REACCIONES ÁCIDO-BASE REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES.

REACCIONES ÁCIDO-BASE REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES
Los ácidos y las bases están presentes en nuestra vida cotidiana ÁCIDOS BASES HCl: agua fuerte NH3: amoníaco H2SO4: baterías de coches NaClO: lejía CH3-COOH: vinagre NaOH: sosa cáustica etc. etc.

CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES
Los ácidos y las bases se caracterizan por su comportamiento: ÁCIDOS BASES Sus disoluciones presentan sabor ácido Sus disoluciones presentan sabor amargo Reaccionan con la roca caliza (CaCO3) desprendiendo CO2 Reaccionan con las grasas formando jabones Reaccionan con los metales desprendiendo H2 Generan sólidos insolubles con los metales (hidróxidos) Sus disoluciones dejan pasar la corriente eléctrica Sus disoluciones dejan pasar la corriente eléctrica Neutralizan las bases produciendo sales Neutralizan los ácidos produciendo sales Modifican el color de los indicadores ácido-base. Modifican el color de los indicadores ácido-base. Colorean de rojo el papel indicador Colorean de azul el papel indicador

(TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA)
TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE ARRHENIUS (TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA) Un ÁCIDO es una sustancia eléctricamente neutra que en disolución acuosa se disocia en iones H+ (protones) e iones negativos: HA  H+ + A Una BASE es una sustancia eléctricamente neutra que en disolución acuosa se disocia en iones OH- (hidroxilo) e iones positivos: BOH  B+ + OH

TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE ARRHENIUS (TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA) Las reacciones de neutralización consisten en la reacción entre los iones H+ del ácido y los iones OH de la base para dar agua: H+ + OH  H2O El resto de iones no participa en la reacción, quedando en el medio acuoso y formando sales: HA + BOH  BA + H2O

TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE ARRHENIUS (TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN IÓNICA) La teoría de la disociación iónica de Arrhenius tenía algunas limitaciones: Está restringida a disoluciones acuosas Existen sustancias como NH3, Na2CO3, etc., que no contienen iones OH- y tienen propiedades básicas No explica por qué las disoluciones de algunas sales presentan propiedades ácidas o básicas

TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO)
TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO) Un ÁCIDO es una especie química, molécula o ión, capaz de ceder protones H+ Una BASE es una especie química, molécula o ión, capaz de captar protones H+ Como una especie no puede ceder protones sin que otra que los capte, a las reacciones ácido-base se les llama reacciones de transferencia de protones: Ácido 1 Base 1 A es la base conjugada del ácido HA HB+ es el ácido conjugado de la base B HA + B ⇄ A HB+ Ácido 2 Base 2 Las parejas HA/A y B/HB+ se denominan pares ácido-base conjugados

TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY
(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO) Ácidos y bases conjugados Un ÁCIDO en disolución acuosa es capaz de ceder protones H+ al agua Una BASE en disolución acuosa es capaz de captar protones H+ del agua Ácido 1 Base 1 Ácido 1 Base 1 HCl + H2O ⇄ Cl H3O+ NH H2O ⇄ NH OH- Base 2 Ácido 2 Ácido 2 Base 2 Par ácido / base conjugada: HCl / Cl Par base / ácido conjugado: NH3 / NH4+

TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY
(TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO) Sustancias anfóteras o anfitrópicas Son sustancias que se pueden comportar como ácidos o como bases dependiendo a qué sustancia se enfrenten Por ejemplo, el ión HS (hidrógenosulfuro) se puede comportar HS NH ⇄ S NH4+ HS H3O+ ⇄ H2S H2O Otros ejemplos de sustancias anfóteras son: H2O, HSO3, HCO3, HPO42, etc.

TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO) La limitación de la teoría de Brönsted y Lowry es que no explica el carácter ácido que presentan algunas sustancias que no tienen protones en su fórmula, como por ejemplo AlCl3, BF3, etc. Gilbert Newton Lewis introduce una nueva teoría ácido-base basada en las propiedades que presentan las moléculas para formar enlace covalente. Es decir, en la capacidad para compartir un par de electrones, según sea aceptándolo o cediéndolo. Sin embargo, nos este curso nos quedaremos con la teoría de Brönsted y Lowry

TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO) EJERCICIO 1 Completa los siguientes equilibrios e identifica los pares ácido-base conjugados: a) b) c)

TEORÍAS ÁCIDO-BASE TEORÍA DE BRÖNSTED y LOWRY (TEORÍA DEL PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADO) EJERCICIO 2 Escribe la base conjugada de cada uno de los siguientes ácidos de Brönsted-Lowry: H2S, HCO3, H2O, NH4+ EJERCICIO 3 Según la teoría de Brönsted-Lowry justifica cuáles de las siguientes especies pueden actuar sólo como ácidos, sólo como bases o como ácidos y bases (anfóteros): HSO4, SO32, S2, H3O+, HCl, CO32

EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA
El agua pura conduce muy mal la corriente eléctrica, pues se trata de una sustancia covalente molecular con las moléculas unidas mediante enlaces de hidrógeno. Por tanto, no presenta ni electrones ni iones con libertad de movimiento Sin embargo, aunque sea muy, muy poco, el agua pura conduce algo la corriente. La bajísima conductividad eléctrica del agua pura es debida a que se encuentra disociada en sus iones en una proporción muy pequeña. iones hidroxilo e hidronio H2O + H2O ⇄ OH H3O+ La reacción anterior, conocida como equilibrio iónico del agua, es un ejemplo de la teoría de Brönsted y Lowry: una molécula de agua actúa como base aceptando un protón de otra molécula de agua que actúa como ácido

Para el equilibrio iónico del agua la constante KC se denomina producto iónico del agua Kw, y su expresión es: 2H2O ⇄ OH H3O+ De la estequiometría de la reacción de disociación del agua pura y del valor de su producto iónico se deduce que: El valor de Kw a 25 ºC es Kw = 1x1014 y sólo varía en función de la Tª Tª (ºC) Kw 0,11 x 1014 1,00 x 1014 25 3,00 x 1014 40 51,3 x 1014 100 Teniendo en cuenta ese valor como referencia se pueden clasificar las disoluciones en: ÁCIDAS NEUTRAS BÁSICAS

DISOLUCIONES ÁCIDAS DISOLUCIONES NEUTRAS DISOLUCIONES BÁSICAS HA + H2O ⇄ A- + H3O+ 2H2O ⇄ OH H3O+ B + H2O ⇄ HB+ + OH- 2H2O ⇄ OH H3O+ y y

MEDIDA DE LA ACIDEZ O BASICIDAD DE UNA DISOLUCIÓN: CONCEPTO DE pH
Para establecer la acidez o basicidad de una disolución basta con conocer su concentración de iones H3O+ Al tratarse de valores muy pequeños se utiliza la notación científica El químico danés Søren Peter Lauritz Sørensen sugirió en 1909 una nueva forma de expresar la concentración de protones mediante la utilización de una escala logarítmica conocida como escala de pH ( pH = pouvoir hydrogène = poder de hidrógeno ) En realidad, la medida de la acidez o la basicidad se puede hacer a partir de varias magnitudes: pH, pOH ó pKw En cualquiera de las tres la letra p indica el operador matemático -log

Como a 25 ºC, Kw = 1014 Para cualquier disolución ácida Para el agua pura o cualquier disolución neutra Para cualquier disolución básica

Carácter ácido creciente Carácter básico creciente Disoluciones ácidas Disoluciones neutras Agua pura Disoluciones básicas

Medida del pH: indicadores ácido-base Los indicadores ácido-base son sustancias que modifican el color de sus disoluciones al variar el pH, y este cambio de color es debido a cambios que se producen en su estructura química Color A Color B Suelen ser ácidos o bases débiles que están en equilibrio con su forma conjugada Color A Color B

Medida del pH: indicadores ácido-base Ejemplos Anaranjado de metilo Fenolftaleína Color A Color B Color A Color B Zona de viraje Zona de viraje

La siguiente tabla muestra otros indicadores ácido-base y su zona de viraje

El papel indicador universal contiene una mezcla de indicadores, así su escala colorimétrica es más amplia. Se utiliza para estimar de forma aproximada el pH de una disolución Para más exactitud en el cálculo del pH de una disolución se utiliza un pHmetro, que es un instrumento electrónico provisto de un electrodo de vidrio sensible a los cambios de concentración de protones

EJERCICIO 4 Considera cuatro disoluciones A, B, C y D, caracterizadas por: A) [OH] = 1013; B) pH = 3; C) pH = 10; D) [H3O+] = 107 Ordénalas de menor a mayor acidez Indica razonadamente cuáles son ácidas, básicas o neutras EJERCICIO 5 El rojo de fenol es un indicador ácido-base cuya forma ácida HI es amarilla y su forma alcalina es roja. Sabemos que el intervalo de viraje es pH=6-8 ¿De qué color será una disolución de NaOH 0,1 M y una de HClO4 0,02 M a las que se ha añadido este indicador? Razona tu respuesta

FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
Para el equilibrio de disociación de un ácido en agua, cuanto más esté desplazado el equilibrio hacia la formación de iones, más fácilmente cede el ácido su protón y mayor es su fuerza HA + H2O ⇄ A- + H3O+ En ese caso, la reacción inversa estará desfavorecida ya que la base conjugada A tiene poca tendencia a aceptar un protón y convertirse en ácido Para el equilibrio de disociación de una base en agua, cuanto más esté desplazado el equilibrio hacia la formación de iones, más fácilmente acepta la base el protón y mayor es su fuerza B + H2O ⇄ HB+ + OH- En ese caso, la reacción inversa estará desfavorecida ya que el ácido conjugado BH+ tiene poca tendencia a ceder el protón y convertirse en base

El concepto de fuerza o debilidad de un ácido o de una base está ligado a la mayor o menor capacidad para ceder o aceptar protones. Sin embargo, se trata de un concepto relativo, pues todo dependerá de con quién reaccionen. Tomando el agua como referencia podemos clasificar a los ácidos y a las bases en fuertes o débiles, encontrándonos con cuatro posibilidades que vamos a analizar: ÁCIDOS FUERTES ÁCIDOS DÉBILES BASES FUERTES BASES DÉBILES

Ácidos fuertes Son electrólitos que se encuentran totalmente disociados en disolución acuosa, de forma que sus equilibrios se encuentran totalmente desplazados hacia la formación de iones, por lo que se suelen representar como reacciones irreversibles Ejemplos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4 … El pH se calcula directamente de la [H3O+] de la disolución:

Ácidos débiles Son electrólitos que se encuentran parcialmente disociados en disolución acuosa. Se representan como reacciones reversibles El grado  en que se disocian los ácidos débiles, así como el pH, vienen determinados por su constante de equilibrio o constante de acidez: Cuanto mayor sea Ka, más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha, mayor será  y la [H3O+] y, por tanto, menor su pH

Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un protón, por lo que se establece más de un equilibrio de disociación Los más importantes son: H2S , H2CO3 , H3PO4 , H2SO4 Ejemplo H3PO4 Como Ka1 >> Ka2 >> Ka3 , el ácido H3PO4 cede el primer protón con mucha más facilidad que los restantes. Por eso, en el cálculo del pH suele aproximarse a la [H3O+] de la primera disociación, pues es la que aporta la inmensa mayoría de iones H3O+

Ácidos polipróticos Fíjate que las especies intermedias H2PO4 y HPO42 se comportan como especies anfóteras, ya que pueden ceder o captar protones Ejemplo H3PO4

EJERCICIO 6 a) ¿Cuál es la concentración de H3O+ en 200 mL de una disolución acuosa 0,1 M de HCl? ¿Y su pH? b) ¿Cuál será el pH que resulta al diluir con agua la disolución anterior hasta 1 L? ¡¡¡Cuando Ka es suficientemente pequeño (Ka<103) se puede considerar que ndisoc << nini, de modo que nini-ndisoc=nini. O dicho de otra manera, que <<1 !!! Cuando hacemos esa aproximación conviene comprobar <0,05 (%<5%) EJERCICIO 7 Se tiene una disolución acuosa de ácido acético (etanoico) 0,055 M. Sabiendo que Ka = 1,8·105, calcula: a) El pH de la disolución b) El grado de disociación del ácido acético

Bases fuertes Son electrólitos que se encuentran totalmente disociados en disolución acuosa, de forma que sus equilibrios se encuentran totalmente desplazados hacia la formación de iones, por lo que también se suelen representar como reacciones irreversibles Ejemplos: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH Be(OH)2, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 El pH se calcula después de calcular el pOH, que se determina directamente de la [OH] de la disolución:

Bases débiles Son electrólitos que se encuentran parcialmente disociados en disolución acuosa. A diferencia de lo que ocurre con las bases fuertes, éstas se representan como reacciones reversibles El grado  en que se disocian las bases débiles, así como el pH, vienen determinados por su constante de equilibrio o constante de basicidad: Cuanto mayor sea Kb, más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha, mayor será  y la [OH] y, por tanto, menor su pOH y mayor su pH

EJERCICIO 8 a) Calcula el pH de una disolución de 100 mL de NaOH 0,1 M. b) Si a la disolución anterior le añadimos agua de forma que el volumen sea 10 veces mayor, ¿cuál será el pH de la disolución? EJERCICIO 9 Se tiene una disolución de amoníaco en agua en la que éste se encuentra disociado en un 1%. (Kb = 1,8·105). Calcula: a) La concentración inicial de amoníaco b) La concentración de todas las especies en equilibrio, incluida la [H3O+] c) El pH de la disolución

Relación entre Ka y Kb de pares ácido/base conjugados Cuando un ácido es débil, su base conjugada también lo es. De la misma manera, cuando una base es débil, su ácido conjugado también lo es Sin embargo, cuanto más fuerte es un ácido o una base, más débil es su base/ácido conjugado, por lo que cuanto mayor sea la Ka de un ácido, menor será la Kb de su base conjugada. La relación inversa entre ambas constantes se establece matemáticamente a través del equilibrio iónico del agua Kw Sea, por ejemplo, el par NH3 / NH4+

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
Se representan como reacciones irreversibles y no como equilibrios porque la neutralización es siempre completa en las cantidades estequiométricas Brönted-Lowry Arrhenius Podemos considerar tres tipos de neutralización Neutralización ácido fuerte - base fuerte Neutralización ácido débil - base fuerte Neutralización ácido fuerte - base débil Nos centraremos en el primer caso

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Neutralización ácido fuerte - base fuerte
Se produce entre un ácido y una base completamente disociados No reacciona con el agua No reacciona con el agua En cantidades estequiométricas los protones y los iones OH reaccionan dando agua, de modo que los únicos protones e iones OH que quedan en la disolución son los procedentes del agua Consecuentemente, [H3O+] = [OH] = 107 y, por tanto, su pH=7

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Neutralización ácido débil - base fuerte
Se produce entre un ácido parcialmente disociado y una base completamente disociada Sí reacciona con el agua No reacciona con el agua Además de los iones OH procedentes del agua, tendremos los que aporta la disociación del ácido débil Consecuentemente, [H3O+] < [OH] y, por tanto, su pH>7 Quedaría con carácter básico

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Neutralización ácido fuerte - base débil
Se produce entre un ácido totalmente disociado y una base parcialmente disociada Sí reacciona con el agua No reacciona con el agua Además de los iones H3O+ procedentes del agua, tendremos los que aporta la disociación de la base débil Consecuentemente, [H3O+] > [OH] y, por tanto, su pH<7 Quedaría con carácter ácido

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
EJERCICIO 10 Calcula: a) El pH de una disolución de HClO4 0,03 M y de una disolución 0,05 M de NaOH b) El pH de la disolución obtenida al mezclar 50 mL de cada una de las disoluciones anteriores EJERCICIO 11 Al disolver 6,15 g de ácido benzoico en agua hasta completar 600 mL de disolución, el pH de la misma resulta ser 2,64. Calcula: a) La constante de acidez del benzoico b) Si a 5 mL de la disolución anterior se le añaden 4,2 mL de una disolución de NaOH 0,1 M, razona si la disolución resultante será ácida, básica o neutra (no hace falta calcular el pH)

VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE La disolución problema La disoclución problema
- Se toma una cierta cantidad de la disolución problema a valorar, y se sitúa en un matraz erlenmeyer, junto con unas gotas de indicador. - Se prepara una disolución del agente valorante, de concentración conocida, y con ella se llena la bureta. El agente valorante será un ácido si el problema a valorar es una base; análogamente, el agente valorante será una base si el problema a valorar es un ácido. - Se va añadiendo poco a poco la disolución de la bureta, agitando el erlenmeyer para lograr una mezcla rápida de ambos reactivos. Esta adición se detiene en el momento del viraje del indicador a un color persistente (punto final de la valoración). Este cambio de color indica que las cantidades puestas a reaccionar han sido las estequiométricas. Sea la reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte aA (dis) + bB (dis)  nSAL (dis) + mH2O Acidimetría La disolución problema es un ácido. Alcalimetría La disoclución problema es una base. cAVA a cBVB b

VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE
ACIDIMETRÍA aA (dis) + bB (dis)  nSAL (dis) + mAGUA cA a·VB b·VA · cB Base (cB) Curva de valoración pH (en el erlenmeyer) Vi VB 14 Vf VB = Vf - Vi 7 PTO. DE EQUIVALENCIA ¿cA? VB VA VB Ácido con anaranjado de metilo ¡¡ Cambio de color !!

ALCALIMETRÍA aA (dis) + bB (dis)  nSAL (dis) + mAGUA cB b·VA a·VB · cA Ácido (cA) Curva de valoración pH (en el erlenmeyer) Vi VA 14 Vf VA = Vf - Vi 7 PTO. DE EQUIVALENCIA ¿cB? VA VB VA ¡¡ Cambio de color !! Base con fenolftaleína

El pH correspondiente al punto de equivalencia de una acidimetría depende de las fuerzas de las especies que se utilizan Si se valora un ácido fuerte con una base fuerte o viceversa, el pH en el punto de equivalencia es neutro (pH=7) En este caso, se usan indicadores cuyas zonas de virajes están situadas entre 4 ≤ pH ≤ 9 Sólo os van a pedir describir cómo haríais valoraciones entre ácido fuerte y base fuerte. Del mismo modo, los problemas cuantitativos que se os planteen serán también entre ácido fuerte y base fuerte.

1. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE
HIDRÓLISIS DE SALES Cuando una sal se disuelve en agua se disocia en sus iones. Se produce una reacción de hidrólisis si estos iones reaccionan con las moléculas de agua formando ácidos conjugados o bases conjugadas 1. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE FUERTE El Na+ y el Cl son los iones conjugados de una base (NaOH) y de un ácido (HCl) muy fuertes que tienden a estar completamente disociados. Por tanto, dichos iones no se hidrolizan: En estas condiciones sólo queda el equilibrio iónico del agua, de manera que la disolución de la sal adquiere carácter neutro, pues [H3O+] = [OH] y, por tanto, pH = 7

2. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE
HIDRÓLISIS DE SALES 2. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE FUERTE El Na+ no sufre hidrólisis, pero el anión acetato CH3COO sí, ya que es la base conjugada débil de un ácido débil: La formación de iones OH confiere un carácter básico a la disolución de la sal, pues [H3O+] < [OH] y, por tanto, pH > 7

3. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL
HIDRÓLISIS DE SALES 3. SALES DE ÁCIDO FUERTE Y BASE DÉBIL El Cl no sufre hidrólisis, pero el catión amonio NH4+ sí, ya que es el ácido conjugado débil de una base débil: En estas condiciones la formación de iones H3O+ confiere un carácter ácido a la disolución de la sal, pues [H3O+] > [OH] y, por tanto, pH < 7

4. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL
HIDRÓLISIS DE SALES 4. SALES DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL En este caso se hidrolizan ambos iones: Kb Ka Al formarse iones hidroxilo y protones, el pH de la disolución de la sal dependerá de las constantes Ka y Kb de los iones: Si Ka > Kb, entonces [H3O+] > [OH] y, por tanto, pH < 7 (disolución ácida) Si Ka < Kb, entonces [H3O+] < [OH-] y, por tanto, pH > 7 (disolución básica)

HIDRÓLISIS DE SALES Sólo se va a pedir hacer predicciones cualitativas sobre el pH de la disolución de una sal Es decir, que no os van a pedir que calculéis el pH, sino sólo si será mayor, menor o igual a 7 EJERCICIO 16 En tres recipientes sin etiquetar se preparan disoluciones de la misma concentración de nitrato de amonio, hipoclorito de sodio y perclorato de potasio: a) Escribe en cada caso las reacciones de los procesos que ocurren al disolver la sal en agua b) Explica cómo podrías identificar cada sal con ayuda de papel indicador Datos: Ka(HClO)=3,2x108 y Kb(NH3)=1,8x105

DISOLUCIONES TAMPÓN Las disoluciones tampón, reguladoras o amortiguadoras se caracterizan porque en ellas sólo se producen pequeñas variaciones en el pH al añadirles un ácido o una base Suelen estar formadas por un ácido o una base débil y una sal que contenga su correspondiente par conjugado (que también es débil)

Tampón de ácido débil + base conjugada ¡¡ De esta manera se consigue
DISOLUCIONES TAMPÓN Tampón de ácido débil + base conjugada Está formado por un ácido débil (capaz de neutralizar bases) y una sal que contenga su base conjugada (capaz de neutralizar ácidos) Ejemplo Tampón CH3COOH / CH3COONa Si añadimos una base (NaOH) el ácido acético la neutralizará sin que apenas varíe la [OH] ¡¡ De esta manera se consigue mantener el pH !! Si añadimos un ácido (HCl) el ión acetato lo neutralizará sin que apenas varíe la [H3O+]

Tampón de base débil + ácido conjugado ¡¡ De esta manera se consigue
DISOLUCIONES TAMPÓN Tampón de base débil + ácido conjugado Está formado por una base débil (capaz de neutralizar ácidos) y una sal que contenga su ácido conjugado (capaz de neutralizar bases) Ejemplo Tampón NH3 / NH4Cl Si añadimos una base (NaOH) el ión amonio la neutralizará sin que apenas varíe la [OH] ¡¡ De esta manera se consigue mantener el pH !! Si añadimos un ácido (HCl) el amoníaco lo neutralizará sin que apenas varíe la [H3O+]

interior de las células
DISOLUCIONES TAMPÓN En las disoluciones tampón la relación entre las concentraciones del ácido o la base y sus pares conjugados se mantienen prácticamente constante, y eso es lo que permite que puedan regular el pH Esto es muy importante en los sistemas biológicos, donde las reacciones que sustentan la vida deben producirse en unas condiciones concretas, y no pueden estar sujetas a variaciones bruscas de pH A nivel bioquímico, es decir, en el interior de los organismos vivos, los dos principales tampones son: Tampón H2CO3 / HCO3 Tampón H2PO4 / HPO42 Actúa regulando el pH en el plasma sanguíneo Alcanza su eficacia máxima a pH=7,4 Actúa regulando el pH en el interior de las células Alcanza su eficacia máxima a pH=6,86

Cantidades de ácido o base añadidas
DISOLUCIONES TAMPÓN Para demostrar la capacidad reguladora de estas disoluciones podemos analizar la siguiente tabla Cantidades de ácido o base añadidas En 1 L de agua pura En 1 L de disolución CH3COOH 0,1 M CH3COONa 0,1 M En 1 L de disolución NH4OH 0,1 M NH4Cl 0,1 M Adición NaOH 0,1 M 10 mL 11,0 4,9 9,4 1 mL 10,0 4,8 9,3 0,1 mL 9,0 4,8 9,3 0,01 mL 8,0 4,8 9,3 pH inicial 7,0 4,8 9,3 Adición HCl 0,1 M 0,01 mL 6,0 4,8 9,3 0,1 mL 5,0 4,8 9,3 1 mL 4,0 4,8 9,3 10 mL 3,0 4,7 9,2

DISOLUCIONES TAMPÓN A vosotros sólo os van a pedir hacer predicciones cualitativas en relación con las disoluciones tampón EJERCICIO 17 Se dispone en el laboratorio de las siguientes sustancias: HCl, NH3, Mg(OH)2, CH3COOH, H2SO4, NaCl, KNO3, CH3COONa, (NH4)2SO4 Indica qué pares de sustancias permiten formar disoluciones reguladoras del pH

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