This document discusses chemical equilibria, specifically acid-base interactions and calculations involving mixtures of acids and bases. It provides four examples of calculating pH in different systems: 1) A mixture of HCl and HClO4 strong acids. The total H3O+ concentration is calculated and the pH found. 2) A mixture of HCl strong acid and CH3COOH weak acid. The pH is directly calculated from the H3O+ from the strong acid due to common ion effect repressing the weak acid dissociation. 3) A mixture of two weak acids, CH3COOH and NH4+. The stronger acid represses the weaker acid's dissociation so its H3O

1. EQUILIBRIO
QUÍMICO
(Interacciones entre
ácidos y bases)
CRISTHIAN Y. HILASACA ZEA

2. Para la titulación (valoración) ácido-base, o de
neutralización, se utiliza un indicador de
fenolftaleína que genera un cambio de incoloro
hasta un rosa tenue a un pH aproximado de 8,4,
valor que se encuentra muy cerca del punto de
equivalencia en las titulaciones ácido-base más
típicas.
Si se añade un ácido a la fenolftaleína, el
equilibrio se desplaza hacia la izquierda siendo
visible la forma molecular (InH) incolora.
Sin embargo, si en el medio abunda suficiente
cantidad de iones hidroxilo, reaccionarán con los
iones hidronio eliminándolos del medio y
desplazando el equilibrio hacia la derecha
siendo visible la forma iónica (In-) rosa.
INTRODUCCIÓN

3. EQUILIBRIO QUÍMICO

4. INTERACCIONES ENTRE ÁCIDOS Y BASES DE SISTEMAS DIFERENTES
30 𝑚𝐿 𝐻𝐶𝑙 0,15 𝑀
10 𝑚𝐿 𝐻𝐶𝑙𝑂4 0,25 𝑀
𝑉𝑇 = 40 𝑚𝐿
 Interacciones entre ácidos
 Interacciones entre bases
 Interacciones entre ácidos y bases
EJEMPLO 01: Calcular el pH de una solución de HCl 0,15 M y HClO4 0,25 M ; con volúmenes de 30 y
10 mL respectivamente
A) ENTRE ÁCIDOS FUERTES:
INTERACCIONES ENTRE ÁCIDOS
Por ejemplo: HCl – HClO4 𝐻3𝑂+
𝑇 = 𝐻3𝑂+
𝐻𝐶𝑙 + 𝐻3𝑂+
𝐻𝐶𝑙𝑂4
𝐻𝐶𝑙 → 𝐻+ + 𝐶𝑙−
𝐻3𝑂+
𝑇 = 𝐻3𝑂+
𝐻𝐶𝑙 + 𝐻3𝑂+
𝐻𝐶𝑙𝑂4
𝐻𝐶𝑙𝑂4 → 𝐻+
+ 𝐶𝑙𝑂4
−
𝐶𝑇 =
𝑉1. 𝐶1 + 𝑉2. 𝐶2
𝑉𝑇
𝐶𝑇 =
30 . 0,15 + 10 . (0,25)
40
𝐶𝑇 = 0,175 = 𝐻3𝑂+
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝐻3𝑂+
𝑝𝐻 = 0,75
Solución:

5. 30 × 0,15 = 4,5 𝑚𝑖𝑙𝑖𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 → 𝐻3𝑂+
Otra forma:
10 × 0,25 = 2,5 𝑚𝑖𝑙𝑖𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙𝑂4 → 𝐻3𝑂+
7 𝑚𝑖𝑙𝑖𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻3𝑂+ 𝑒𝑛 40 𝑚𝐿
7
40
= 0,175 = 𝐻3𝑂+
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝐻3𝑂+
𝑝𝐻 = 0,75
30 . 0,15 = 40 × 𝐶1
Otra forma:
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝐻3𝑂+
𝑝𝐻 = 0,75
𝐶1 = 0,1125 𝑀
10 . 0,25 = 40 × 𝐶2 𝐶1 = 0,0625 𝑀
𝐶1 = 0,175 𝑀 = 𝐻3𝑂+

6. 10 𝑚𝐿 𝐻𝐶𝑙 0,15 𝑀
150 𝑚𝐿 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 0,25 𝑀
𝑉𝑇 = 160 𝑚𝐿
EJEMPLO 02: Se tiene una mezcla de HCl 0,1 M 10 mL con 150 mL de CH3COOH 0,25 M. Calcular el pH
de la solución.
B) ENTRE ÁCIDOS FUERTES Y ÁCIDOS DÉBILES:
𝐻𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 → 𝐻3𝑂+ + 𝐶𝑙−
Solución:
Por ejemplo: HCl – CH3COOH En este caso el ácido fuerte tiene el efecto de ion común sobre el ácido
débil, retardando, reprimiendo la disociación del ácido débil. Por lo
general el pH se calcula directamente de la 𝐻3𝑂+
del ácido fuerte.
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
+ 𝐻3𝑂+
Sistema
en equilibrio
2𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻3𝑂+
+ 𝑂𝐻−
𝑘𝑎
𝑘𝑤
ion común
El equilibrio se rompe y la reacción se desplaza a la izquierda:
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 ← 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
+ 𝐻3𝑂+
𝐻3𝑂+ ≠ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
El ácido fuerte (HCl) dona
𝐻3𝑂+
,hay efecto del ión
común
𝐻𝐶𝑙 =
10 . (0,15)
160
= 6,25 × 10−3
= 𝐻3𝑂+
𝐻𝐶𝑙
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 =
150 . 0,25
160
= 0,2344

7. 𝑘𝑎 =
𝐻3𝑂+ . 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
1,75 × 10−5
=
6,25 × 10−3
. 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
0,2344
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− = 6,58 × 10−4
𝐻3𝑂+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 6,58 × 10−4
𝐻3𝑂+
𝑇 = 6,25 × 10−3
+ 6,58 × 10−4
𝐻3𝑂+
𝑇 = 𝐻3𝑂+
𝐻𝐶𝑙 + 𝐻3𝑂+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐻3𝑂+
𝑇 = 6,9 × 10−3
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝐻3𝑂+
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 6,9 × 10−3
𝑝𝐻 = 2,16
Como existe un efecto de ion común de 𝐻3𝑂+ del
ácido fuerte sobre la 𝐻3𝑂+
del ácido débil;
entonces hay una disminución de la disociación del
ácido débil, entonces:
𝐻3𝑂+
= 𝐻3𝑂+
𝐻𝐶𝑙 + 𝐻3𝑂+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
valor despreciable
Hallamos directamente el pH
de la solución de la 𝐻3𝑂+ del
ácido fuerte.
𝐻3𝑂+
𝐻𝐶𝑙 = 6,25 × 10−3
𝑝𝐻 = 2,20
La diferencia es:
2,20 – 2,16 = 0,04
(centésimas)
0,04 → es un valor muy
despreciable, entonces el pH
de la solución se calcula
directamente de la 𝐻3𝑂+
que proviene del ácido fuerte
 Si calculamos el grado de disociación:
0,2344
6,58 × 10−4
1
𝑥
𝑥 = 2,80 × 10−3
= 0,0028
(Solo se disocian milésimas)
parte
que se
disocia

8. C) ENTRE ÁCIDOS DÉBILES:
Por ejemplo:
“El ácido mas fuerte va a ejercer el efecto del
ion común sobre el ácido mas débil”
𝑘𝑎 = 2,6 × 10−3
① 𝑘𝑎 =
𝐻3𝑂+
. 𝐴−
𝐻𝐴
+ 𝑓𝑢𝑒𝑟𝑡𝑒 𝐻𝐴 + 𝐻2𝑂 → 𝐻3𝑂+ + 𝐴−
𝑘𝑎 = 1,4 × 10−7
② 𝑘𝑎 =
𝐻3𝑂+
. 𝛾−
𝛾𝐴
+ 𝑑é𝑏𝑖𝑙 𝛾𝐴 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻3𝑂+
+ 𝛾−
2𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻3𝑂+
+ 𝑂𝐻−
𝑘𝑎 = 2,6 × 10−3
①
𝑘𝑎 = 1,4 × 10−7
②
se disocia poco
se disocia mucho mucho menos que ①
El ácido débil mas fuerte reprime la
disociación del ácido más débil

9. EJEMPLO 03: Hallar el pH de una solución que es 10-2 M de CH3COOH y 10-1 M de ion 𝑁𝐻4
+
.
Solución:
𝑝𝐻 = 3,37
𝑘𝑎1 = 1,8 × 10−5
𝑘𝑎2 = 5,56 × 10−10 𝑁𝐻4
+
+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻3 + 𝐻3𝑂+
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝐻3𝑂+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
+ 𝐻3𝑂+
𝑘𝑎 =
𝐻3𝑂+ . 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐻3𝑂+ = 𝐶𝑎. 𝑘𝑎
𝐻3𝑂+ = 0,01 . (1,8 × 10−5)
𝐻3𝑂+ = 4,24 × 10−4
Cálculo de la 𝐻3𝑂+
que proviene del 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻:
𝑘𝑎 =
𝐻3𝑂+ . 𝑁𝐻3
𝑁𝐻4
+
𝐻3𝑂+
=
𝑘𝑎. 𝑁𝐻4
+
𝐻3𝑂+
Cálculo de la 𝐻3𝑂+
que proviene del 𝑁𝐻4
+
:
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝑁𝐻4
+
𝐻3𝑂+
𝑁𝐻4
+ =
(5,56 × 10−10). (0,1)
4,24 × 10−4
𝐻3𝑂+
𝑁𝐻4
+ = 1,31 × 10−7
𝐻3𝑂+
𝑇 = 𝐻3𝑂+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻3𝑂+
𝑁𝐻4
+
𝐻3𝑂+
𝑇 = 𝐻3𝑂+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 (4,24 × 10−4)
Como el ácido débil mas fuerte
reprime la disociación del ácido más
débil; éste aporta menos 𝐻3𝑂+
que por ser tan pequeño se
considera despreciable
𝐻3𝑂+
𝑇 = 4,24 × 10−4 + 1,31 × 10−7
𝐻3𝑂+
𝑇 = 4,24131 × 10−4
𝑝𝐻 = 3,37
despreciable

10. INTERACCIONES ENTRE ÁCIDOS Y BASES DE SISTEMAS DIFERENTES
𝐵𝑎(𝑂𝐻)2 → 0,02 𝑀
 Interacciones entre ácidos
 Interacciones entre bases
 Interacciones entre ácidos y bases
EJEMPLO 04: Calcular el pH de una solución de Ba(OH)2 0,02 M ; NaOH 0,25 M ; KOH 0,12 M.
A) ENTRE BASES FUERTES:
INTERACCIONES ENTRE BASES
Por ejemplo: Ba(OH)2 , NaOH , KOH
𝐵𝑎(𝑂𝐻)2 → 𝐵𝑎2+ + 2𝑂𝐻−
𝑂𝐻−
𝑇 = 𝑂𝐻−
𝐵𝑎(𝑂𝐻)2
+ 𝑂𝐻−
𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝑂𝐻−
𝐾𝑂𝐻
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻−
𝑝𝐻 = 13,61
Solución:
Se suman las concentraciones de todas las bases presentes
𝑁𝑎𝑂𝐻 → 0,25 𝑀
K𝑂𝐻 → 0,12 𝑀
𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎+
+ 𝑂𝐻−
𝐾𝑂𝐻 → 𝐾+
+ 𝑂𝐻−
𝑂𝐻−
𝑇 = 0,02 . 2 + 0,25 + 0,12
𝑂𝐻−
𝑇 = 0,41 𝑀
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 (0,41)
𝑝𝑂𝐻 = 0,39

11. B) ENTRE BASES FUERTES Y BASES DÉBILES:
Por ejemplo: NaOH – NH3
Existe el efecto del ion común, entonces esto reprime la
disociación de la base más débil
EJEMPLO 05: Calcular el pH de una solución de NH3 2 M y NaOH 0,25 M
𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻4
+
+ 𝑂𝐻−
𝑂𝐻−
𝑇 = 𝑂𝐻−
𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝑂𝐻−
𝑁𝐻3
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻−
𝑝𝐻 = 13,4
Solución:
𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎+
+ 𝑂𝐻−
𝑂𝐻−
𝑇 = 0,25 + 1,44 × 10−4
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 (0,250144)
𝑝𝑂𝐻 = 0,60
𝑘𝑏 = 1,8 × 10−5
2𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻3𝑂+
+ 𝑂𝐻−
efecto del ion común
base fuerte
base débil
𝑘𝑤 = 1 × 10−14
𝑘𝑏 = 1,8 × 10−5
𝑘𝑤 = 1 × 10−14
𝑁𝐻3
𝑁𝑎𝑂𝐻
+
2 𝑀
0,25 𝑀
𝑘𝑏 =
𝑁𝐻4
+
. 𝑂𝐻−
𝑁𝐻3
𝑂𝐻−
𝑁𝐻3
𝑁𝐻4
+
≠ 𝑂𝐻−
1,85 × 10−5
=
𝑁𝐻4
+
. 0,25
2
𝑁𝐻4
+
= 1,44 × 10−4
= 𝑁𝐻4
+
𝑁𝐻3
𝑂𝐻−
𝑇 = 0,250144 𝑀
Para hallar el pH de la solución, por la diferencia de kb, el pOH lo da la
base fuerte, el aporte de 𝑂𝐻−
dde la base débil es despreciable;
entonces el pOH se calcula directamente de la base fuerte.

12. C) ENTRE BASES DÉBILES:
Por ejemplo: NH3 – CN-
Para hallar la 𝑂𝐻−
; primero se calcula la 𝑂𝐻−
de cada una de las
bases y luego se suman ambas: 𝑂𝐻−
𝑇= 𝑂𝐻−
1 + 𝑂𝐻−
2 + …
EJEMPLO 06: Calcular el pH de una solución de NH3 0,35 M y CN- 0,40 M
𝐶𝑁−
+ 𝐻2𝑂 → 𝐻𝐶𝑁 + 𝑂𝐻−
𝑂𝐻−
𝑁𝐻3
= 𝑘𝑏1. 𝐶𝑏
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻−
𝑝𝐻 = 11,7
Solución:
𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑂 → 𝑁𝐻4
+
+ 𝑂𝐻−
𝑂𝐻−
𝑇 = 2,5 × 10−3
+ 2,51 × 10−3
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 (5 × 10−3)
𝑝𝑂𝐻 = 2,30
𝑘𝑏1 = 1,8 × 10−5
2𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻3𝑂+
+ 𝑂𝐻−
base fuerte
base débil
𝑘𝑏2 = 1,58 × 10−5
(𝑘𝑏2= 1,58 × 10−5)
(𝑘𝑤= 1 × 10−14
)
𝑂𝐻−
𝑇 = 5 × 10−3
𝑀
𝑘𝑤 = 1 × 10−14
𝑘𝑏1 = 1,8 × 10−5
𝑂𝐻−
𝑁𝐻3
= 1,8 × 10−5 . (0,35)
𝑂𝐻−
𝑁𝐻3
= 2,5 × 10−3 𝑀
𝑂𝐻−
𝐶𝑁− = 𝑘𝑏2. 𝐶𝑏
𝑂𝐻−
𝐶𝑁− = 1,58 × 10−5 . (0,40)
𝑂𝐻−
𝐶𝑁− = 2,51 × 10−3
𝑀
Cálculo de la 𝑂𝐻−
que proviene del 𝑁𝐻3: Cálculo de la 𝑂𝐻−
que proviene del 𝐶𝑁−
:
𝑂𝐻−
𝑇 = 𝑂𝐻−
𝑁𝐻3
+ 𝑂𝐻−
𝐶𝑁−

13. INTERACCIONES ENTRE ÁCIDOS Y BASES DE SISTEMAS DIFERENTES
 Interacciones entre ácidos
 Interacciones entre bases
 Interacciones entre ácidos y bases
A) ENTRE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE:
INTERACCIONES ENTRE ÁCIDOS Y BASES
Por ejemplo: HClO4 – NaOH 𝐸𝑙 𝑝𝐻 𝑝𝑢𝑒𝑑𝑒 𝑠𝑒𝑟 á𝑐𝑖𝑑𝑜, 𝑏á𝑠𝑖𝑐𝑜 𝑜 𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑜
𝐻𝑋 + 𝑌𝑂𝐻 → 𝐻2𝑂
0,1 𝑀 = 𝐻3𝑂+
Á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝐵𝑎𝑠𝑒 𝑝𝐻 = 7
𝐻+
+ 𝑋−
+ 𝑌+
+ 𝑂𝐻−
→ 𝐻2𝑂 + 𝑌+
+ 𝑋−
𝐻+ + 𝑂𝐻− ⇌ 𝐻2𝑂
 Si las concentraciones se mezclan son iguales; por ejemplo:
0,1 𝑀 = 𝑂𝐻−
 Cuando la Á𝑐𝑖𝑑𝑜 > 𝐵𝑎𝑠𝑒 :
𝐻+
+ 𝑂𝐻−
⇌ 𝐻2𝑂
𝐻+
𝑂𝐻−
inicial
final 0,2 0
0,4 0,2 𝑝𝐻 = á𝑐𝑖𝑑𝑜 (concentraciones diferentes)
 Cuando la 𝐵𝑎𝑠𝑒 > Á𝑐𝑖𝑑𝑜 :
𝐻+
+ 𝑂𝐻−
⇌ 𝐻2𝑂
𝐻+
𝑂𝐻−
inicial
final 0 0,2
0,2 0,4 𝑝𝐻 = 𝑏á𝑠𝑖𝑐𝑜 (concentraciones diferentes)

14. EJEMPLO 07: Hallar el pH de una solución de HClO4 20 mL 0,15 M y 35 mL de NaOH 0,30 M.
Solución:
𝑝𝑂𝐻 = 0,86
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻−
𝐻𝐶𝑙𝑂4 + 𝑁𝑎𝑂𝐻
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 (0,14)
𝑝𝐻 = 13,14
20 𝑚𝐿 𝐻𝐶𝑙𝑂4 0,15 𝑀
35 𝑚𝐿 𝑁𝑎𝑂𝐻 0,30 𝑀
𝑉𝑇 = 55 𝑚𝐿
𝐻+
+ 𝐶𝑙𝑂4
−
𝑁𝑎+
+ 𝑂𝐻−
+ → 𝐻2𝑂 + 𝐶𝑙𝑂4
−
+ 𝑁𝑎+
𝐶𝑇 =
𝐶𝑏. 𝑉𝑏 + 𝐶𝑎. 𝑉
𝑎
𝑉𝑇
Cuando la 𝐵𝑎𝑠𝑒 > Á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝐶𝑇(𝑂𝐻−) =
0,30 . 35 + 0,15 . (20)
55
𝐶𝑇(𝑂𝐻−) = 0,1363 ≈ 0,14 𝑀
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14
𝑝𝐻 + 0.86 = 14

15. B) ENTRE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL:
Por ejemplo: HCl – NH3
𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝐻3 ⇌ 𝑁𝐻4
+
+ 𝐶𝑙−
ácido
fuerte
base
débil
Se puede tener 3 casos:
Á𝑐𝑖𝑑𝑜 > 𝐵𝑎𝑠𝑒
Á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝐵𝑎𝑠𝑒
Á𝑐𝑖𝑑𝑜 < 𝐵𝑎𝑠𝑒
1) Cuando la Á𝑐𝑖𝑑𝑜 > 𝐵𝑎𝑠𝑒 :
𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝐻3 ⇌ 𝑁𝐻4
+
+ 𝐶𝑙−
El pH esta dado
por el exceso del
ácido fuerte
𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻4
+
+ 𝑂𝐻−
𝑁𝐻4
+
+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻3 + 𝐻3𝑂+
𝐻𝐶𝑙 ⇌ 𝐻+
+ 𝐶𝑙−
efecto del
ion común
𝑁𝐻3 + 𝐻+ ⇌ 𝑁𝐻4
+
El ácido favorece la
formación del 𝑁𝐻4
+
𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝐻3 ⇌ 𝑁𝐻4
+
+ 𝐶𝑙−
inicio
final 0,3 0
0,4 0,1
0,1
0
parte
o cantidad
en exceso
𝑁𝐻4
+
+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻3 + 𝐻3𝑂+
𝑘𝑎 =
𝑁𝐻3 . 𝐻3𝑂+
𝑁𝐻4
+
𝑘𝑏𝑁𝐻3
= 1,8 × 10−5
𝑘𝑎𝑁𝐻3
= 5,56 × 10−10
𝐻3𝑂+ =
𝑘𝑎. 𝑁𝐻4
+
𝑁𝐻3
𝐻3𝑂+
= 0,3 𝑀 𝑝𝐻 = 0,52

16. 2) Cuando la Á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝐵𝑎𝑠𝑒 :
𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝐻3 ⇌ 𝑁𝐻4
+
+ 𝐶𝑙−
𝑁𝐻4
+
→ á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑑é𝑏𝑖𝑙
𝑁𝐻4
+
+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻3 + 𝐻3𝑂+
inicio
final 0 0
0,1 0,1
0,1
0
𝐻3𝑂+ = 𝑘𝑎. 𝑁𝐻4
+
𝐻3𝑂+
= (5,56 × 10−10).(0,1)
𝐻3𝑂+ = 7,45 × 10−6
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝐻3𝑂+
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 7,45 × 10−6 𝑝𝐻 = 5,12
3) Cuando la Á𝑐𝑖𝑑𝑜 < 𝐵𝑎𝑠𝑒 :
𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝐻3 ⇌ 𝑁𝐻4
+
+ 𝐶𝑙−
𝑁𝐻4
+
+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻3 + 𝐻3𝑂+
inicio
final 0 0,3
0,1 0,4
0,1
0
𝑁𝐻3 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻4
+
+ 𝑂𝐻−
𝑘𝑏 =
𝑁𝐻4
+
. 𝑂𝐻−
𝑁𝐻3
1,8 × 10−5
=
0,1 . 𝑂𝐻−
0,3
𝑂𝐻−
= 2,4 × 10−5
𝑝𝑂𝐻 = 4,61 𝑝𝐻 = 9,74
𝑘𝑎 =
𝑁𝐻3 . 𝐻3𝑂+
𝑁𝐻4
+
5,56 × 10−10
=
0,3 . 𝐻3𝑂+
0,1
𝐻3𝑂+
= 4,17 × 10−10
𝑝𝐻 = 9,74
Se puede emplear cualquiera
de estas dos expresiones para
calcular el pH de la solución

17. EJEMPLO 08: Se tiene una solución que es 0,35 M con respecto al NH3 y 0,23 M con respecto
al HCl. Calcular el pH y pOH.
Solución:
𝑁𝐻3 → 𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑑é𝑏𝑖𝑙
𝐻𝐶𝑙 → á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑓𝑢𝑒𝑟𝑡𝑒
𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝐻3 ⇌ 𝑁𝐻4
+
+ 𝐶𝑙−
inicio
final 0 0,12
0,23 0,35
0,23
0
𝑘𝑏𝑁𝐻3
= 1,8 × 10−5
𝑘𝑎𝑁𝐻3
= 5,56 × 10−10
𝑁𝐻4
+
+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻3 + 𝐻3𝑂+
𝑘𝑎 =
𝑁𝐻3 . 𝐻3𝑂+
𝑁𝐻4
+
5,56 × 10−10 =
0,12 . 𝐻3𝑂+
0,23
𝐻3𝑂+
= 1,06 × 10−9
𝑝𝐻 = 8,97
𝑝𝑂𝐻 = 5,03

18. C) ENTRE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE:
Por ejemplo: CH3COOH – KOH
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐾𝑂𝐻 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
+ 𝐾+
+ 𝐻2𝑂
ácido
débil
base
fuerte
Se puede tener 3 casos:
Á𝑐𝑖𝑑𝑜 < 𝐵𝑎𝑠𝑒
Á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝐵𝑎𝑠𝑒
Á𝑐𝑖𝑑𝑜 > 𝐵𝑎𝑠𝑒
1) Cuando la Á𝑐𝑖𝑑𝑜 < 𝐵𝑎𝑠𝑒 :
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝑂𝐻−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐾𝑂𝐻 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− + 𝐾+ + 𝐻2𝑂
inicio
final 0 0,4
0,1 0,5
0,1
0
𝑘𝑎 = 1,8 × 10−5
𝑘𝑏 = 5,56 × 10−10
𝐾𝑂𝐻 → 𝐾+ + 𝑂𝐻− efecto del
ion común
𝑘𝑏 =
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 . 𝑂𝐻−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
5,56 × 10−10
=
0,4 . 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
0,1
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 1,39 × 10−10
𝑝𝑂𝐻 = 0,30 𝑝𝐻 = 13,7
𝑂𝐻− = 𝐶𝑏 = 0,5
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻−
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 (0,5)

19. 2) Cuando la Á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝐵𝑎𝑠𝑒 :
𝑂𝐻−
= 𝑘𝑏. 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻−
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 1,66 × 10−5
𝑝𝐻 = 9,23
3) Cuando la Á𝑐𝑖𝑑𝑜 > 𝐵𝑎𝑠𝑒 :
𝐻3𝑂+ = 7,2 × 10−5
𝑝𝐻 = 4,14
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐾𝑂𝐻 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
+ 𝐾+
+ 𝐻2𝑂
inicio
final 0 0
0,5 0,5
0,5
0
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝑂𝐻−
𝑂𝐻−
= (5,56 × 10−10).(0,5)
𝑂𝐻−
= 1,66 × 10−5
𝑝𝑂𝐻 = 4,77
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐾𝑂𝐻 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
+ 𝐾+
+ 𝐻2𝑂
inicio
final 0,4 0
0,5 0,1
0,1
0 Al final tenemos una mezcla: 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− + 𝐻3𝑂+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
→ 𝑒𝑓𝑒𝑐𝑡𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑖𝑜𝑛 𝑐𝑜𝑚ú𝑛
𝑘𝑎 =
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
. 𝐻3𝑂+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
1,8 × 10−5
=
0,1 . 𝐻3𝑂+
0,4

20. HIDRÓLISIS DE SALES
1) SALES QUE PRODUCEN IONES APRÓTICOS:
𝑝𝐻 = 7
En las sales que producen
iones apróticos; su pH = 7
ácido
𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝑎+ + 𝐶𝑙−
𝑁𝑎+
+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻+
En una sal, la carga total positiva
es igual ala carga total negativa
 Todas las sales que provienen de ácidos y bases fuertes producen iones apróticos; por ejemplo:
NaCl, KOH, Cu(NO3)2, Fe(NO3)2, CaCl2, Na2SO4, K2SO4.
𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻+
+ 𝑂𝐻−
𝑁𝑎+
+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻+
Ion aprótico: ion que no
tiene afinidad protónica
2) SALES QUE PRODUCEN ANIONES BÁSICOS:
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
+𝐻2𝑂 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝑂𝐻−
proviene de una base fuerte
proviene de un ácido débil
ion
aprótico
anión
básico
𝑝𝐻 = 𝑏á𝑠𝑖𝑐𝑜
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝑂𝐻−
𝑂𝐻− = 𝑘𝑏. 𝐶𝑏

21. HIDRÓLISIS DE SALES
3) SALES QUE PRODUCEN CATIONES ÁCIDOS:
Se hidroliza: 𝑁𝐻4
+
+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻3 + 𝐻3𝑂+
4) SALES QUE PRODUCEN ANIONES BÁSICOS Y CATIONES ÁCIDOS:
𝑁𝐻4𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻4
+
+ 𝐶𝑙− proviene de una base débil
proviene de un ácido fuerte
catión
ácido
ion
aprótico
𝐻3𝑂+ = 𝑘𝑎. 𝑁𝐻4
+
𝑘𝑎 =
𝑁𝐻3 . 𝐻3𝑂+
𝑁𝐻4
+
𝐻3𝑂+
= 𝑘𝑎. 𝐶𝑆𝐴𝐿
(se hidroliza)
𝑁𝐻4
+
+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻3 + 𝐻3𝑂+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝐻4 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻4
+
+ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− proviene de una base débil
proviene de un ácido débil
catión
ácido
anión
básico
(se hidroliza)
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝑂𝐻−
𝑘𝑎 =
𝑁𝐻3 . 𝐻3𝑂+
𝑁𝐻4
+ 𝑘𝑏 =
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 . 𝑂𝐻−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−

22. Multiplicando 𝑘𝑎 × 𝑘𝑏
𝑁𝐻3 . 𝐻3𝑂+
𝑁𝐻4
+ .
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 . 𝑂𝐻−
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
=
𝑘𝑤
2
𝑘𝑎. 𝑘𝑏
𝑁𝐻3 . 𝐻3𝑂+
. 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 . 𝑂𝐻−
𝑁𝐻4
+
. 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
=
𝑘𝑤
2
𝑘𝑎. 𝑘𝑏
𝑁𝐻3 . 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 . 𝐻3𝑂+
. 𝑂𝐻−
𝑁𝐻4
+
. 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
=
𝑘𝑤
2
𝑘𝑎. 𝑘𝑏
𝑘𝑤
𝑁𝐻3 . 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 . 𝑘𝑤
𝑁𝐻4
+
. 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
=
𝑘𝑤
2
𝑘𝑎. 𝑘𝑏
𝑁𝐻3 . 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝑁𝐻4
+
. 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
=
𝑘𝑤
2
𝑘𝑎. 𝑘𝑏. 𝑘𝑤
;
;
𝑁𝐻3 = 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
Pero:
𝑁𝐻3 . 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝑁𝐻4
+
. 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
=
𝑘𝑤
𝑘𝑎. 𝑘𝑏
𝐶𝑆𝐴𝐿 𝐶𝑆𝐴𝐿
𝑁𝐻3 . 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐶𝑆𝐴𝐿
2 =
𝑘𝑤
𝑘𝑎. 𝑘𝑏
;
𝑘𝑎 =
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
. 𝐻3𝑂+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 =
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
. 𝐻3𝑂+
𝑘𝑎

23. Reemplazando:
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
. 𝐻3𝑂+
𝑘𝑎
𝐶𝑆𝐴𝐿
2
2
=
𝑘𝑤
𝑘𝑎. 𝑘𝑏
𝐻3𝑂+ 2
=
𝑘𝑤. 𝑘𝑎
2. 𝐶𝑆𝐴𝐿
2
𝑘𝑏. 𝑘𝑎. 𝐶𝑆𝐴𝐿
2
;
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− 2
. 𝐻3𝑂+ 2
𝑘𝑎
2
𝐶𝑆𝐴𝐿
2 =
𝑘𝑤
𝑘𝑎. 𝑘𝑏
𝐻3𝑂+ 2
=
𝑘𝑤. 𝑘𝑎
𝑘𝑏
; 𝐻3𝑂+ =
𝑘𝑤. 𝑘𝑎
𝑘𝑏
El pH va a depender
de la fuerza que tenga
el ácido o la base
El pH depende de las
constantes 𝑘𝑎 y 𝑘𝑏
Ecuación que sirve
para calcular el pH
de una solución
que proviene de un
ácido débil y una
base débil
Á𝑐𝑖𝑑𝑜
𝐵ásico
𝑁𝑒𝑢𝑡𝑟𝑜
𝑝𝐻
↑ 𝐻3𝑂+
↑ 𝑂𝐻−
𝐻3𝑂+
= 𝑂𝐻−
El pH va a depender de como se
hidrolice el anión básico o el catión ácido
𝑁𝐻4
+
+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻3 + 𝐻3𝑂+
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝑂𝐻−
𝑃𝑜𝑟 𝑒𝑗𝑒𝑚𝑝𝑙𝑜:
𝑁𝐻4
+
= 0,1
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−
= 0,1
𝑝𝐻 = 7
𝐻3𝑂+
= 𝑂𝐻−
𝐻𝐴1 ⇌ 𝐴1
−
+ 𝐻+
𝐻𝐴2 ⇌ 𝐴2
−
+ 𝐻+
𝑘𝑎 → 10−10
𝑘𝑎 → 10−6
Cuando la 𝑘𝑎es menor, el
ácido se disocia menos.
Entre más débil sea el
ácido o la base, la
hidrólisis será mayor
;

24. EJEMPLO 09: Calcular el pH de una solución de NH4Cl 0,25 M.
Solución:
𝑁𝐻4𝐶𝑙 → 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑙𝑖𝑡𝑜 𝑓𝑢𝑒𝑟𝑡𝑒
𝑁𝐻4𝐶𝑙 → 𝑁𝐻4
+
+ 𝐶𝑙−
0,25 0,25
𝑁𝐻4
+
+ 𝐻2𝑂 ⇌ 𝑁𝐻3 + 𝐻3𝑂+
𝑘𝑎 =
𝑁𝐻3 . 𝐻3𝑂+
𝑁𝐻4
+
𝐻3𝑂+ = 1,19 × 10−5
𝑝𝐻 = 4,92
2𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻3𝑂+ + 𝑂𝐻−
𝑘𝑤 = 𝑘𝑎. 𝑘𝑏
1 × 10−14 = 𝑘𝑎. (1,75 × 10−5)
𝑘𝑎 = 5,71 × 10−10
𝑘𝑎 =
𝐻3𝑂+ 2
𝑁𝐻4
+
− 𝑁𝐻3
𝐻3𝑂+ 2
= 𝑘𝑎. 𝑁𝐻4
+
𝐻3𝑂+
= 𝑘𝑎. 𝑁𝐻4
+
𝐻3𝑂+
= 5,71 × 10−10).(0,25
lo que se disocia

25. EJEMPLO 10: Calcular el pH de una solución de KNO3 y NaCl.
Solución:
𝑁𝑎𝐶𝑙 → 𝑁𝑎+ + 𝐶𝑙−
𝑝𝐻 = 7
2𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻3𝑂+ + 𝑂𝐻−
no tienen
afinidad
protónica
𝐾𝑁𝑂3 → 𝐾+ + 𝑁𝑂3
−
proviene de
base
fuerte
ácido
fuerte
iones
apróticos
proviene de
base
fuerte
ácido
fuerte
𝑁𝑎+ 𝐶𝑙−
𝐾+
𝑁𝑂3
−
NO SE
HIDROLIZAN NO se mezclan con ningún elemento
de la disociación del agua
El equilibrio del agua queda estable
𝐻3𝑂+ = 𝑂𝐻−