Post on 30-Nov-2015
EQUILIBRIO
IÓNICO
SOLUCIONES
AMORTIGUADORES
Importancia biológica:
Las reacciones bioquímicas
Medios acuosos, generalmente
cercano a la neutralidad
pH bien definido
(equilibrio perfecto entre H+ y OH-)
pH salival
5,8 – 8,5
pH sanguíneo
7,35 – 7,45
Este pH bien definido, se mantiene en
gran parte, a la acción de los
sistemas amortiguadores.
Importancia biológica:
Cuando las variaciones de pH son
Amplias, son causa de graves trastornos
(ACIDOSIS ó bien ALCALOSIS).
pH de algunos líquidos del
organismo:
Saliva: 5.8 – 8.5
Placa dental: 4.0 – 5.0
Plasma sanguíneo: 7.35 – 7.45
Jugo gástrico: 1 – 3
Jugo pancreático: 7.3 – 8.1
Jugo intestinal: 6.5 – 7.3
Orina: 4.7 – 8.0
Propiedades de los ácidos,
bases y sales
Términos importantes:
IONIZACION: Capacidad de una sustancia de
separarse en sus iones cuando se encuentre
disuelta en H2O.
NaCl(s) + H2O (l) Na+(ac) + Cl-
(ac)
DISOCIACIÓN IONICA.
Estas sustancias
conducen la electricidad
ELECTROLITOS.
Propiedades de los ácidos,
bases y sales
Términos importantes:
ELECTROLITOS FUERTES: sustancias
(ACIDOS, BASES y SALES) que presentan
alto grado de disociación.
Ácidos Fuertes: HCl, H2SO4, etc.
Bases Fuertes: NaOH, KOH, Ca(OH)2, etc.
Sales: NaCl, NaSO4, NaHCO3, Na2CO3 etc.
Propiedades de los ácidos,
bases y sales
Términos importantes:
ELECTROLITOS DÉBILES: sustancias (ACIDOS, BASES y SALES) cuya capacidad de disociación es baja, es decir, que en soluciones de las mismas se van a encontrar parte como iones y parte como moléculas sin disociar.
Ácidos: H2CO3, CH3COOH, etc.
Bases: (NH4OH)
Sales: (HgCl2)
Propiedades de los ácidos,
bases y sales
DISOCIACIÓN DE ELECTROLITOS FUERTES:
HCL(g) + H2O(l) H+
(ac) + Cl-(ac)
NaOH(s) + H2O(l) Na+(ac) + OH -(ac)
KCl(s) + H2O(l) K+(ac) + Cl–(ac)
Propiedades de los ácidos,
bases y sales
DISOCIACIÓN DE ELCTROLITOS
DÉBILES:
H2CO3(ac) H+(ac) + HCO3
-(ac)
NH4OH(ac) OH-(ac) + NH4
+(ac)
EQUILIBRIO
QUIMICO
Concepto de ácido, base y
sales:
Según Bronsted, Lowry y otros
investigadores, definen como ACIDO
toda sustancia que cede protones
(H+) en solución y como BASE, a
toda sustancia que acepta protones.
Por tanto, tenemos que los ácidos
son donadores de protones y las
bases, aceptores de protones.
Concepto de ácido, base y
sales:
Ácidos Bases
HCl(ac) H+
(ac) + Cl-(ac)
CH3COOH(ac) H+
(ac) + CH3COO-
(ac)
HOH(ac) H+(ac) + OH-
(ac)
Concepto de ácido, base y
sales:
BASE: Se define también como toda
sustancia que cede o dona iones
hidroxilo, OH-.
NaOH Na+ + OH-
Concepto de ácido, base y
sales:
SALES: Resultan de la combinación de un
ácido y una base que al disociarse en agua
originan iones distintos al H+ y OH-.
HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)
NaCl(ac) Na+(ac) + Cl-(ac)
Ionización (autoionización) de
la molécula de agua.
H2O(l) + H2O(l) H3O+
(ac) + OH-(ac)
H2O(l) H+(ac) + OH-
(ac)
SOLUCIONES
ANFOTERAS Los iones hidrógeno y
los iones oxidrilos se
encuentran en
concentraciones
iguales.
Las concentraciones molares de H+ y
OH-, en el agua pura son
extraordinariamente pequeñas, del
orden aproximado de 1 x 10-7 M, para
cada uno de estos iones a la
temperatura de 25ºC.
Constante del producto iónico
del agua:
Se representa por Kw, su valor
equivale a 1x10-14 M2, a 25ºC.
Kw = [H+] [OH-] = 1x10-14 M2
Kw = [1x10-7] [1x10-7] = 1x10-14 M2
Haciendo uso de los logaritmos y
algunas de sus propiedades
obtendremos lo siguiente:
pKw = pH + pOH = 14
pH = pOH
pH = 7
pOH = 7
[H+] = [OH-]
[10-7] = [10-7]
O en términos equivalentes:
pH = pOH
pH = 7
pOH = 7
El agua pura es
un líquido neutro
Concentración molar de
hidrogeniones y pH:
Al añadir un ácido al agua pura (forma una
solución), entran mayor cantidad de iones
hidrógeno que se suman a los aportados por
ella [10-7].
Al aumentar los iones hidrógeno disminuyen los
hidroxilos y viceversa. Están en relación inversa,
es decir, cuando se añade al agua pura una
solución básica, disminuyen los iones hidrógeno
y aumentan los hidroxilos.
Definición de pH:
pH (potencial de hidrogeno) como
una forma muy adecuada para
expresar la concentración de H+(ac).
Definición de pH:
El pH se define como el valor
negativo del logaritmo decimal de la
concentración molar de iones de
hidrogeno, hidrogeniones o
hidronios, expresado de la siguiente
manera:
pH = - log10 [H+] ó pH = - log10 [H3O
+]
Definición de pH:
Según Narins y Emmetl en 1980, el pH también se define como el logaritmo decimal del inverso de la concentración molar de iones hidrógeno, hidrogeniones o hidronios, expresado de la siguiente manera:
1
pH = log
[H+]
Relación
inversa del
pH y de
[H+]
Clasificación de las
soluciones en función del pH:
Neutras: si el valor del pH es igual a 7
Ácidas: si el valor del pH es inferior a 7
Básicas: si el valor del pH es superior a 7
Escala de pH:
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- [H+] 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14
Aumento Punto Aumento
de la acidez Neutro de la basicidad
pH < 7.0 pH = 7.0 pH > 7.0
Escala de pH:
pH [H+] [-OH ] pOH
0 10º 10-14 14 1 10-1 10-13 13
2 10-2 10-12 12
Acido 3 10-3 10-11 11
4 10-4 10-10 10
5 10-5 10-9 9
6 10-6 10-8 8
Neutro 7 10-7 10-7 7
8 10-8 10-6 6
9 10-9 10-5 5
10 10-10 10-4 4
Básico 11 10-11 10-3 3
12 10-12 10-2 2
13 10-13 10-1 1
14 10-14 10º 0
Soluciones reguladoras del pH
(amortiguadores, tampones o
buffers):
• [H+] = 4,5 x 10-8 [H+] = 4,0 x 10-8
[H+] = 3,5 x 10-8
pH = 7.35 pH = 7.40 pH = 7.45
Valores de pH menores de 7.35 o
mayores de 7.45 producen alteraciones
patológicas. Por debajo de 7.00 o por
encima de 7.80, puede sobrevenir la
muerte del individuo.
Sustancias amortiguadoras
en el organismo:
Extracelulares (mecanismo sanguíneo):
Sistema bicarbonato / ácido carbónico
Tampones
Sistema de los fosfatos.
Hemoglobina
Anfóteras
Proteínas
Sustancias amortiguadoras
en el organismo:
Intracelulares:
Tampones Sistema bicarbonato / ácido carbónico
Proteínas
Anfóteras
Complejos orgánicos de fósforo
Concepto de soluciones
amortiguadoras, tampones o
buffers.
Son soluciones cuyo pH permanece
relativamente constante, cuando se les
añaden cantidades adecuadas de ácidos
(IONES HIDRÓGENO O PROTONES) o
bien bases (IONES OXIDRILOS o
HIDROXILOS). Tienen la característica de
que impiden una variación brusca de pH.
Composición:
Una solución amortiguadora generalmente está constituida por una solución de un ácido débil y la base conjugada de su sal, o bien por una base débil y el ácido conjugado de su sal.
Composición:
ACIDO DÉBIL + SAL
Acido Carbónico + Bicarbonato de Sódio
[H2CO3] [NaHCO3]
Acido Acético + Acetato de Sódio
[CH3COOH] [CH3COONa]
BASE DÉBIL + SAL
Solución de amoniaco + Cloruro de
amonio
[NH3] [ClNH4]
Composición:
Adición de ácido o de base fuerte
a una solución amortiguadora:
Adición de ácidos fuertes:
Tampón
Cl-
CH3COOH CH3COO- + H+
CH3COONa CH3COO- + Na+
Adición de ácido o de base fuerte
a una solución amortiguadora:
Adición de bases fuertes:
Tampón
CH3COOH CH3COO- + H+
CH3COONa CH3COO- + Na+
Na+
El efecto del ion común es el desplazamiento del equilibrio
causado por la adición de un compuesto que tiene un ion
común con la sustancia disuelta.
La presencia de un ion común suprime la
ionización de un ácido débil o una base débil .
Considere la mezcla de CH3COONa (electrólito fuerte) y
CH3COOH (ácido débil).
CH3COONa (s) Na+ (ac) + CH3COO- (ac)
CH3COOH (ac) H+ (ac) + CH3COO- (ac)
Ion
común
16.2
Considere la mezcla de sal NaA y el ácido débil HA.
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)
NaA (s) Na+ (ac) + A- (ac)
Ka = [H+][A-]
[HA]
[H+] = Ka [HA]
[A-]
-log [H+] = -log Ka - log [HA]
[A-]
-log [H+] = -log Ka + log [A-]
[HA]
pH = pKa + log [A-]
[HA] pKa = -log Ka
Ecuación de
Henderson-Hasselbalch
16.2
pH = pKa + log [base conjugada]
[ácido]
B + H2O BH+ + OH-
Ka= [H3O+] [A-] / [HA]
[H3O+] = Ka ([HA] / [A-])
-Log [H3O+] = -Log ([HA] / [A-]) - Log Ka
pH = pKa + Log ([A-] / [HA])
pH = pKa + Log ([Sal] /[Acido])
Kb= [BH+] [OH-] / [B]
[OH-] = Kb ([B] / [BH+])
-Log [OH-] = -Log ([B] / [BH+]) - Log Kb
pOH = pKb + Log ([BH+] / [B])
pOH = pKb + Log ([Sal] / [Base])
HA + H2O H3O+ + A-
En general:
Ecuación reguladora para
un ácido débil y su sal:
Para el sistema bicarbonato / ácido
carbónico, tenemos:
[HCO3-]
pH = pKa + log
[H2CO3]
¿Cuál es el pH del plasma sanguíneo que contiene alrededor de 0.025 M de NaHCO3 y 0.00125 M de H2CO3?
Sustituyendo: [0.025]
pH = 6.1 + log
[0.00125]
pH = 6.1 + log 20
pH = 6.1 + 1.3
pH = 7.40
Ejemplo:
¿Cuál es el pH de una disolución que contiene 0.30 M
HCOOH y 0.52 M HCOO-K+?
HCOOH (ac) H+ (ac) + HCOO- (ac)
Inicial (M)
Cambio (M)
Equilibrio (M)
0.30 0.00
-x +x
0.30 - x
0.52
+x
x 0.52 + x
Efecto del ion común
0.30 – x 0.30
0.52 + x 0.52
pH = pKa + log [HCOO-]
[HCOOH]
HCOOH pKa = 3.77
pH = 3.77 + log [0.52]
[0.30] = 4.01
16.2
¡Mezcla de ácido débil y base conjugada!
¿Cuál de los sistemas siguientes son amortiguadores?
(a) KF/HF
(b) KBr/HBr, (c) Na2CO3/NaHCO3
(a) KF es un ácido débil y F- es una base conjugada
disolución amortiguadora
(b) HBr es un ácido fuerte
disolución no amortiguadora
(c) CO32- es una base débil y HCO3
- es un ácido conjugado
disolución amortiguadora
16.3
En resumen...
disolución amortiguadora es una disolución de:
1. Un ácido débil o una base débil y
2. La sal de un ácido débil o una base débil
¡Ambos deben estar presentes!
Una disolución amortiguadora tiene la habilidad de resistir
los cambios en el pH en la adición de cantidades pequeñas
de ácido o base.
Adicionar ácido fuerte
H+ (aq) + CH3COO- (ac) CH3COOH (ac)
Adicionar base fuerte
OH- (ac) + CH3COOH (ac) CH3COO- (ac) + H2O (l)
Considere una mezcla molar igual de CH3COOH y CH3COONa
Mecanismos que emplea el
organismo para la regulación
del pH
1. Uso de los sistemas
amortiguadores.
2. Ventilación pulmonar.
3. Filtración renal.
Alteraciones patológicas
del pH:
Acidosis:
Alcalosis:
• Metabólica
• Respiratoria
• Metabólica
• Respiratoria