ácido-baseácido-base

En el caso de los ácidos, cumplen diversas funciones en los alimentos, entre ellas están: la intensificación del sabor, control de crecimiento microbiano, coagulación de proteínas, emulsificación, control del pardeamiento (coloración oscura) y controlar la oxidación de los lípidos; en cuanto a las bases, también son aditivos comunes en los alimentos, por ejemplo: para modificar el sabor, color y textura, acentuar el pardeamiento, inducir el pelado químico y producir CO2.

DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.111.1.- Arrhenius (1883)1.1.- Arrhenius (1883)

Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+

HCl H+ (aq) + Cl (aq)

Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH

NaOH Na+ (aq) + OH (aq)

Thomas Martin Lowry(1874-1936)

Johannes Nicolaus Brønsted(1879-1947)

1.2.- Brønsted-Lowry (1923)1.2.- Brønsted-Lowry (1923)

Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+

Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+

CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO (aq)

ácido base Base conjugadaÁcido conjugado

Transferenciaprotónica

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH (aq)

* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3Ventajas

Par ácido-base conjugado

Sustancia anfótera(puede actuar comoácido o como base)

  En esta reacción el ácido (HA) tiene su base conjugada (A-) y la base H2O tiene acido conjugado (H3O+)A estas dos parajes (HA/A-) y (H2O/ H3O+), se les llama par ácido base conjugada.

Par ácido-base conjugado: HA /A-

Par ácido-base conjugado: H2O/ H3O+

Por definición, la base conjugada de un ácido, es la especie que resulta cuando el ácido pierde o dona un protón (H+), y un ácido conjugado resulta de la adición de un protón (H+) de base. Un par de compuestos o iones que difieren por la presencia de un ión (H+), se llama: par ácido-base conjugado.

1.3.- Lewis (1923)1.3.- Lewis (1923)

Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones

Base: Especie que puede ceder pares de electrones

Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un parde electrones no compartidos.

H+ + :N H

H

H

N H

H

H

H

+

Gilbert Newton Lewis(1875-1946)

El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.La base puede ceder pares de electrones a otras especies

Definición más general

H N:H

H

+ B F

F

F

H NH

H

B F

F

F

base ácido

Fuerza de ácidos base

Se dice que un ácido o una base son fuertes, cuando al entrar en contacto con el agua (H2O) se disocia o ioniza completamente en sus iones.

Por su parte, cuando se dice que un ácido o base es débil es cuando al entrar en contacto con el agua (H2O) no se disocia o ioniza por completo en sus iones

CH3COOH   +   H2O (l)       H+(ac)  + CH3COO-

(ac)

COOHCH

COOCHOHKa

3

33

3

4

NH

NHOHKb

HF + H2OH+ + F-

HF

FHKa

H2S + H2OH+ + S 2-

SH

SHKa

2

2

NH4OH + H2O NH4+ + OH-

OHNH

OHNHKb

4

4

Acido acético Ka= 1,8 10-5 Acido fosfórico Ka= 7,5x10-3

Acido fosfórico Ka= 7,5x10-3 Acido fluorhídrico Ka= 6, 5x10-4

Acido fluorhídrico Ka= 6, 5x10-4 Acido acético Ka= 1,8 10-5

Mientras mayor sea el valor Ka, más fuerte será el ácido y sí se trata de bases débiles se procede de igual forma, es decir que mientras mayor sea el valor Kb, más fuerte será la base.

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

(ac)

Base Ácido ión de hidronio ión hidróxido

LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.ESCALA DE pH.ESCALA DE pH.22

Equilibrio de autoionización del agua

H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH (aq)

pH = log [H3O+]

pOH = log [OH]

log 10-14 = log [H3O+] log [OH]

14 = pH + pOH

Kw = [H3O+][OH]

Producto iónico del aguaA 25ºC, Kw = 10-14

[Tomando logaritmos y cambiando el signo]

Søren Sørensen(1868-1939) a los 41años de edad

propuso el término de pH

El bioquímico danés Søren Sørensen propuso el término de pH

para indicar el potencial del ión hidrógeno. Definió el pH como el

logaritmo negativo de la concentración molar (M) de iones de

hidronio [H3O+]. La fórmula del pH es:

pH= -log [H3O+]

pH= -log [H+]

Es importante que escribas correctamente el término de pH, con la

letra “p” en minúscula y la letra “H” en mayúscula. De lo contrario

es incorrecto. Recuerda que la excelencia académica comienza por

ti.

Como has notado, las concentraciones de estos iones de hidronio (H3O

+), suelen expresarse en números muy pequeños

en notación exponencial, debido a esto:

Agua pura: [H3O+] = [OH] ; [H3O+] = 10-7 pH = 7

[OH] = 10-7 pOH = 7

DISOLUCIÓNNEUTRA

[H3O+] = [OH]pH = 7

DISOLUCIÓNÁCIDA

[H3O+] > [OH]pH < 7

DISOLUCIÓNBÁSICA

[H3O+] < [OH]pH > 7

pH

7ácida básica

En una disolución de NaOH, con una concentración de [OH-] es 3,4 x10-4 M. Calcule el pH de la disolución

En una disolución de HCl, con una concentración de 0,1 M. Calcule el pH de la disolución

Calcular el pH y pOH de una disolución de hidróxido de calcio Ca(OH)2 con una concentración de 0,03 M.

Calcular el pH y todas las especies en equilibrio de una disolución de ácido acético (CH3COOH) al 0,100 M. y una Ka de 1,8x10-5

CH3COOH   +   H2O       H+  + CH3COO-

Calcule el pH y las concentraciones de todas las especies en equilibrio de una disolución de amoniaco (NH3) al 0,40 M con Kb=1,8x10-5

Calcular la concentración de iones de hidronio [H3O+], de los siguientes pH:

•pH 8 pH 10,9

Ácidos

polipróticos

Ácidos dipróticos

2 hidrógenos

ionizables

(2H+)

Ácido sulfhídrico H2S

Ácido carbónico H2CO3

Ácido sulfúrico H2SO4

Ácidos tripróticos

3 hidrógenos

ionizables

(3H+)

Ácido fosfórico H3PO4

Ácido fosforoso H3PO3

Ácidos

monopróticos

1 hidrógeno

ionizables

(1H+)

Ácido Clorhídrico HCl

Acido Bromhídrico HBr

Acido yodhídrico HI

Acido Nítrico HNO3

Acido perclórico HClO4

Ionización del ácidos dipróticos

Ácido carbónico H2CO3

Acido débil

Contante de equilibrio (K)Donde las ()indican como de

costumbre la reversibilidad de ambas reacciones (equilibrio químico)

1er ionización Primera ionización Ka1 primera ionización

H2 X H+ + HX-

H2CO3 H+ + HCO3-

2da ionización Segunda ionización Ka2 de la segunda ionización

HX- H+ + X= HCO3- H++ CO3

2-

71024

32

31

x,COH

HCOHKa

111084

3

23

2

x,HCO

COH

aK