quimica parte no 8 equilibrio ionico amortiguadores

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.


bases y sales


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.


bases y sales


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)


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)


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.


sales:

Ácidos Bases

HCl(ac) H+

(ac) + Cl-(ac)

CH3COOH(ac) H+

(ac) + CH3COO-

(ac)

HOH(ac) H+(ac) + OH-

(ac)


sales:

BASE: Se define también como toda

sustancia que cede o dona iones

hidroxilo, OH-.

NaOH Na+ + OH-


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

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