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De dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases

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19 

]

[

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$+

+

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&

L

+

$

$+

α

α

α )

1

(

)

)

+

+

&21&(372'(S.S.



\S.







La descripción del grado de acidez en términos de pH tiene la enorme ventaja de 

evitar  operaciones  con  potencias  decimales  de  exponentes  negativos.  Dado  que  las 

constantes de equilibrio vienen dadas, por lo general, como potencias de diez, es posible 

extender  la  idea  recogida  en  la  definición  de  pH  al  caso  de  los  valores  de 

.. Así, se 

define el pK, para una reacción en equilibrio, en la forma: 

pK = -logK 

lo  que  constituye  una  forma  de  expresar  su  valor.  En  el  equilibrio  ácido-base,  la 

constante de acidez, por ejemplo, del ácido acético a 25ºC es 

.

a

 = 1,8x10

-5

 y su pK

a

 se 

calcula, de acuerdo con la definición, como pK

a

 = -log (1,8x10

-5

) = 4,8. 

Cuanto  mayor  es  la  fuerza  de  un  ácido  menor  es  su  pK

a

.  Los  ácidos  fuertes, 

como el clorhídrico (HCI) o el sulfúrico  (H

2

SO

4

), tienen pK

a

 negativos  y  los débiles, 

como  el  acético  (CH

3

COOH)  o  el  carbónico  (H

2

CO

3

),  pK

a

  positivos. 

De la misma manera puede definirse el pK

b

 de una base, cuyo significado es análogo. 

En el caso de ácidos débiles monopróticos, el pK

a

 es el valor de pH al cual el 

ácido se encuentra la mitad disociado: 

AH  œ A

-

 + H

+

 

 

 

 

Si [A

-

] = [AH] entonces: K

a

=[H

+

∴ pK

a

 = pH. 

 

*5$'2'(',62&,$&,21'($&,'26<%$6(6'(%,/(6



El  grado  de  disociación, 

α,  de  un  ácido  o  una  base  débil  se  define  como  la 

fracción de mol que se encuentra disociado el ácido o la base débil. Los ácidos débiles 

presentan un porcentaje de disociación o grado de disociación, 

α

a

, tanto mayor cuanto 

menor es su concentración. Así, para un ácido débil genérico AH se tiene:  

 

 

 

 



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