UNIVERSIDAD NORBERT WIENER CARRERA PROFESIONAL DE FARMACIA Y BIOQUIMICA Seminario Equilibrio químico.-Equilibrio químico en soluciones.-pH.-Buffer

EQUILIBRIO QUÍMICO “Trata del equilibrio dinámico donde se igualan las velocidades de rxn de los reactantes y productos”. Reacciones reversibles: ocurre en los dos sentidos K 1 aA + bB cC + dD K 2 v 1 = K 1 [A] a [B] b ; v 2 = K 2 [C] c [D] d En el equilibrio: v 1 = v 2 De donde: K 1 [A] a [B] b = K 2 [C] c [D] d Ke = cte de equilibrio,varía con la temperatura y la presión

PRINCIPIO DE LECHATELIER “Si un sistema químico en equilibrio se somete a cualquier causa perturbadora, el equilibrio reacciona en el sentido que contrarresta dicha causa”.

Factores que afectan el equilibrio químico: Efecto de la Presión: Al aumentar la presión el sistema se desplaza en el sentido que produzca disminución de volumen, es decir, en el sentido en que formen menos moléculas. Efecto de la Temperatura: Al aumentar la temperatura de un sistema en equilibrio, entonces el sistema se desplaza en aquel sentido donde la reacción es endotérmica. Efecto de la Concentración: Si se aumenta la concentración de uno de los componentes del sistema en equilibrio, entonces el equilibrio se desplaza en aquel sentido (opuesto) donde se consuma ese exceso de concentración introducida.

pH: Definición

2012ROBERT CÁRDENAS ORIHUELA7 Idea de acidez y alcalinidad Sören Sörensen en 1909 ideó una forma más adecuada de compararlas, el pH que no es mas que la forma logarítmica de expresar las concentraciones:

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2012 ROBERT CÁRDENAS ORIHUELA 10 pHpH -log 10 [H + ] -log [H + ] pOH -log 10 [ - OH]-log [ - OH] La letra p denota “logaritmo negativo de”.

2012ROBERT CÁRDENAS ORIHUELA11 Cómo se deduce esta fórmula: Deducción a partir del equilibrio químico A partir de datos termodinámicos 10 7 moléculas de H 2 O H2OH2O H2OH2OH3O+H3O+- OH+ + Keq [H 3 O + ] [ - OH ] [H2O] [H2O][H2O] [H2O] = Valor constante

2012 ROBERT CÁRDENAS ORIHUELA12 KwKw [H 3 O + ] [ - OH ] = Una de cada diez millones de moléculas se disocian, es decir, una diezmillonésima: Reemplazando: KwKw [10 -7 ] = [ ] = [H 3 O + ] [ - OH ] Log[ ] = Log[H 3 O + ] [ - OH ] Negativizando en ambos miembros 1 ó 10 7

2012ROBERT CÁRDENAS ORIHUELA13 -Log[ ] = -Log[H 3 O + ] [ - OH ] -(-14)-Log[H 3 O + ] + -Log[ - OH]= pH pOH + = 14 Ejemplo1. El pOH sanguíneo es 6,65 cuál será el pH correspondiente pH = 14 -6,65 pH = 7,35

1. Ecuación de pH para un Acido Fuerte: pH = -log  H 3 O +  2. Ecuación de pH para una Base Fuerte: pOH =-log  - OH  pH =pKw -pOH 3. Ecuación de pH para un Acido Débil: pH =½ pKa -½ log C 1. Ecuación de pH para un Acido Fuerte: pH = -log  H 3 O +  2. Ecuación de pH para una Base Fuerte: pOH =-log  - OH  pH =pKw -pOH 3. Ecuación de pH para un Acido Débil: pH =½ pKa -½ log C 14

4. Ecuación de pH para una Base Débil: pH = pKw - ½ pKb + ½ log C 5. Ecuación de pH para una sal acido fuerte y base débil: pH = ½ pKw - ½ pKb + ½ log C 6. Ecuación de pH para una sal acido débil y base fuerte: pH = ½ pKw + ½ pKa + ½ log C 4. Ecuación de pH para una Base Débil: pH = pKw - ½ pKb + ½ log C 5. Ecuación de pH para una sal acido fuerte y base débil: pH = ½ pKw - ½ pKb + ½ log C 6. Ecuación de pH para una sal acido débil y base fuerte: pH = ½ pKw + ½ pKa + ½ log C 15

7. Ecuación de pH para una sal acido débil y base débil: pH = ½ pKw + ½ pKb + ½ log C 8. Ecuación de pH para una sal acido fuerte y base fuerte pH = ½ pKw + ½ pKb + ½ log C 7. Ecuación de pH para una sal acido débil y base débil: pH = ½ pKw + ½ pKb + ½ log C 8. Ecuación de pH para una sal acido fuerte y base fuerte pH = ½ pKw + ½ pKb + ½ log C 16

2012 ROBERT CÁRDENAS ORIHUELA 17 ¿Cuál es la [H + ] del jugo de limón, que tiene un pH de 2.35? Solución: Cuando se conoce el pH, se puede obtener la [H - ] correspondiente por sustitución en la expresión del pH. pH = -log[H + ] 2.35 = -log[H + ] Se multiplican ambos lados por – = log[H + ] Se invierte la ecuación para dar log[H + ] = Se obtienen el logaritmo inverso (antilog) de ambos lados para hallar [H+]. [H + ] = antilog –2.35 que es = 4.5 x M

2012ROBERT CÁRDENAS ORIHUELA 18 Recuerde: Recuerde: pH + pOH = 14 En una solución neutra, el pH y el POH son ambos iguales a 7. La adición de un ácido hace que baje el pH pero eleva el pOH. La adición de una base hace descender el pOH pero eleva el pH. La suma del pH y el pOH siempre es igual a 14.

19 AMORTIGUADORES:CONTROL DEL pH En química, un amortiguador (o regulador) es un par de sustancias químicas que, cuando están presentes en una solución dada, pueden mantener el pH casi constante cuando se agrega un ácido o una base. Se puede pensar en un amortiguador como en un dispositivo para absorber choques; tiende a reducir el impacto de los cambios drásticos en las concentraciones de H + y OH -. Si los sistemas amortiguadores del organismo de una persona dejaran de funcionar, también lo haría la persona.

20 Algunos amortiguadores importantes Componentes del amortiguador. Nombre del sistema amortiguador pH CH 3 COOH / CH 3 COO - Ácido acético/ion acetato 4.76 H 2 CO 3 / HCO 3 - (Dióxido de carbono) ácido 6.46 carbónico/ion carbonato ácido H 2 PO 4 - / HPO 4 2- Ión fosfato diácido/ion fosfato 7.20 monoácido NH 4 +/NH 3 Ion amonio/amoniaco 9.25 * Los valores indicados corresponden a soluciones 0.1 M respecto a cada compuesto a 25ºC. + Este valor incluye las moléculas de CO 2 disueltas como H 2 CO 3 no disociado. El valor que corresponde al H 2 CO 3 sólo es alrededor de 3.8

22 Calibrar

¡No se olvide ! lavar el electrodo después de medir el pH de cada muestra ¡No se olvide ! lavar el electrodo después de medir el pH de cada muestra 2min 2012 ROBERT CÁRDENAS ORIHUELA 23 Colocar el electrodo en cada muestra

Introducir el papel indicador en la muestra Comparar con la escala coloreada que indica el pH

Colocar el papel tornasol a cada muestra acidez Rojo: acidez Azul: basicidad Colocar el papel tornasol a cada muestra acidez Rojo: acidez Azul: basicidad

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AHORA…A ESTUDIAR… 27