Msc. Jessika Hernández UIS 2015 ÁCIDOS , BASES Y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS Msc. Jessika Hernández UIS 2015

ÁCIDOS: BASES: Tienen sabor agrio. Tiene sabor amargo. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. BASES: Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Precipitan sustancias disueltas por ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE ARRHENIUS. Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. HCl (g) Cl- (aq) + H+ (aq) H2O Los iones H+, en disolución acuosa, se representan como la especie H3O+ (aq), que se denomina ion hidronio.  Ácido es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones H+. Por ejemplo:  Base es toda sustancia que contiene algún grupo OH capaz de disociarse en disolución acuosa, dando iones hidroxilo OH-. Por ejemplo: NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq) H2O Los ácidos y las bases se comportan como dos grupos químicamente opuestos

Disociación ácido-base según Arrhenius ÁCIDOS: AH (en disolución acuosa)  A– + H+ Ejemplos: HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+ H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+ BASES: BOH (en disolución acuosa)  B + + OH– Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH– Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H+ + OH– — H2O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE BRÖNSTED Y LOWRY.  Ácido es toda especie capaz de ceder un protón. El concepto incluye iones como el e (formado al disolver NaHCO3 en agua), ya que son capaces de ceder un protón a una molécula de agua:  Base es toda especie capaz de aceptar un protón. Además de las bases típicas (hidróxidos), hay que incluir el amoníaco, ya que, al disolverse, acepta un protón del agua, formando el ion amonio: La teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases incluye a la de Arrhenius y la amplía

PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADOS. Un ácido y una base que difieren en un protón son un par ácido-base conjugados, por ejemplo: (ácido) / NH3 (base) o (ácido) / (base) Las sustancias que, como el agua, pueden actuar como ácido o como base se llaman sustancias anfóteras como base base ácido conjugado como ácido base conjugada ácido

Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl. El NaOH proporciona OH– a la disolución: NaOH (ac)  Na+ + OH– por lo que HCO3– + OH–  CO32– + H2O es decir, el ión HCO3– actúa como ácido cede protones. El HCl proporciona H+ a la disolución: HCl (ac)  H+ + Cl– por lo que HCO3– + H+  H2CO3 (CO2 + H2O) es decir, el ión HCO3– actúa como base coge protones. ES UNA SUSTANCIA ANFÓTERA

FORTALEZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS. Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; y viceversa: cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácido-base es una reacción de transferencia de protones

FUERZA DE LOS ÁCIDOS. Se denominan ácidos fuertes a los ácidos que se encuentran totalmente disociados en disolución acuosa: Esta reacción está tan desplazada hacia la derecha que es irreversible Se denominan ácidos débiles a los ácidos que se disocian sólo parcialmente en agua: HCN (aq) + H2O (aq) CN- (aq) + H3O+(aq) Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda La constante de equilibrio, Ka se denomina constante de acidez o de ionización. Para un ácido cualquiera: AH (aq) + H2O (l) A- (aq) + H3O+ (aq) Ka = [A-][H3O+] [AH] eq Cuanto más fuerte es el ácido mayor será Ka, y mayor tendencia tiene a formarse A- El valor de la constante, Ka, es una medida de la fuerza de un ácido Como todas las constantes de equilibrio, Ka depende de la temperatura

FUERZA DE LAS BASES. Se denominan bases fuertes, a las bases que se encuentran totalmente disociadas en disolución acuosa, y el ion OH- muestra gran avidez por capturar un protón: NaOH (s) + H2O (l) Na+ (aq) + OH- (aq) Se denominan bases débiles, a las bases que se disocian sólo parcialmente en agua, tras aceptar un protón de ésta: Es un equilibrio muy desplazado hacia la izquierda La constante de equilibrio, Kb, se denomina constante de basicidad o de ionización; para una base cualquiera: B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq) Kb = [BH+][OH-] [B] eq Cuanto más fuerte es la base, mayor es Kb y el equilibrio se desplaza más a la derecha.  El valor de la constante, Kb, es una medida de la fuerza de una base.  Como todas las constantes de equilibrio, Kb depende de la temperatura.

Gráfica de pH en sustancias comunes ÁCIDO BÁSICO Zumo de limón Leche Sangre Agua mar Amoniaco 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7 Cerveza Agua destilada

CONCEPTO DE pOH. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH: Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC. Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC?

ÁCIDOS POLIPRÓTICOS. Son aquellos ácidos que pueden ceder más de un protón  un ejemplo es el ácido carbónico, que es un ácido diprótico H2CO3(ac) + H2O ↔ HCO3−(ac) + H3O+ (ac) HCO3−(ac) + H2O ↔CO22-(ac) + H3O+ (ac) Ka1 es mayor que Ka2, en un factor comprendido entre 104 y 105. Esto es un hecho general, pues la cesión de un protón, (una partícula cargada positivamente), le resulta más fácil a una especie neutra, que a una especie cargada negativamente

Calcular el pH y el pOH de una solución acuosa de 0,010M de Ca(OH)2 Calcular el pH y el pOH de una solución 0,030M de H2SO4 Calcule los gramos de NaOH que se requieren para preparar 0,50L de una solución de pH 13.

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

NOMBRES USADOS Soluciones Amortiguadoras Soluciones Reguladoras Soluciones Buffer Soluciones Tampón

IMPORTANCIA Las soluciones reguladoras son muy importantes en las reacciones químicas que se llevan a cabo en el laboratorio, en los procesos industriales y en nuestro cuerpo. Por ejemplo, la actividad catalítica de las enzimas en las células, la capacidad portadora de oxígeno por la sangre y, en general, las funciones de los fluidos de los organismos animales y vegetales dependen del pH, el cual es regulado por uno o varios de estos sistemas.

DEFINICIÓN Solución Reguladora Es una solución constituida de un ácido débil y su sal, o una base débil y su sal. Si se agrega una pequeña cantidad de ácido o base a la solución reguladora, el pH de la solución permanece casi constante.

Puede haber soluciones reguladoras básicas que tienen valores de pH por encima de 7, y soluciones reguladoras ácidas con valores de pH menores de 7.

Tabla de amortiguadores

A continuación se muestran las ecuaciones de equilibrio entre el ácido o base débil y su correspondiente ácido o base conjugada para los ejemplos de la tabla anterior: Ácido acético:

Un ejemplo concreto de esta solución reguladora podría contener 0 Un ejemplo concreto de esta solución reguladora podría contener 0.1 mol/litro de ácido acético y 0.1 mol/litro de acetato de sodio. Para encontrar el pH de esta solución realizamos los siguientes cálculos partiendo del valor teórico de la constante de ionización del ácido acético que es 1.8x10-5: la ecuación de Henderson-Hasselbach para calcular el pH

El análisis de una muestra de plasma a 25⁰C indica que el pH es 7,40 y la concentración de H2CO3 es 0.0025M calcule la concentración de su base conjugada. Pka es 6.35