acidos y bases-i-09

Ácidos y bases

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• ¿De qué manera entender los conceptos de ácido-base y relacionarlos con la homeostasis?Ácidos y Bases. Definiciones: Teorías de Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis. Cálculo del pH.Buffer. Definición. Sistemas amortiguadores sanguíneos.

Los fisiólogos emplean el término HOMEOSTASIS para designar el mantenimiento de las condiciones estáticas o constanbtes en el medio interno. En esencia, todos los órganos y tejidos del cuerpo desarrollan funciones que ayudan a mantener constantes dichas condiciones .

Por ejemplo, los pulmones proporcionan oxígeno al lìquido extracelular para reponer continualmente el oxígeno que está siendo utilizado por las células.

los riñones mantienen constante la concentración de iones y el sistema gastrointestinal propòrciona los nutrientes.

HOMEOSTASISHOMEOSTASIS

Otras definiciones de homeostasis----• Homeostasis (Del griego homeo que significa

"similar", y estasis, en griego στάσις, "posición", "estabilidad") es la característica de un sistema abierto o de un sistema cerrado, especialmente en un organismo vivo, mediante la cual se regula el ambiente interno para mantener una condición estable y constante. Los múltiples ajustes dinámicos del equilibrio y los mecanismos de autorregulación hacen la homeostasis posible. El concepto fue creado por Claude Bernard, considerado a menudo como el padre de la fisiología, y publicado en 1865. Tradicionalmente se ha aplicado en biología, pero dado el hecho de que no sólo lo biológico es capaz de cumplir con esta definición, otras ciencias y técnicas han adoptado también este término.

• http://www.ugr.es/~jhuertas/FH-FE/fh_homeostasis.html

• A finales del siglo XIX e inicios del XX, Walter Cannon (1871-1945), galardonado con el premio Nobel, elaboró más el tema de la estabilidad interna de los animales. Fue un continuador de la hipótesis que estableció Bernard, poniendo de manifiesto no solo la estabilidad relativa de la composición de los fluidos corporales de muchos organismos, sino también la relativa constancia de la organización y del funcionamiento dentro de las células, tejidos y órganos. La gran relevancia de Cannon, fue sobre todo el acuñar el término de homeostasis para referirse a la suma total de esta constancia interna, estructural y funcional.

Fuente bibliográfica_

Ácidos

Tienen un sabor agrio. El vinagre debe su sabor al ácido acético. Las frutas cítricas contienen ácido cítrico.

Reaccionan con ciertos metales para producir el gas de hidrógeno

Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos para producir el gas dióxido de carbono.

Tienen un sabor amargo.

Sensación resbaladiza. Muchos jabones contienen bases

Bases

Un ácido Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+) en agua

Una base Arrhenius es una sustancia que produce OH- en agua

Un ácido Brønsted es un donador de protónUna base Brønsted es un aceptor de protón

ácidobase ácido base

ácido base conjugadabase ácido

conjugado

O

H

H + O

H

H O

H

H H OH-+[ ] +

Propiedades ácido-base del agua

H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)

H2O + H2O H3O+ + OH-

ácido base conjugada

base ácido conjugado

autoionización del agua

H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac)

El producto iónico del agua

Kc =[H+][OH-]

[H2O] [H2O] =constante

Kc[H2O] = Kw = [H+][OH-]

La constante del producto iónico (Kw) es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH- a una temperatura particular.

At 250CKw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

[H+] = [OH-][H+] > [OH-][H+] < [OH-]

La disolución esneutraácidabásica

http://www.johnkyrk.com/H2O.html

¿Cuál es la concentración de los iones : OH- en una disolución de HCl cuya concentración de ion hidrógeno es 1.3 M?

Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

[H+] = 1.3 M

[OH-] =Kw

[H+]1 x 10-14

1.3= = 7.7 x 10-15 M

El pH: una medida de la acidez

pH = -log [H+]

[H+] = [OH-][H+] > [OH-][H+] < [OH-]

La disolución esneutraácidabásica

[H+] = 1 x 10-7

[H+] > 1 x 10-7

[H+] < 1 x 10-7

pH = 7pH < 7pH > 7

A 250C

pH [H+]

pOH = -log [OH-]

[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14

-log [H+] – log [OH-] = 14.00

pH + pOH = 14.00

El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región del noreste de Estados Unidos en un día particular fue 4.82. ¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia?

pH = -log [H+]

[H+] = 10-pH = 10-4.82 = 1.5 x 10-5 M

La concentración de iones OH- de una muestra de sangre es 2.5 x 10-7 M. ¿Cuál es el pH de la sangre?

pH + pOH = 14.00

pOH = -log [OH-] = -log (2.5 x 10-7) = 6.60

pH = 14.00 – pOH = 14.00 – 6.60 = 7.40

Electrólito fuerte: 100% disociación

NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O

Electrólito débil: no se disocia por completo

CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)

Ácidos fuertes son electrólitos fuertes

HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)

HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)

HClO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + ClO4- (ac)

H2SO4 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + HSO4- (ac)

HF (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + F- (ac)

Ácidos débiles son electrólitos débiles


HSO4- (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + SO4

2- (ac)

H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac)

Bases fuertes son electrólitos fuertes

NaOH (s) Na+ (ac) + OH- (ac)H2O

KOH (s) K+ (ac) + OH- (ac)H2O

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)H2O

F- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HF (ac)

Bases débiles son electrólitos débiles

NO2- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HNO2 (ac)

Pares conjugados ácido-base:

• La base conjugada de un ácido fuerte no tiene la fuerza medible.

• H3O+ es el ácido más fuerte que puede existir en disolución acuosa.

• El ion OH- es la base más fuerte que puede existir en disolución acuosa.

Ácido fuerte Ácido débilAntes de laIonización

Antes de laIonización

En elequilibrio

En elequilibrio

¿Cuál es el pH de una disolución 2 x 10-3 M HNO3?

HNO3 es un ácido fuerte: 100% disociación .


pH = -log [H+] = -log [H3O+] = -log(0.002) = 2.7

Inicial

Final

0.002 M

0.002 M 0.002 M0.0 M

0.0 M 0.0 M

¿Cuál es el pH de una disolución 1.8 x 10-2 M Ba(OH)2?

Ba(OH)2 es un base fuerte: 100% disociación.

Ba(OH)2 (s) Ba2+ (ac) + 2OH- (ac)

Inicial

Final

0.018 M

0.018 M 0.036 M0.0 M

0.0 M 0.0 M

pH = 14.00 – pOH = 14.00 + log(0.036) = 12.56

HA (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + A- (ac)

Ácidos débiles (HA) y su constante de ionización ácida

HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)

Ka =[H+][A-][HA]

Ka es la constante de ionización ácida

Kaácido débil

fuerza

¿Cuál es el pH de una disolución 0.5 M HF (a 250C)?

HF (ac) H+ (ac) + F- (ac) Ka =[H+][F-][HF] = 7.1 x 10-4

HF (ac) H+ (ac) + F- (ac)

Inicial (M)

Cambio (M)

Equilibrio (M)

0.50 0.00

-x +x

0.50 - x

0.00

+x

x x

Ka =x2

0.50 - x = 7.1 x 10-4

Ka x2

0.50 = 7.1 x 10-4

0.50 – x 0.50Ka << 1

x2 = 3.55 x 10-4 x = 0.019 M

[H+] = [F-] = 0.019 M pH = -log [H+] = 1.72[HF] = 0.50 – x = 0.48 M

¿Cuándo puedo usar la aproximación?

0.50 – x 0.50Ka << 1

Cuando x es menor que 5% del valor del cual se resta.

x = 0.019 0.019 M0.50 M x 100% = 3.8%

Menor que 5%Aproximación

válida.

¿Cuál es el pH de una disolución 0.05 M HF (a 250C)?

Ka x2

0.05 = 7.1 x 10-4 x = 0.006 M

0.006 M0.05 M x 100% = 12%

Más que 5%Aproximación.

no válida.Debe resolver para x exactamente usando la ecuación cuadrática o el método de aproximación sucesiva.

Cómo resolver los problemas de ionización de ácidos débiles:

1. Identificar las especies principales que pueden afectar el pH.

• En la mayoría de los casos, puede ignorar la autoionización del agua.

• Ignorar [OH-] porque se determina por [H+].

2. Usar ICE para expresar las concentraciones en equilibrio en términos de una sola incógnita x.

3. Escríbir Ka en términos de las concentraciones en equilibrio. Resuelva para x por el método de la aproximación. Si la aproximación no es válida, resuelva exactamente para x.

4. Calcular las concentraciones de todas las especies y/o pH de la disolución.

¿Cuál es el pH de un ácido monoprótico 0.122 M cuyaKa es 5.7 x 10-4?

HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)

Inicial(M)

Cambio(M)

Equilibrio(M)

0.122 0.00

-x +x

0.122 - x

0.00

+x

x x

Ka =x2

0.122 - x= 5.7 x 10-4

Ka x2

0.122 = 5.7 x 10-4

0.122 – x 0.122Ka << 1

x2 = 6.95 x 10-5 x = 0.0083 M

0.0083 M0.122 M x 100% = 6.8%

Más que 5%Aproximación

no válida

Ka =x2

0.122 - x= 5.7 x 10-4 x2 + 0.00057x – 6.95 x 10-5 = 0

ax2 + bx + c =0 -b ± b2 – 4ac 2ax =

x = 0.0081 x = - 0.0081


Inicial(M)

Cambio(M)

Equilibrio(M)

0.122 0.00

-x +x

0.122 - x

0.00

+x

x x

[H+] = x = 0.0081 M pH = -log[H+] = 2.09

Porcentaje de ionización =

Concentración del ácido ionizado en el equilibrioConcentración inicial del ácido x 100%

Para un ácido monoprótico HA

Porcentaje de ionización =

[H+][HA]0

x 100% [HA]0 = concentración inicial

Ácido débil

Ácido fuerte

% d

e I o

niza

ción

Concentración inicial del ácido

NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac)

Bases débiles y su constante de ionización básica

Kb =[NH4

+][OH-][NH3]

Kb es la constante de ionización básica

Kbfuerza

de base débil

Resuelva los problemas base débil como ácidos débiles excepto para [OH-] en lugar de [H+].

Relación entre la constante de ionización de los ácidos y sus bases conjugadas


A- (ac) + H2O (l) OH- (ac) + HA (ac)

Ka

Kb

H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) Kw

KaKb = Kw

Ácido débil en su base conjugada

Ka = Kw

KbKb =

Kw

Ka

Un ácido Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+) en aguaUn ácido Brønsted es un donador de protón

Un ácido Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de electronesUna base Lewis es una susutancia que puede donar un par de electrones

En resumen :definición de un ácido

H+ H O H••••

+ OH-••••••

ácido base

N H••

H

H

H+ +

ácido base 15.12

N H

H

H

H+

Ácidos y bases de Lewis

N H••

H

H

ácido base

F B

F

F

+ F B

F

F

N H

H

H

¡No dona o acepta protones!

15.12

SOLUCIONES SOLUCIONES AMORTIGUADORAS AMORTIGUADORAS TAMPÓN o BUFFERS TAMPÓN o BUFFERS

Una solución ó 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.

16.3

Adicionar ácido fuerteH+ (aq) + CH3COO- (ac) CH3COOH (ac)

Adicionar base fuerteOH- (ac) + CH3COOH (ac) CH3COO- (ac) + H2O (l)

Considere una mezcla molar igual de CH3COOH y CH3COONa

¿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 conjugadadisolución amortiguadora

(b) HBr es un ácido fuertedisolución no amortiguadora

(c) CO32- es una base débil y HCO3

- es un ácido conjugadodisolución amortiguadora

16.3

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, (este proceso ocurre en un buffer.)

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.


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]

¿Cuál es el pH de una disolución que contiene 0.30 M HCOOH y 0.52 M HCOOK?

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 común0.30 – x 0.300.52 + 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!

= 9.20

Calcule el pH del sistema amortiguador 0.30 M NH3/0.36 M NH4Cl. ¿Cuál es el pH después de la adición de 20.0 mL de 0.050 M NaOH a 80.0 mL de la disolución amortiguadora?

NH4+ (aq) H+ (aq) + NH3 (aq)

pH = pKa + log [NH3][NH4

+]pKa = 9.25 pH = 9.25 + log [0.30]

[0.36]= 9.17

NH4+ (ac) + OH- (ac) H2O (l) + NH3 (ac)

principio (moles)

fin (moles)

0.029 0.001 0.024

0.028 0.0 0.025

pH = 9.25 + log [0.25][0.28]

[NH4+] =

0.0280.10

volumen final = 80.0 mL + 20.0 mL = 100 mL

[NH3] = 0.0250.10

16.3

Mantenimiento del pH de la sangre

16.3

Vaso capilar Vaso capilar

EritocitoEritrocito EritrocitoPulmonesTejidos

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