acidos y bases-i-09
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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
HNO2 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO2- (ac)
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 .
HNO3 (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + NO3- (ac)
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
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)
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
HA (ac) H+ (ac) + A- (ac)
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.
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]
¿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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