Agua

Agua• Concepto de pH• Expresión matemática del pH• Escala Sörensen • Definiciones Base

• Arrhenius• Brönsted• Lowry• Lewis

• Concepto de Bases• Ácidos Fuertes y débiles

• Disociación de ácidos fuertes y débiles

• Soluciones Amortiguadoras• Concepto de par ácido base conjugados• Concepto de constante de Disociación (k

y pk)• Aplicación de la ecuación de Henderson

Hansselbach• Importancia de los amortiguadores en los

sistemas Biológicos

• Existen algunos compuestos químicos que tienen algunas características comunes.

• Y según esas características fueron clasificados.

• Dentro de estos compuestos están los ácidos y las bases o álcalis.

Ácido- Base

• Los ácidos tienen en común:– Tienen un sabor ácido.– Reaccionan con algunos metales

desprendiendo hidrógeno.– Colorean el tornasol de color rojo.

• Las bases tienen en común:– Tienen un sabor amargo.– Al tacto son jabonosas.– Colorean el tornasol de color azul.

Ácido- Base

• Ambas soluciones al combinarse se neutralizan, formando por lo general sal y agua.

• Ejemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Ácido – Base

TEORÍAS ÁCIDO-BASES

Teoría de Arrhenius

• Svante August Arrhenius nació en Wijk (Suecia) en 1859 y murió en Estocolmo en 1927.

• Formuló su teoría de disociación electrolítica en su tesis doctoral en 1884.

• Ganó el Nobel de química en 1903.


• Su teoría en palabras simples plantea lo siguiente:• Un ácido es una sustancia que en solución acuosa

se disocia, produciendo iones hidrógeno (H+)HCl + H2O → H+ + Cl-

• Una base es una sustancia que en solución acuosa se disocia, produciendo iones hidroxilo (OH-)

NaOH + H2O → Na+ + OH-


• La reacción de neutralización entre ambas especies produce una sal y agua.

HCl + NaOH → NaCl + H2O


Teoría de Bronsted-Lowry

• Johannes Nicolaus Bronsted (1879-1947)– Químico y físico

danés.

• Thomas Martin Lowry (1874-1936)– Químico inglés.


Bronsted

Lowry

• Ambos científicos, en forma simultánea e independiente, formularon en 1923 trabajos semejantes con respecto a la teoría ácido base.

• Esta teoría resulta más satisfactoria que la anterior, ya que considera sistemas no acuosos.


• En pocas palabras, para Bronsted-Lowry:• Un ácido es una sustancia que en solución es capaz de donar hidrógeno

(H+)HCl → H+ + Cl-

• Una base es una sustancia que en solución es capaz de captar hidrógeno (H+)

NH3 + H+ → NH4+


• En su teoría se incorpora el concepto de par conjugado ácido base, en donde hay una competencia por los protones que se da de la siguiente forma:

Ácido 1 + Base 2 ↔ Ácido 2 + Base 1• El Ácido 1 transfiere un protón a la Base 2. Al

perder un protón, el Ácido 1 se convierte en su base conjugada: Base 1. Al ganar un protón, la Base 2 se convierte en su ácido conjugado: Ácido 2.


• En su forma general, para los ácidos se da:

HA + H2O ↔ H3O+ + A-

• En donde vemos que:


Ácido

Base

Ácido conjugado

Baseconjugada

• En su forma general, para las bases se da:

A- + H2O ↔ HA + OH-

• En donde vemos que:


Base

Ácido

Ácido conjugado

Baseconjugada

Teoría de Lewis

• Gilbert Newton Lewis (1875-1946).

• Químico estadounidense.• Nació en Weymouth,

Massachusetts.• Formuló su teoría ácido

base en 1923.

Teoría de Lewis

• En su teoría incluye sustancias que no tienen hidrógeno y que, a pesar de ello, se comportan como ácidos o bases.

• Su teoría funciona en soluciones no acuosas y no necesita de la formación del par conjugado ácido base y de una sal.

Teoría de Lewis

• Lewis definió los ácidos y las bases de la siguiente forma:• Ácido: es una molécula o ión capaz de recibir uno o varios

pares de electrones.• Base: es una molécula o ión capaz de donar uno o varios pares

de electrones.

Teoría de Lewis

• Ejemplo:

BF3 + F- ↔ BF4-

Teoría de Lewis

Escala de SörensenEscala del pH

Sören Peter Lauritz Sörensen• fue un químico danés cuyo mayor

aporte fue introducir el concepto de potencial de hidrógeno (pH).

• Fue el introductor de la escala de pH como un modo simple de expresión de ello en 1909.

Escala del pH

Alcachofa

Alcachofa Enlatada

Base

Acido

Concepto de Base

Base• toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con

formación de iones hidróxido, OH-

Una base, en química , es un ión o una molécula capaz de proporcionar electrones o captar protones.

• Por ejemplo , HO - , que designa al ion hidróxido , es una base.

• Cuando se neutraliza con un ácido , una base puede dar sales.

Entre las bases más conocidas encontramos:

• el hidróxido de sodio ( sosa cáustica )

• el hidróxido de potasio ( potasa )

• el amoníaco.

Base débil

• Una base se describe como débil cuando al mezclarse con agua, y es difícil de disociarse.

• La base débil cuando está en contacto con el agua se diluye en la solución, sin distinguirse.

• Hablamos de base débil cuando la tasa de acidez de una base está comprendida entre 0 y 14.

• Entre las bases débiles incluímos:• el amoníaco, • el ion etanoato o el ion metanoato.

• Las bases débiles corresponden a ácidos fuertes.

Base Fuerte• En química denominamos base fuerte a un producto químico

que permite realizar diferentes reacciones.

• Asociando una base a un ácido obtenemos agua y sales.

• Cuando una base es fuerte las sales se disocian completamente en agua.

• Las bases fuertes más corrientes:• son la sosa (hidróxido de sodio), • la potasa (hidróxido de potasio), • el hidróxido de cesio, • la cal (hidróxido de calcio) • el amoníaco (ion amiduro).

• Las bases fuertes atraen a los protones.

SOLUCIONES BUFFER

Una solución Reguladora, Buffer , Tampón o Amortiguadora es:

un sistema que tiende a mantener el pH casi constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos (H+) ó bases (OH-).

Una solución amortiguadora reduce el impacto de los cambios drásticos de H+ y OH- .Se prepara con un ÁCIDO DÉBIL y una SAL del mismo ÁCIDO o empleando una BASE DÉBIL y una SAL de la misma BASE. La solución amortiguadora contiene especies que van a reaccionar con los iones H+ y OH- agregados.

Componentes:

Buffer ácido: Formado por un ácido débil y su sal.Ejemplo: CH3COOH/CH3COONa

Buffer básico: Formado por una base débily su sal.Ejemplo:NH3/NH4Cl

Función e Importancia Biológica:

En los organismos vivos, las células deben mantener un pH casi constante para la acción enzimática y metabólica.

Los fluidos intracelulares y extracelulares contienen pares conjugados ácido-base que actúan comobuffer.

Capacidad amortiguadora de un Buffer Ácido

Si se agrega un ACIDO FUERTE: Los iones H+ adicionales reaccionan con la SAL del ÁCIDO DÉBIL en solución y producen el ÁCIDO DÉBIL

Buffer Ácido HCOOH/HCOO- Na+

HCOO- + H+ ↔ HCOOH

Al aumentar la [ácido], disminuye la [sal]Ya que el equilibrio tiende a formar el ácido.

Ácido débil Base conjugada (Sal)

Capacidad amortiguadora de un Buffer Ácido

Si se agrega una BASE FUERTE, los iones H+ presentes en solución neutralizan a los

iones OH- produciendo H2O .

Buffer Ácido HCOOH/HCOO- Na+

HCOOH + OH- ↔ HCOO- + H2O

Al aumentar la [sal], disminuye la [ácido]Ya que el equilibrio se desplaza hacia la formación de la base conjugada o sal.

Ácido débil Base conjugada (Sal)

Par conjugado ácido-base

• Brönsted-Lowry muestran la particular importancia de las soluciones acuosas. Debe existir por lo tanto una sustancia capaz de tomar los protones que otra libera, por lo que se habla de pares ácido – base conjugados.

• Anfótero o anfotérico es la capacidad de una molécula que contiene un radical básico y otro ácido, pudiendo actuar de esta manera, según el medio en el que se encuentre, ya sea como ácido, o como base. Los aminoácidos son un claro ejemplo de ello.

referencias• Quimica. 11 de febrero 2011. consultado el 18/05/2015.

disponible en http://cb10laura.blogspot.mx/2011/02/teoria-acido-base-de-bronsted-lowry.html

Ecuación de Henderson Hansselbach

Describe el comportamiento de los ácidos débiles y los amortiguadores.

Tiene valor predictivo en equilibrios protónicos.

• Por ejemplo:

• 1: Cuando un ácido se semineutraliza de manera exacta [A-]=[HA]. En esas condiciones.

2: Cuando la relación [A-]=[HA] = 100:1

3: Cuando la relación [A-]=[HA]= 1:10

Si la ecuación se evalúa para DIFERENTES relaciones de [A-]/[HA], en el intervalo entre 103 y 10-3 y se grafican los valores de pH calculados, la gráfica que se obtiene es la curva de titulación para un ácido débil.

Importancia de los amortiguadores en los sistemas biológicos.

• En los organismos vivos se están produciendo continuamente ácidos orgánicos que son productos finales de reacciones metabólicas, catabolismo de proteínas y otras moléculas biológicamente activas. Mantener el pH en los fluidos intra y extracelulares es fundamental puesto que ello influye en la actividad biológica de las proteínas, enzimas, hormonas, la distribución de iones a través de membranas, etc.

La manera en que podemos regular el pH dentro de los límites compatibles con la vida son:

1) los tampones fisiológicos

2) la eliminación de ácidos y bases por compensación respiratoria y renal.

Tampones fisiológicos• Primera fila de defensa frente a los cambios de pH de

los líquidos corporales, entre los que destacan el tampón fosfato, bicarbonato, y tampón hemoglobina.

• El sistema amortiguador principal que se utiliza para controlar el pH de la sangre es el sistema amortiguador acido-carbónico-bicarbonato.

Este sistema es de suma importancia, ya que si la sangre asciende del nivel 6.8 o se eleva por arriba de 7.8, podemos morir.

Según Warburg (1932), premio Nobel de medicina, “ Cuando el pH está fuera de equilibrio, el oxígeno desciende, las células respiran en un ambiente anaeróbico por fermentación, haciendo aumentar la acidez; el cáncer es el resultado de un ambiente ácido”.

la eliminación de ácidos y bases por compensación respiratoria y renal.

• Los órganos implicados en la regulación de pH son:

• -PULMONES: controlan el intercambio de dióxido de carbono y oxígeno entre la sangre y la atmósfera.

• -Riñones: Controlan la concentración de bicarbonato en el plasma y excretan el ión hidrógeno en la orina.

Bibliográfica

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Science

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