión de un ácido fuerte NH4Cl, NH4NO3 Catión < 7
Catión de una base débil, anión de un ácido débil NH4NO2, CH3COONH4, NH4CN Anión y catión < 7 si Kb < Ka
 ≈ 7 si Kb ≈ Ka
 > 7 si Kb > Ka
Catión pequeño y altamente cargado; anión de un AlCl3, Fe(NO3)3 Catión hidratado < 7 
ácido fuerte
15_CHAPTER 15.indd 693 12/20/09 7:06:43 PM
694 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
Por último, observamos que algunos aniones pueden actuar como un ácido o como una 
base. Por ejemplo, el ion bicarbonato (HCO–
3 ) puede ionizarse o hidrolizarse como sigue (vea 
la tabla 15.5):
 HCO3(ac) + H2O(l) m H3O
+(ac) + CO2–(ac) Ka = 4.8 × 10–11
 HCO3(ac) + H2O(l) m H2CO3(ac) + OH–(ac) Kb = 2.4 × 10–8
Debido a que Kb > Ka, predecimos que la reacción de hidrólisis excederá al proceso de ioniza-
ción. Por tanto, una disolución de bicarbonato de sodio (NaHCO3) será básica.
Prediga si las siguientes disoluciones serán ácidas, básicas o esencialmente neutras: a) NH4I, 
b) NaNO2, c) FeCl3, d ) NH4F.
Estrategia	 Al decidir si una sal se hidrolizará, hágase las siguientes preguntas: ¿El catión es 
un ion metálico altamente cargado o un ion amonio? ¿El anión es la base conjugada de un 
ácido débil? Si responde afirmativamente a cualquiera de estas preguntas, entonces se 
presentará la hidrólisis. En casos donde tanto el catión como el anión reaccionan con el agua, 
el pH de la disolución dependerá de las magnitudes relativas de Ka para el catión y Kb para el 
anión (vea la tabla 15.7).
Solución	 En primer lugar descomponemos la sal en su catión y anión componentes y 
después examinamos la posible reacción de cada ion con el agua.
a) El catión es NH+
4 , el cual se hidrolizará para producir NH3 y H+. El anión I – es la base 
conjugada del ácido fuerte HI. Por tanto, I – no se hidrolizará y la disolución será ácida.
b) El catión Na+ no se hidroliza. El NO–
2 es la base conjugada del ácido débil HNO2 y se 
hidrolizará para producir HNO2 y OH–. La disolución será básica.
c) El Fe3+ es un ion metálico pequeño con una carga alta y se hidroliza para producir iones 
H+. El Cl – no se hidroliza. En consecuencia, la disolución será ácida.
d ) Tanto los iones de NH+
4 como de F – se hidrolizarán. A partir de las tablas 15.3 y 15.4 
vemos que el valor de Ka para NH+
4 (5.6 × 10–10) es mayor que Kb para F – (1.4 × 10–11). 
Por tanto, la disolución será ácida.
Ejercicio	de	práctica	 Prediga si las siguientes disoluciones serán ácidas, básicas o 
esencialmente neutras: a) LiClO4, b) Na3PO4, c) Bi(NO3)3, d ) NH4CN.
EjEmplo 15.4
Problemas similares: 15.75, 15.76.
Revisión de conceptos
Los diagramas que se muestran aquí representan las disoluciones de tres sales 
NaX (X = A, B o C). a) ¿Cuál X – tiene el ácido conjugado más débil? b) Ordene los 
tres aniones X – en orden de incremento de fortaleza de bases. El ion Na+ y las 
moléculas de agua se omitieron con fines de claridad.
NaA NaB NaC
� A�, B� o C� � OH�� HA, HB o HC
–
–
3
15_CHAPTER 15.indd 694 12/20/09 7:06:46 PM
69515.11 Propiedades ácido-base de los óxidos y los hidróxidos
15.11	 Propiedades	ácido-base	de	los	óxidos		
y	los	hidróxidos
Como vimos en el capítulo 8, los óxidos se clasifican como ácidos, básicos o anfóteros. Por 
tanto, un estudio de las reacciones ácido-base sin examinar las propiedades de estos compues-
tos quedaría incompleto.
En la figura 15.8 se muestran las fórmulas de numerosos óxidos de los elementos repre-
sentativos en su estado de oxidación más alto. Observe que todos los óxidos de los metales 
alcalinos y alcalinotérreos, con excepción del BeO, son básicos. El óxido de berilio y algunos 
óxidos metálicos de los grupos 3A y 4A son anfóteros. Los óxidos no metálicos de los ele-
mentos representativos con número de oxidación alto son ácidos (por ejemplo, N2O5, SO3 y 
Cl2O7), pero los óxidos de estos mismos elementos representativos con número de oxidación 
bajo (por ejemplo, CO y NO) no muestran propiedades ácidas cuantificables. No se conocen 
óxidos no metálicos que tengan propiedades básicas.
Los óxidos metálicos básicos reaccionan con el agua para formar hidróxidos metálicos:Na2O(s) h 2NaOH(ac)
 BaO(s) h Ba(OH)2(ac)
Las reacciones entre los óxidos ácidos y el agua son:
 CO2(g) + H2O(l) m H2CO3(ac)
 SO3(g) + H2O(l) m H2SO4(ac)
 N2O5(g) + H2O(l) m 2HNO3(ac)
 P4O10(s) + 6H2O(l) m 4H3PO4(ac)
 Cl2O7(l) + H2O(l) m 2HClO4(ac)
La reacción entre el CO2 y el H2O explica por qué cuando el agua pura se deja en contacto con 
el aire (que contiene CO2) alcanza en forma gradual un pH de alrededor de 5.5 (figura 15.9). 
La reacción entre el SO3 y el H2O es en gran medida responsable de la lluvia ácida (figura 
15.10).
H2O
H2O
Óxido básico
Óxido ácido
Óxido anfóteroLi2O
K2O CaO
Na2O MgO
Rb2O SrO
Cs2O BaO
Al2O3
Ga2O3
In2O3
Tl2O3
SnO2
PbO2
BeO B2O3 CO2 N2O5 OF2
SiO2 P4O10 SO3 Cl2O7
GeO2 As2O5 SeO3 Br2O7
Sb2O5 TeO3 I2O7
Bi2O5 PoO3 At2O7
1
1A
2
2A
3
3B
4
4B
5
5B
6
6B
8 107
7B
9
8B
11
1B
12
2B
13
3A
14
4A
15
5A
16
6A
17
7A
18
8A
Las causas y los efectos de la lluvia ácida 
las estudiaremos en el capítulo 17.
Figura	15.8	Óxidos de los elementos representativos en sus estados de oxidación más altos.
15_CHAPTER 15.indd 695 12/20/09 7:06:48 PM
696 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
Las reacciones que ocurren entre los óxidos ácidos y las bases, así como las que se pre-
sentan entre los óxidos básicos y los ácidos, se parecen a las reacciones ácido-base ordinarias 
en las que los productos son una sal y agua:
CO2(g) + 2NaOH(ac) h Na2CO3(ac) + H2O(l)
 óxido ácido base sal agua
BaO(s) + 2HNO3(ac) h Ba(NO3)2(ac) + H2O(l)
 óxido básico ácido sal agua
Como vemos en la figura 15.8, el óxido de aluminio (Al2O3) es anfótero. Dependiendo 
de las condiciones de reacción, puede comportarse como un óxido ácido o como un óxido 
básico. Por ejemplo, el Al2O3 actúa como base con el ácido clorhídrico para producir una sal 
(AlCl3) y agua:
Al2O3(s) + 6HCl(ac) h 2AlCl3(ac) + 3H2O(l)
y actúa como ácido con el hidróxido de sodio:
Al2O3(s) + 2NaOH(ac) h 2NaAlO2(ac) + H2O(l)
Algunos óxidos de los metales de transición en los que el metal tiene un número de oxida-
ción alto actúan como óxidos ácidos. Dos ejemplos comunes son el óxido de manganeso(VII) 
(Mn2O7) y el óxido de cromo(VI) (CrO3); ambos reaccionan con el agua para producir ácidos:
 Mn2O7(l) + H2O(l) h 2HMnO4(ac)
 ácido permangánico
 CrO3(s) + H2O(l) h H2CrO4(ac)
 ácido crómico
Hidróxidos	básicos	y	anfóteros
Hemos visto que los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos [excepto el Be(OH)2] 
tienen propiedades básicas. Los siguientes hidróxidos son anfóteros: Be(OH)2, Al(OH)3, 
Figura	15.9	 (Izquierda) Vaso de 
precipitados con agua a la que 
se han añadido algunas gotas de 
indicador de azul de bromotimol. 
(Derecha) A medida que el hielo 
seco se agrega al agua, el CO2 
reacciona para formar ácido car-
bónico, el cual acidifica la disolu-
ción y cambia el color de azul a 
amarillo.
Figura	15.10	Estragos cau-
sados en un bosque por la lluvia 
ácida.
Cuanto más alto sea el número de 
oxidación del metal, más covalente será el 
compuesto; cuanto más bajo sea el 
número de oxidación, más iónico será el 
compuesto.
15_CHAPTER 15.indd 696 12/20/09 7:06:54 PM
69715.12 Ácidos y bases de Lewis
Sn(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Cu(OH)2, Zn(OH)2 y Cd(OH)2. Por ejemplo, el hidróxido de 
aluminio reacciona tanto con ácidos como con bases:
Al(OH)3(s) + 3H+(ac) h Al3+(ac) + 3H2O(l)
 Al(OH)3(s) + OH–(ac) m Al(OH)–
4 (ac)
Todos los hidróxidos anfóteros son insolubles.
Es interesante hacer notar que el hidróxido de berilio, igual que el hidróxido de aluminio, 
es anfótero:
Be(OH)2(s) + 2H+(ac) h Be2+(ac) + 2H2O(l)
 Be(OH)2(s) + 2OH – (ac) m Be(OH)4
2–
 (ac)
Éste es otro ejemplo de las relaciones diagonales que hay entre el berilio y el aluminio (vea 
la página 344).
15.12	 Ácidos	y	bases	de	Lewis
Hasta aquí hemos analizado las propiedades ácido-base en función de la teoría de Brønsted. 
Así pues, para que una sustancia se comporte como una base de Brønsted debe tener la ca-
pacidad de aceptar protones. Según esta definición, tanto el ion hidróxido como el amoniaco 
son bases:
En cada caso, el átomo al cual se une el protón tiene al menos un par de electrones libres. Esta 
propiedad característica del OH –, del NH3 y de otras bases de Brønsted, sugiere una definición 
más general de los ácidos y las bases. 
En 1932, el químico norteamericano G. N. Lewis formuló una definición. Postuló lo que 
actualmente se denomina una base de Lewis como una sustancia que puede donar un par de 
electrones. Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones. Por 
ejemplo, en la protonación del amoniaco, el NH3 actúa como una base de Lewis porque dona 
un par de electrones al protón H+, que a su vez actúa como un ácido de Lewis porque acepta el 
par de electrones. Por tanto, una reacción ácido-base de Lewis es aquella que implica la dona-
ción de un par de electrones de una especie a otra. Dicha reacción no produce una sal y agua.
La importancia del concepto de Lewis es que es mucho más general que otras definicio-
nes. Las reacciones ácido-base de Lewis incluyen muchas reacciones en las que no participan 
ácidos de Brønsted. Considere, por ejemplo, la reacción entre el trifluoruro de boro (BF3) y el 
amoniaco para formar un compuesto aducto (figura 15.11):
En la sección 10.4 vimos que el átomo de B en BF3 tiene una hibridación sp2. El orbital 2pz 
vacío que no participó en la hibridación acepta el par de electrones del NH3. Por tanto, el BF3 
funciona como un ácido de acuerdo con la definición de Lewis, aunque no contenga un protón 
�
H� � SNOH 88n 
H
A
A
H
H
A
A
H
H� � �SOOH 88n HOOOHOQ OQ
HONOH 
Los ácidos de Lewis son deficientes en 
electrones (cationes), o el átomo central 
tiene un orbital de valencia vacante.
Figura	15.11	Reacción ácido-
base de Lewis entre el BF3 y el 
NH3.
Un enlace covalente coordinado (vea la 
página 390) siempre se forma en una 
reacción ácido-base de Lewis.
FOB � SNOH 88n FOBONOH
H
A
A
H
H
A
A
H
F
A
A
F
F
A
A
F
baseácido
15_CHAPTER 15.indd 697 12/20/09 7:06:58 PM
698
ionizable. Observe que entre los átomos de B y de N se forma un enlace covalente coordinado, 
como sucede en todas las reacciones ácido–base de Lewis.
El ácido bórico es otro ácido de Lewis que contiene boro. El ácido bórico (un ácido débil 
que se utiliza para el lavado de los ojos) es un oxiácido con la siguiente estructura:
q u í m i c a
en acción
Alimento
Plasma
sanguíneo
Hacia los
intestinos Cl– H+ (transporte activo)
Plasma sanguíneo
HCl(ac)
Membrana
mucosa
Diagrama simplificado del estómago humano.
Antiácidos y el balance del pH en el estómago
Un adulto promedio produce diariamente entre 2 y 3 L de 
jugo gástrico. El jugo gástrico es un fluido digestivo poco 
denso y ácido, secretado por las glándulas de la membrana mu-
cosa que envuelve al estómago. Entre otras sustancias, contiene 
ácido clorhídrico. El pH del jugo gástrico es aproximadamente 
de 1.5, que corresponde a una concentración de ácido clorhí-
drico de 0.03 M, ¡una concentración tan alta como para disolver 
zinc metálico! ¿Cuál es el propósito de este medio tan ácido? 
¿De dónde provienen los iones H+? ¿Qué sucede cuando hay un 
exceso de iones H+ en el estómago?
 La figura que aparece a la derecha es un diagrama sim-
plificado del estómago. La envoltura interior está formada por 
células parietales que, en conjunto, forman uniones compactas. 
El interior de las células está protegido en los alrededores por 
las membranas celulares. Estas membranas permiten el paso de 
agua y de moléculas neutras hacia afuera y hacia adentro del 
estómago, pero por lo común impiden el movimiento de iones 
como H+, Na+, K+ y Cl–. Los iones H+ provienen del ácido car-
bónico (H2CO3) que se forma como resultado de la hidratación 
del CO2, un producto final del metabolismo:
 CO2(g) + H2O(l) m H2CO3(ac)
 H2CO2(ac) m H+(ac) + HCO–
3(ac)
Estas reacciones ocurren en el plasma sanguíneo que irriga 
las células en la mucosa. Mediante un proceso conocido como 
transporte activo, los iones H+ se muevena través de la mem-
brana hacia el interior del estómago. (Las enzimas ayudan a los 
procesos del transporte activo.) Para mantener el balance eléc-
trico, una cantidad igual de iones Cl– también se mueve desde el 
plasma sanguíneo hacia el estómago. Una vez en el estómago, a 
la mayoría de estos iones les resulta imposible regresar por difu-
sión al plasma sanguíneo a través de las membranas celulares.
 El propósito de un medio tan ácido dentro del estómago es 
digerir los alimentos y activar ciertas enzimas digestivas. Al co-
mer se estimula la secreción de iones H+. Una pequeña fracción 
de estos iones los reabsorbe la mucosa, lo que provoca diminu-
tas hemorragias. Cada minuto, aproximadamente medio millón 
de células son repuestas por el recubrimiento y un estómago 
sano se recubre por completo cada tres días, más o menos. Sin 
embargo, si el contenido de ácido es demasiado alto, la afluen-
cia constante de los iones H+ a través de la membrana de re-
greso al plasma sanguíneo puede causar contracción muscular, 
dolor, hinchazón, inflamación y sangrado.
Con un antiácido se reduce temporalmente la concentración 
de los iones H+ en el estómago. La función principal de los 
antiácidos es neutralizar el exceso de HCl en el jugo gástrico. 
En la tabla de la página 699 se muestran los ingredientes activos 
de algunos antiácidos populares. Las reacciones por medio de 
las cuales los antiácidos neutralizan el ácido estomacal son las 
siguientes:
NaHCO3(ac) + HCl(ac) h NaCl(ac) + H2O(l) + CO2(g)
CaCO3(s) + 2HCl(ac) h CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g)
MgCO3(s) + 2HCl(ac) h MgCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g)
Mg(OH)2(s) + 2HCl(ac) h MgCl2(ac) + 2H2O(l)
Al(OH)2 NaCO3 (s) + 4HCl(ac) h 
 AlCl3(ac) + NaCl(ac) + 3H2O(l) + CO2(g)
H3BO3 HOOOBOOOH
H
A
SOS
A
OQ OQ
15_CHAPTER 15.indd 698 12/20/09 7:07:01 PM
699
El ácido bórico no se ioniza en agua para producir un ion H+. Su reacción con el agua es:
B(OH)3(ac) + H2O(l) m B(OH)–
4 (ac) + H+(ac)
En esta reacción ácido-base de Lewis, el ácido bórico acepta un par de electrones del ion hi-
dróxido que se deriva de la molécula de H2O.
La hidratación del dióxido de carbono para producir ácido carbónico
CO2(g) + H2O(l) m H2CO3(ac)
Algunas	preparaciones	antiácidas	comerciales	comunes
Nombre	comercial	 Ingredientes	activos
Alka-2 Carbonato de calcio
Alka-Seltzer Aspirina, bicarbonato de sodio, 
 ácido cítrico
Bufferin Aspirina, carbonato de magnesio, 
 glicinato de aluminio
Aspirina bufferin Aspirina, carbonato de magnesio, 
 hidróxido de aluminio-glicina
Leche de magnesia Hidróxido de magnesio
Rolaids Carbonato de dihidroxialuminio 
 y sodio
Tums Carbonato de calcio
El CO2 liberado en la mayoría de estas reacciones aumenta 
la presión gaseosa del estómago, provocando que la persona 
eructe. La efervescencia que ocurre cuando se disuelve en agua 
una tableta de Alka-Seltzer la causa el dióxido de carbono, que 
se libera por la reacción entre el ácido cítrico y el bicarbonato 
de sodio:
C4H7O5(COOH)(ac) + NaHCO3(ac) h 
 ácido cítrico
C4H7O5COONa(ac) + H2O(l) + CO2(g)
 citrato de sodio
Esto ayuda a la dispersión de los ingredientes y también mejora 
el sabor de la disolución.
 La mucosa del estómago también se daña por la acción de 
la aspirina, cuyo nombre químico es ácido acetilsalicílico. La 
aspirina es un ácido moderadamente débil: 
 
En presencia de una gran concentración de iones H+ en el estó-
mago, este ácido permanece casi sin ionizar. El ácido acetilsali-
cílico es una molécula relativamente no polar y, como tal, tiene 
la capacidad de penetrar las barreras de las membranas, que 
también están hechas de moléculas no polares. Sin embargo, 
dentro de la membrana hay muchas pequeñas cavidades de agua 
y cuando una molécula de ácido acetilsalicílico entra a una de 
esas cavidades, se ioniza formando iones H+ y acetilsalicilato. 
Estas especies iónicas quedan atrapadas en las regiones inter-
nas de la membrana. El almacenamiento continuo de iones por 
esta vía debilita la estructura de la membrana y puede causar 
sangrado. Por cada tableta de aspirina que se toma, se pierden 
alrededor de 2 mL de sangre, que es una cantidad que por lo 
general no se considera dañina. Sin embargo, la acción de la 
aspirina puede desencadenar sangrados importantes en algunos 
individuos. Es interesante observar que la presencia de alcohol 
hace que el ácido acetilsalicílico sea todavía más soluble en la 
membrana y, por consiguiente, favorece el sangrado. 
Cuando una tableta de Alka-Seltzer se disuelve en agua, los iones de bicar-
bonato contenidos en ella reaccionan con el componente ácido de la tableta 
para producir dióxido de carbono gaseoso.
B
O
O
B
O
B
OOOCOCH3
OCOOH
ion acetilsalicilato
B
O
OOOCOCH3
OCOO  H
ácido acetilsalicílico
3:4
15_CHAPTER 15.indd 699 12/20/09 7:07:04 PM
700 CAPíTULO 15 Ácidos y bases
se entiende en términos del modelo de Lewis como sigue: la primera etapa implica la dona- 
ción de uno de los pares electrónicos libres del átomo de oxígeno en el H2O al átomo de car-
bono del CO2. Un orbital del átomo de carbono es evacuado para acomodar el par electrónico 
libre, desplazando el par de electrones del enlace pi COO. Estos desplazamientos de electro-
nes se indican por medio de flechas curvas.
Por tanto, el H2O es una base de Lewis y el CO2 es un ácido de Lewis. A continuación, 
se transfiere un protón al átomo de oxígeno que soporta una carga negativa, para formar el 
H2CO3.
Otros ejemplos de reacciones ácido-base de Lewis son 
Ag+(ac) + 2NH3(ac) m Ag(NH3)
+
2(ac)
 ácido base
Cd2+(ac) + 4I – (ac) m CdI4
2– (ac)
 ácido base
NI(s) + 4CO(g) m Ni(CO)4(g)
 ácido base
Es importante advertir que la hidratación de los iones metálicos en disolución es, en sí 
misma, una reacción ácido-base de Lewis (vea la figura 15.7). De este modo, cuando el sulfato 
de cobre(II) (CuSO4) se disuelve en agua, cada ion Cu2+ se asocia a seis moléculas de agua, 
como Cu(H2O)6
2+. En este caso, el ion Cu2+ actúa como el ácido y las moléculas de H2O actúan 
como la base.
Aunque la definición de Lewis de ácidos y bases tiene una gran importancia por su ge-
neralidad, se habla comúnmente de “un ácido” y de “una base” en términos de la definición 
de Brønsted. En general, la expresión “ácido de Lewis” se utiliza para sustancias que pueden 
aceptar un par de electrones pero que no contienen átomos de hidrógeno ionizables.
La clasificación de ácidos y bases de Lewis se ilustra en el ejemplo 15.15.
OS
B
B
SOS
SOS
A
B
SOS
A
H
SSO
�O O
H
G
H
D
C 888n HOOOC�O
A
H
OS
A
B
SOS
OSOS
A
B
SOS
A
H
�O
HOOOC 888n SOOC �O O
HO
Identifique el ácido de Lewis y la base de Lewis en cada una de las siguientes reacciones:
a) C2H5OC2H5 + AlCl3 m (C2H5)2OAlCl3
b) Hg2+(ac) + 4CN –(ac) m Hg(CN)4
2–(ac)
Estrategia	 En las reacciones ácido-base de Lewis, el ácido por lo general es un catión o una 
molécula deficiente en electrones, en tanto que la base es un anión o una molécula que 
contiene un átomo con pares de electrones sin compartir. a) Dibuje la estructura molecular del 
C2H5OC2H5. ¿Cuál es el estado de hibridación del Al en AlCl3? b) ¿Qué ion es probable que 
sea un aceptor de electrones?, ¿y un donador de electrones?
Solución	a) El Al tiene hibridación sp2 en AlCl3 con un orbital vacío 2pz. Es deficiente en 
electrones y comparte sólo seis de ellos. Por tanto, el átomo de Al tiende a ganar dos
(continúa)
EjEmplo 15.15
15_CHAPTER 15.indd 700 12/20/09 7:07:06 PM
701Resumen de conceptos
 electrones para completar su octeto. Esta propiedad convierte al AlCl3 en un ácido de 
Lewis. Por otro lado, los pares libres del átomo de oxígeno en C2H5OC2H5 convierten el 
compuesto en una base de Lewis.
b) Aquí el ion Hg2+ acepta cuatro pares de electrones de los iones CN –. Por tanto, Hg2+ es 
el ácido de Lewis y CN – es la base de Lewis.
Ejercicio	de	práctica	 Identifique el ácido de Lewis y la base de Lewis en la reacción
CO3+(ac) + 6NH3 (ac) m Co(NH3)6
3+(ac)
¿Cuáles son las cargas formales en Al y O 
en el producto?Problema similar: 15.92.
 1. Los ácidos de Brønsted donan protones, y las bases de 
Brønsted aceptan protones. Éstas son las definiciones a las 
que normalmente se refieren los términos “ácido” y “base”.
 2. La acidez de una disolución acuosa se expresa como su pH, 
que se define como el logaritmo negativo de la concentra-
ción de ion hidrógeno (en mol/L).
 3. A 25°C, una disolución ácida tiene un pH < 7, una disolu-
ción básica tiene un pH > 7, y una disolución neutra tiene 
un pH = 7.
 4. Los siguientes ácidos se clasifican como ácidos fuertes en 
disolución acuosa: HClO4, HI, HBr, HCl, H2SO4 (primera 
etapa de ionización) y HNO3. Las bases fuertes en disolu-
ción acuosa incluyen los hidróxidos de los metales alcalinos 
y alcalinotérreos (excepto el berilio).
 5. La constante de ionización de un ácido Ka aumenta al incre-
mentarse la fuerza del ácido. De forma semejante, la Kb 
expresa la fuerza de las bases.
Resumen de conceptos
 6. El porcentaje de ionización es otra forma de medir la fuerza 
de los ácidos. Cuanto más diluida es una disolución de un 
ácido débil, mayor será su porcentaje de ionización.
 7. El producto de la constante de ionización de un ácido y la 
constante de ionización de su base conjugada es igual a 
la constante del producto iónico del agua.
 8. Las fuerzas relativas de los ácidos se explican cualitativa-
mente en términos de su estructura molecular.
 9. La mayoría de las sales son electrólitos fuertes que se diso-
cian por completo en sus iones cuando se disuelven. La reac-
ción de estos iones con el agua, denominada hidrólisis de la 
sal, puede producir disoluciones ácidas o básicas. En la hi-
drólisis de una sal, las bases conjugadas de los ácidos débiles 
forman disoluciones básicas en tanto que los ácidos conjuga-
dos de las bases débiles producen disoluciones ácidas.
 10. Los iones metálicos pequeños con cargas elevadas, como 
el Al3+ y el Fe3+, se hidrolizan para formar disoluciones 
ácidas.
Kw = [H+][OH–] (15.3) Constante del producto iónico del agua.
pH = –log [H+] (15.4) Definición del pH de una disolución.
[H+] = 10–pH (15.5) Cálculo de la concentración del ion H+ a partir del pH.
pOH = –log [OH–] (15.7) Definición del pOH de una disolución.
[OH–] = 10–pOH (15.8) Cálculo de la concentración de ion OH– a partir del pOH.
pH + pOH = 14.00 (15.9) Otra forma de la ecuación (15.3).
KaKb = Kw (15.12) Relación entre las constantes de ionización ácida y 
básica de un par conjugado ácido-base.
Ecuaciones básicas
 concentración de ácido ionizado en el equilibrioporcentaje de ionización = × 100% (15.11)
 concentración inicial de ácido
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	15 Ácidos y bases