3° clase parte ii p h + buffer

Profesora Bqca. Marcela Trapé 1

Facultad de Medicina y Ciencias de la Salud

Carrera de Medicina

BIOQUÍMICABIOQUÍMICA

2012

BrØnsted-Lowry

Ácido Ácido H+H+ a otra sustancia.

Base Base H+H+

HCl(g) + H2O(l) H+(ac) + Cl-(ac)Cloruro de hidrógeno

También se aplica a reacciones que no ocurren en disolución acuosa.

HCl(g) + NH3(g) NH4+ + Cl-

Cloruro de hidrógeno amoníaco


Sustancias capaces de actuar como ácidoácido en una reacción y como basebase en otra.

Ej. H2O

HCl(g) + H2O(l) H+(ac) + Cl-(ac)Cloruro de hidrógeno

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

Amoníaco


HNOHNO22 ((acac)) + HH22O (O (ll)) NONO22--((acac)) + H+(ac)

ÁcidoÁcido BaseBase BaseBase conjugadaconjugada ÁcidoÁcido conjugadoconjugado

NHNH33((acac)) + HH22O(O(ll)) NNHH44+ + ((acac)) + OH- (ac)

BaseBase ÁcidoÁcido Ácido conjugadoÁcido conjugado Base conjugadaBase conjugada


Adición de HAdición de H++

Adición de HAdición de H++

Extracción de H+

Extracción de H+

Fuerza de un ácidoácido: capacidad para donar H+.Fuerza de una basebase: capacidad para aceptar H+.

Relación inversa entre las fuerzas de los pares conjugados

Cuanto más fuertemás fuerte es el ácidoácido, tanto más débilmás débil es su base conjugadabase conjugada.

Cuanto más fuertemás fuerte es la basebase, tanto más débilmás débil es su ácido conjugado.ácido conjugado.


Ácidos fuertesÁcidos fuertes

ÁcidosÁcidos débilesdébilesSustancias con acidezacidez despreciabledespreciableEn toda reacción ácido-base la posición del equilibrio favorece la transferencia del protón a la base más fuerte.


Capacidad para actuar como ácidoácido o como basebase de BrØsnted, según la ocasión.

En presencia de un ácidoácido, el H2O actúa como receptorreceptor dede

HH++

HCl(g) + HH22O(O(ll) H3O+(ac) + Cl-(ac)Cloruro de hidrógeno

En presencia de una basebase, el H2O actúa como dador de Hdador de H+.+.

NH3(g) + HH22O(O(ll) NH4+ (ac) + OH- (ac)

Autodisociación del agua:

HH22OO(l) + HH22O(O(ll) OH- (ac) + H H33OO+ + (ac)Profesora Bqca. Marcela Trapé 7

Ionización del H2OH2O(l) H+(ac) + OH-(ac)

K´eq = a 25ºC 1,8 x 10-16 M

K´eq . [H2O] = [H+] x [OH-]; [H2O]= 55,5 M

A 25 ºC, KW= [H+] x [OH-]= 1,0 x 10-14 M

Aplicable al H2O pura

[H+] == [OH-] : disolución neutraneutra

[H+] >> [OH-] : disolución ácidaácida

[H+] << [OH-] : disolución básicabásicaProfesora Bqca. Marcela Trapé 8

Dado que [H+] <<<0 se expresa como:

pH = log 1/ [H+] pH = - log [H+]

Para una disolución neutraneutra a 25 ºC:

[H+] = 0,0000001 M = 1,0 x 10-7 M

entonces pH= - log [H+] = - log (1,0 x 10-7) =

-(-7,00) =

7,00

pH pH = = 7,00 7,00 (disolución neutraneutra a 25 ºC)

Si se agrega ácidoácido a esta disolución ⇒ disolución ácidaácida

25 ºC:

[H+] > 1,0 x 10-7 M ⇒ pH < 7,00

El pH a medida que [H+]


pHpH

Disolución básicabásica a 25 ºC en la que [H+] > 1,0 x 10-7 M

Ej. Para calcular el pH si [OH-] = 0,002 M = 2,0 x 10-3 M

A 25 ºC, KW= [H+] [OH-] = 1,0 x 10-14

[H+] = 1,0 x 10 -14 = 1,0 x 10 -14 = 5,0 x 10-12 M

[OH-] 2,0 x 10-3

pH= - log [H+] = - log (5,0 x 10-12 ) = 11,30

Entonces, para una disolución básicabásica a 25 ºC, pH >7,00 >7,00


pHpH

Tipo de Tipo de disolucióndisolución

[H[H++] (M)] (M) [OH[OH--] (M)] (M) Valor de Valor de pHpH

ÁcidaÁcida > > 1,0 x 101,0 x 10-7-7 < < 1,0 x 101,0 x 10-7-7 << 7,00 7,00

NeutraNeutra 1,0 x 101,0 x 10-7-7 1,0 x 101,0 x 10-7-7 == 7,00 7,00

BásicaBásica < < 1,0 x 101,0 x 10-7-7 > > 1,0 x 101,0 x 10-7-7 >> 7,00 7,00

11Profesora Bqca. Marcela Trapé

[OH-] también puede expresarse como:

pOH= - log [OH-]

A 25 ºC, [H3O+] [OH-] = [H+] [OH-] = KW= 1,0 x 10-14

Tomando el logaritmo negativo de ambos lados de la ecuación:

- log [H+] + (- log [OH-]) = - log KW

pH + pOH= 14 (a 25 ºC)


Medición del pH:

pH metro

Indicador ácido-base


Son electrolitos fuertes que existen en disolución acuosa exclusivamente como ionesiones.

ÁcidosÁcidos fuertesfuertes más comunes 6 ácidosácidos monopróticos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3 y

HClO4

1 ácidoácido diprótico: H2SO4

BasesBases fuertesfuertes solubles más comunesHidróxidos: NaOH, KOH, Ca(OH)2.


Son la mayor parte de las sustancias ácidasácidas y se hallan disociados parcialmente en disolución acuosa.

Constante de equilibrio de la disociación de un ácido, Ka : constante de disociación ácida

La magnitud de Ka indica la tendencia del ácido a ionizarse: cuanto más grande es el valor de Ka, tanto más fuerte es el ácidoácido.


Para un ácidoácido débildébil, conociendo Ka y [HA]inicial,

[H+]= √Ka. [HA] (M)


Ej. ác. sulfuroso H2SO3 (ac) H+ (ac) + HSO3

- (ac) Ka1=1,7 X 10-2

HSO3- (ac) H+ (ac) + SO3

2- (ac) Ka2=6,4 X 10-8

Son ácidosácidos que tienen más de un átomo de H disociable. Se disocian en etapas sucesivas.

Siempre es más fácil extraer el primer H+

del ác. poliprótico que el segundo.Profesora Bqca. Marcela Trapé 17

Reaccionan con el H2O extrayendo protones del H2O.

Kb : constante de disociación básica


• Para una Para una basebase débildébil, conociendo , conociendo Kb y Kb y [OH][OH]-1-1 inicialinicial,,

[OH]= √[OH]= √Kb. Kb. [OH][OH]-1-1 (M) (M)

Define la relación entre el pH de una disolución y las concentraciones de un ácidoácido y una basebase conjugadaconjugada.

ÁcidoÁcido basebase conjugadaconjugada + H+

Ka= [base conjugada] [H+]

[Ácido]

Aplicando log a ambos miembros,

log Ka= log [H+] + log [base conjugada]

[Ácido]

- log [H+] = - log Ka + log [base conjugada]

[Ácido]

pH= pKa + log [base conjugada]

[Ácido]


Consiste en una mezcla de un ácido débil y su base conjugada.Tiende a resistir los cambios bruscos de pH cuando se agregan pequeñas o moderadas cantidades de un ácidoácido o de una basebase fuerte. Ej. Sangre humana con pH ≅ 7,4

pH= pKa + log [base conjugada] [Ácido]

pH= pKa ± 1


pH 7,35-7,45.

Muerte a pH < 6,8 o pH > 7,8.pH < 7,35: acidosis; pH > 7,45: alcalosisPrincipal sistema amortiguador:

Sistema ácido carbónico-bicarbonato H+ (ac) + HCO3- (ac) H2CO3 (ac) H2O(l) + CO2 (g)

Hemoglobina:HbH+ + O2 HbO2 + H+


Devlin TM, coordinador. Capítulo 1: Estructura celular eucariótica. Págs. 6-14. En: Bioquímica. Libro de texto con aplicaciones clínicas. 4° Ed. Barcelona: Reverté; 2004.

Brown TL, LeMay HE, Bursten BE, Burdge JR. Capítulo 16: Equilibrios ácido-base. Págs. 613-659. Capítulo 17: Aspectos adicionales de los equilibrios acuosos. Págs. 661-701. En: Química. La Ciencia Central. 9º Ed. Pearson Educación; 2004.


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