ácidos y bases

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MPSS GÓMEZ CHANG ERIKA
ÁCIDOS Y BASES
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“Probablemente no haya otro tipo de equilibrio
tan importante como el de ácidos y bases”
B. M. Mahan y R. J. Myers
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CASO
• AMC de 52 años de edad, acostumbraba consumir antiácidos para
controlar la indigestión ácida que padecía.
• También bebía grandes cantidades de leche, con la esperanza de
evitar la formación de una úlcera.
• Una tarde, comenzó a presentar síntomas como mareo y sensación
de ardor a nivel de epigastrio (boca del estómago).
• Fue ingresado al hospital para realizarle una serie de pruebas.
• La sintomatología desapareció pronto y fue dado de alta al día
siguiente.
• Cuatro días después reaparecieron los síntomas.
• Fue hospitalizado nuevamente en varias ocasiones sin que fuese
encontrada la causa subyacente de sus síntomas.
• Durante uno de los ingresos, fue incluso valorado por el servicio de
salud mental.
• Sin embargo, luego de investigar ampliamente los hábitos y estilos
de vida del paciente, se encontró que sus manifestaciones eran
compatibles con el síndrome de “leche-alcalina”
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CASO
• Este síndrome es provocado por la elevada ingesta de antiácidos
que contienen calcio, así como grandes cantidades de leche.
• Las células del estómago se encargan de secretar ácido clorhídrico.
• El ácido clorhídrico es secretado en el fluido gástrico en forma de
iones hidronio (H3O+, o protones) e iones cloruro.
• Diversos fármacos contienen compuestos que pueden reaccionar
con los iones hidronio para neutralizar el exceso de ácido.
• La sustancia activa de los antiácidos ingeridos por el paciente era
“carbonato de calcio” (CaCO3)
• Este tipo de antiácidos pueden tener efectos adversos consumidos
en grandes cantidades y por largos periodos.
• Se descontinuó el medicamento y fue reemplazado por otro que
contenía aluminio o magnesio.
• “Equilibrio ácido-base”
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CASO
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ÁCIDOS Y BASES
• Un ácido es una sustancia que puede donar un
protón, H+.
• Una base es una sustancia que puede aceptar
un protón, H+.
NO2- + H3O+
HNO2 + H2O
ácido nitroso
agua
ion nitrito
NH3 + H2O
NH4+
amoniaco
ion amonio
agua
ion hidronio
+
OHion hidroxilo
• Pares conjugados “ácido-base”
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Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O
ácido
base
↔ H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
ácido
base
Transferencia
protónica
Par ácido-base conjugado
Sustancia anfótera
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH- (aq)
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(puede actuar como
ácido o como base)
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Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)
Thomas Martin Lowry
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(1874-1936)
1.3.- Lewis (1923)
Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par
de electrones no compartidos.
H
H+ +
:N
+
H
H
H
H
N
H
H
Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones
Base: Especie que puede ceder pares de electrones
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ÁCIDOS Y BASES
• Ácidos polipróticos o poliprotónicos: Pueden
donar más de un protón en una reacción con
una base.
• H2SO4
• H2CO3
• H3PO4
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Tienen más de un hidrógeno ionizable.
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FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y BASES
• ÁCIDO FUERTE: Es aquél que se ioniza por completo o
casi por completo, para donar todos sus protones.
• El resultado de añadir un ácido fuerte el agua, es un
gran aumento en la concentración de iones hidronio.
• ÁCIDO DÉBIL: Se ioniza sólo parcialmente en agua
para donar sus protones.
• Por lo tanto, la adición de un ácido débil al agua, da por
resultado sólo un pequeño aumento en la concentración
de iones hidronio.
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FUERZA D E L OS Á CI DOS Y
BA SES
ACIDOS FUERTES
ACIDOS DÉBILES
HCIO4: ácido perclórico
H2CO3 :ácido carbónico
HCI :ácido clorhídrico
H2S :ácido sulfhídrico
H2SO4 :ácido sulfúrico
H3C–COOH :ácido acético
(compuesto orgánico)
HNO3 :ácido nítrico
HBrO :ácido hipobromoso
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FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y BASES
• BASE FUERTE: Tiene una gran atracción por los
protones. Ion hidroxilo.
• BASE DÉBIL: Tiene una débil atracción y sólo un
pequeño porcentaje de sus moléculas aceptará
protones. Amoniaco
• Si un ácido es fuerte, su base conjugada será débil.
• El número de átomos de hidrógeno en un ácido no
indica su fuerza como ácido.
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FUERZA D E L OS Á CI DOS Y
BA SES
BASES FUERTES
BASES DÉBILES
NaOH :hidróxido de sodio
(sosa cáustica)
KOH :hidróxido de potasio
NH4OH :hidróxido de
amonio
NH2OH :hidroxilamina
(potasa)
LiOH :hidróxido de litio
Ca(OH)2 :hidróxido de
calcio (cal apagada)
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MEDICIÓN DE LA CONCENTRACIÓN DE ÁCIDOS Y
BASES
• ESCALA DE pH: Tiene el objetivo de expresar en forma
más conveniente la concentración de iones hidrógeno,
en lugar del uso de exponentes negativos (10-7) o
decimales 0.0000001.
• El pH es la potencia negativa a la que debe ser elevado
el número 10 para expresar la concentración de los
iones hidrógeno en moles por litro.
• pH = - log [H+]
• A temperatura ambiente, la [H+] en agua pura es de
1X10-7. Por lo tanto, el pH del agua es de 7
• En el agua pura, la [H+] = [OH-]
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LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.
ESCALA DE pH.
Equilibrio de auto ionización del agua
H2O + H2O ↔ H3O+ + OHpH = − log [H3
Kw = [H3O+][OH-]
Producto iónico del agua
A 25ºC, Kw = 10-14
O+]
pOH = − log [OH-]
[Tomando logaritmos y cambiando el signo]
− log 10-14 = − log [H3O+] − log [OH-]
14 = pH + pOH
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Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7 ⇒ pH = 7
[OH-] = 10-7 ⇒ pOH = 7
DISOLUCIÓN
NEUTRA
DISOLUCIÓN
ÁCIDA
DISOLUCIÓN
BÁSICA
[H3O+] = [OH-]
pH = 7
[H3O+] > [OH-]
pH < 7
[H3O+] < [OH-]
pH > 7
ácida
7
básica
pH
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ÁCIDOS Y BASES
• pH = -log [H3O+]
• pOH = -log [OH-]
• Una solución neutra: [H3O+] = [OH-]]
• Una solución ácida: [H3O+] > [OH-]
• Una solución básica: [H3O+] < [OH-]
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FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.
CONSTANTES DE IONIZACIÓN.
Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir
o aceptar un protón.
Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.
[A − ][H 3O + ]
Ka =
[HA]
HA(aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A- (aq)
Constante de acidez
(de disociación, de ionización)
Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa)
Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...)
se encuentra totalmente disociado
(Ka >> 1, Ka → ∞)
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Análogamente con las bases:
[BH + ][OH − ]
Kb =
[B]
B (aq) + H2O (l) ↔ BH+ (aq) + OH- (aq)
Constante de basicidad
Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb)
Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...)
se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb → ∞)
En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas
B (aq) + H2O (l) ↔ BH+ (aq) + OH- (aq)
[BH + ][OH − ] [H 3O + ] K w
Kb =
⋅
=
+
[B]
[H 3O ] K a
Kw = Ka Kb
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DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.
Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental
(p.ej. reacciones bioquímicas)
Disoluciones amortiguadoras (o tampón): Disoluciones que
mantienen un pH aproximadamente constante cuando se agregan
pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen.
Composición
Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada
(o una base débil y su ácido conjugado).
(p.ej.: CH3COOH/CH3COONa)
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¿Cómo calcular el pH de una disolución tampón o amortiguadora?
¿Cómo estimar aproximadamente el pH de una disolución tampón?
pH = pK a + log
[A − ]eq
[HA]eq
pH = pK a + log
[base]eq
Exacta
[ácido]eq
Dado que las concentraciones iniciales de ácido y de su base conjugada
son grandes, se puede suponer que las cantidades que desaparecerán y
que aparecerán mientras se va alcanzando el equilibrio serán pequeñas,
comparadas con las iniciales.
Por tanto, en la fórmula anterior las concentraciones en el equilibrio
se pueden aproximar por las concentraciones iniciales.
[base]o
pH = pK a + log
[ácido]o
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Ecuación de
Henderson-Hasselbalch
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Aproximada
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Características importantes de una disolución amortiguadora:
* Su pH ⇒ depende de Ka y de las concentraciones de ácido y base
* Su capacidad amortiguadora
Capacidad amortiguadora: Cantidad de ácido o base que se puede
agregar a un tampón antes de que el pH comience a cambiar de
modo apreciable.
¿De qué depende?
* Del número de moles de ácido y base
(deben ser altos para que la capacidad también lo sea)
* Del cociente [base]/[ácido].
(para que la capacidad sea alta, debe ser próximo a 1.
Si es < 0.1 ó > 10, no será muy eficiente.
Mayor eficiencia: cuando pH = pKa)
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Curva de valoración de un ácido débil con una base fuerte:
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Importancia del mantenimiento del pH dentro de ciertos límites:
* ORINA
* ENZIMAS
* SANGRE
Control del pH en los fluidos corporales
Sistemas amortiguadores
TITULACIONES: Se puede utilizar una reacción de neutralización
Para medir la cantidad de ácido o base en una solución.
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AMORTIGUADORES
BIOLÓGICOS
• El principal sistema amortiguador de la sangre es el
sistema ácido carbónico-bicarbonato:
H+ + HCO3 H2CO3
• Si se añaden ácidos al sistema, aumenta la [H+] y el
equilibrio se desplaza hacia la izquierda:
H+ + HCO3 –
H2CO3
Pero como el ácido carbónico es inestable, se convierte en
CO2 y H2O. El CO2 se puede perder por los pulmones y
de esa manera, el sistema protege a la sangre de
cambios bruscos de pH.
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• Hay diversos factores que pueden aumentar la [H+] en la
sangre: hipoventilación, ingestión excesiva de ácidos,
mayor producción de ácidos metabólicos, disminución
en la excreción renal de ácido o pérdida de bicarbonato.
En todos los casos, el pH sanguíneo disminuye hasta
7.1 o 7.2, causando un cuadro de acidosis, que puede
ser respiratoria o metabólica.
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• Cuando se añade una base fuerte al sistema, la [H+]
disminuye y el pH aumenta. En este caso, el equilibrio
de la disociación del ácido carbónico se desplaza a la
derecha.
H+ + HCO3 –
H2CO3
• El aumento de pH sanguíneo se conoce como alcalosis
y puede ser respiratoria o metabólica y sus causas
pueden ser hiperventilación, ingestión excesiva de
antiácidos o vómitos bruscos
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• En el interior de las células, el principal amortiguador es
el que está formado por
HPO4 2- / H2PO4 – y el otro amortiguador son las
proteínas: Pr - / HPr. Ambos amortiguadores están
formados por los aniones intracelulares más importantes
y permiten mantener el pH intracelular alrededor de 7.
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