I.-QUIMICA BIOLOGICA Equilibrio Químico Clase N°5 I.-QUIMICA BIOLOGICA Equilibrio Químico Factores que afectan el equilibrio Equilibrio ácido - base, Disociación del agua. Concepto de pH Titulaciones. Soluciones tampones. Tampones sanguíneos Prof.Tatiana Zuvic M.

Objetivos a lograr por el alumno Explicar el concepto de equilibrio químico analizando los factores que lo afectan. Explicar características ácidas o básicas de una sustancia. Describir la autoionización del agua. Explicar y aplicar concepto de pH mediante la resolución de problemas. Prof.Tatiana Zuvic M.

Objetivos a lograr por el alumno Comparar distintos ácidos y bases mediante el análisis de sus constantes de disociación ( ionización ). Explicar concepto : par ácido - base conjugado Analizar el concepto de solución tampón y aplicarlo a la resolución de problemas. Prof.Tatiana Zuvic M.

Equilibrio químico Las reacciones reversibles se presentan en términos generales: aA + bB cC + dD La doble flecha indica que la reacción es reversible, es decir, puede producirse tanto a la izquierda como a la derecha de manera simultánea. Prof.Tatiana Zuvic M.

Equilibrio químico El sistema está en EQUILIBRIO cuando A y B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad con la que C y D reaccionan para formar A y B. Hay equilibrio químico cuando dos reacciones opuestas se efectúan simultáneamente a la misma velocidad. Prof.Tatiana Zuvic M.

Equilibrio químico Cuando se alcanza el equilibrio a una determinada temperatura, se comprueba de forma experimental que : Hay una relación constante entre las concentraciones o presiones de los productos y de los reactivos. Esta relación es la constante de equilibrio. Prof.Tatiana Zuvic M.

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Constante de Equilibrio Coef. Estequiom. Concentración molar Para cualquier reacción, el valor de Kc: Sólo varía con la temperatura Siempre es constante a una temperatura dada Es independiente de las concentraciones iniciales Prof.Tatiana Zuvic M.

Constante de Equilibrio La magnitud de Kc mide hasta qué grado se produce la reacción : Kc > 1 : significa que en el equilibrio la mayoría de los reactantes se convierten en producto. Kc < 1 : el equilibrio se establece cuando la mayoría de los reactivos permanece sin reaccionar. Prof.Tatiana Zuvic M.

Factores que afectan el Equilibrio Existe diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio. Algunos pueden ser : temperatura, presión y concentración de las especies reactivas. Si se modifica cualquiera de estos factores, la reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta contrarrestar la modificación. ( Le Chatelier ) Prof.Tatiana Zuvic M.

Factores que afectan el Equilibrio Principio de Le Chatelier : “Si en un sistema se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo, el sistema evolucionará de forma que se va a desplazar en el sentido que contrarreste dicha variación “ Prof.Tatiana Zuvic M.

Factores que afectan el Equilibrio Efecto de la Temperatura Además de influir en el equilibrio modifica el valor de la constante. Si una vez alcanzado el equilibrio se aumenta la Temperatura, el sistema se opondrá desplazando el equilibrio en el sentido que absorba calor, ( endotérmicamente ) o viceversa. Prof.Tatiana Zuvic M.

Factores que afectan el Equilibrio Efecto de la Presión La variación de la presión influye sólo cuando hay especies en estado gaseoso y hay variación en el Nº de moles. Si la presión aumenta, la reacción se desplaza hacia el lado en el que hay menor número de moles (g) y viceversa N2(g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) 4 moles 2 moles 2:1 Prof.Tatiana Zuvic M.

Factores que afectan el Equilibrio Efecto de la Concentración La variación de la concentración de cualquiera de las especies que interviene en la ecuación no afectan la Kc, pero modifica las concentración de las otras sustancias presentes en el equilibrio: de manera que un aumento de esta concentración desplaza el equilibrio en sentido contrario. Prof.Tatiana Zuvic M.

Acido Sabor agrio ( Ej. ácido cítrico del jugo de limón). Al disolverse en agua : aumentan concentración de H+ ( Arrhenius , 1884). Sustancia capaz de donar un H+ a otra sustancia ( Bronsted y Lowry, 1932) Sustancia capaz de aceptar un par de electrones ( Lewis, también en 1932) Esta definición amplía el concepto de ácido). Prof.Tatiana Zuvic M.

Base Sabor amargo ( Ej. Jabón ). Al disolverse en agua : aumentan concentración de OH- ( Arrhenius ). Sustancia capaz de aceptar un H+ proveniente de otra sustancia ( Brönsted y Lowry). Sustancia que tiene pares de electrones disponibles ( Lewis) Esta definición amplía el concepto de base. Prof.Tatiana Zuvic M.

Una sustancia se comporta como ácido, sólo si existe una sustancia que se comporta como base. Ciertas sustancias pueden actuar como ácido en una reacción y como base en otra ( sustancia anfótera ) Ej. el agua actúa como base frente a HCl y como ácido frente al NH3. Prof.Tatiana Zuvic M.

Este proceso se llama AUTOIONIZACION DEL AGUA El agua puede actuar, a la vez, como ácido o como base frente a sí misma: H2O + H2O H3O+ + OH- Este proceso se llama AUTOIONIZACION DEL AGUA Prof.Tatiana Zuvic M.

Este equilibrio se expresa por: Simplificando: H2O H+ + OH- Este equilibrio se expresa por: Kw = H+ . OH- Kw = PRODUCTO IONICO DEL AGUA ES UNA CONSTANTE ( si se modifica una concentración, la otra cambia para mantener el producto constante) Prof.Tatiana Zuvic M.

Kw = H+ . OH- = 10-14 En agua pura , a 25 ° C : H+ = OH- = 10-7 M Solución neutra Prof.Tatiana Zuvic M.

La concentración debe estar expresada en Molaridad A mayor H+ menor pH A menor H+ mayor pH Prof.Tatiana Zuvic M.

pH + pOH = 14 Prof.Tatiana Zuvic M.

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Medidor digital de pH Prof.Tatiana Zuvic M.

Ácidos y bases: fuertes y débiles Ácidos y bases fuertes : son electrolitos fuertes ( se ionizan totalmente en solución ) Ácidos y bases débiles : son electrolitos débiles ( se ionizan parcialmente en solución )( Independientemente de la concentración) Prof.Tatiana Zuvic M.

Acidos y bases fuertes más conocidos Son relativamente pocos. No hay equilibrio en sus reacciones de disociación ( el equilibrio está desplazado hacia hacia la derecha) Prof.Tatiana Zuvic M.

Reacciones de Neutralización La neutralización es la reacción estequiométrica (1:1) de un ácido con una base para formar agua y sal. La sal corresponde al metal de la base con el anión del ácido. HCl (ac) + NaOH (ac) = H2O + NaCl (ac) HNO3 (ac) + KOH (ac) = H2O + KNO3 (ac) Prof.Tatiana Zuvic M.

Titulaciones ¿Cómo podemos saber la concentración de una solución desconocida que nos interesa? Una de las alternativas es el método de titulación. En una titulación usamos una segunda solución que se conoce como solución standard y que tiene ciertas características. Prof.Tatiana Zuvic M.

Características de la solución standard Tiene una sustancia que reacciona de una manera definida con el soluto de la primera solución ( concentración desconocida ). Se conoce exactamente la concentración de esta sustancia en la solución standard. El tipo de solución más conocida es la Titulación Ácido-base Prof.Tatiana Zuvic M.

Titulación : es la determinación de la concentración de una solución cuya concentración se desconoce , mediante la adición de una segunda solución cuya concentración es conocida y que sufre una reacción química de estequiometría conocida, al mezclarse con la solución de concentración desconocida. Prof.Tatiana Zuvic M.

Titulaciones Acido-Base Una solución de un ácido, cuya concentración se desconoce, se titula con una solución de concentración conocida de una base (o viceversa). Prof.Tatiana Zuvic M.

Descripción de una titulación Si tenemos una solución de HCl de concentración desconocida y una solución estándar de NaOH: El proceso de titulación consiste en medir una cantidad precisa de la solución de HCl. A esta solución se le agrega poco a poco cantidades fijas de la solución estándar (en este caso de NaOH) hasta que el ácido se ha neutralizado completamente. Es decir, hasta que una cantidad estequiométricamente equivalente de HCl y NaOH se hayan combinado. Esto se conoce con el nombre de punto de equivalencia de la titulación. Prof.Tatiana Zuvic M.

Descripción de una titulación Si conocemos la concentración de la solución estándar y además conocemos precisamente la cantidad que hemos añadido para llegar a la equivalencia estequiométrica, podemos entonces determinar la cantidad de moles de HCl en el volumen original de la muestra. Prof.Tatiana Zuvic M.

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¿Cómo sabemos que hemos llegado al punto de equivalencia en un titulación? En este tipo de experimentos, se utilizan sustancias llamadas indicadores. Por ej, la fenoftaleina, que es incolora en soluciones ácidas pero se cambia su color a rosado en soluciones básicas. Prof.Tatiana Zuvic M.

Mientras mayor es Ka , más fuerte es el ácido. Acidos débiles: La mayoría de los ácidos son débiles , por lo que se ionizan sólo parcialmente en solución. Ka : Constante de disociación del ácido, su magnitud indica la tendencia del átomo de Hidrógeno a ionizarse. Mientras mayor es Ka , más fuerte es el ácido. p Ka : - log Ka , inversamente relacionada con la fuerza de un ácido, a mayor p Ka , menos fuerte es el ácido. Prof.Tatiana Zuvic M.

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Equilibrios de ácidos y bases débiles: Muchos compuestos biológicamente importantes contienen grupos ácidos o básicos débiles. La ionización de estos grupos variará con el pH y con ello variará la función del compuesto. Prof.Tatiana Zuvic M.

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Par ácido- base conjugado : Es un ácido y una base que difieren sólo en la presencia o ausencia de un H+ Todo ácido tiene una base conjugada y viceversa. Extracción de H+ HNO2 + H2O NO2 - + H3O+ acido base Base conj. Acido conj. Adición de H+ Prof.Tatiana Zuvic M.

NH3 + H2O NH4+ + OH - Base Acido Ac conj. Base conj. Adición de H+ NH3 + H2O NH4+ + OH - Base Acido Ac conj. Base conj. Extracción de H+ Prof.Tatiana Zuvic M.

Algunos ácidos débiles y sus bases conjugadas Prof.Tatiana Zuvic M.

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Relación entre Ka , Kb y Kw Los ácidos más fuertes tienen las bases conjugadas más débiles. Existe una relación cuantitativa entre ambos. Consideremos el par ácido base conjugado NH4+ y NH3. Prof.Tatiana Zuvic M.

Reacción 1 + Reacción 2 = Reacción 3 Entonces : K1 X K2 = K3 Cuando se suman dos reacciones para dar una tercera , la constante de equilibrio de la tercera reacción es igual al producto de las constantes de equilibrio de las dos reacciones que se sumaron. Reacción 1 + Reacción 2 = Reacción 3 Entonces : K1 X K2 = K3 Prof.Tatiana Zuvic M.

En nuestro ejemplo: K1 = Ka K2 = Kb Entonces : Ka X Kb = Kw Prof.Tatiana Zuvic M.

Soluciones buffers ,tampones o “amortiguadoras”: Son soluciones que no varían apreciablemente el pH, al agregar pequeñas cantidades de ácido o base. Un amortiguador resiste el cambio de pH, porque contienen tanto una especie ácida que neutraliza los iones OH- , como una básica que neutraliza los iones H+ . Estas especies ácida y básica no se deben consumir entre sí. Prof.Tatiana Zuvic M.

Capacidad amortiguadora del plasma El plasma tiene pH 7. 4 ( 7. 35 - 7 Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de suero fisiológico neutro, el pH desciende a pH 2. Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de plasma sanguíneo, el pH desciende sólo a pH 7.2. Prof.Tatiana Zuvic M.

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Soluciones buffers ,tampones o “amortiguadoras”: Soluciones tampones: un par conjugado ácido débil y una sal de ese ácido débil , o una base débil y la sal de esa base débil. Ej.: Par ác.acético-acetato, se puede preparar agregando acetato de sodio a una solución de ác. acético. Prof.Tatiana Zuvic M.

Ahora apliquemos logaritmo Siguiendo con el ejemplo, Acido acético-acetato de Sodio, Expresemos Ka y despejemos H+ : CH3COOH H+ + CH3COO- H+ CH3COO- Ka CH3COOH Ahora apliquemos logaritmo CH3COOH H+ Ka CH3COO- Prof.Tatiana Zuvic M.

Ecuación de Henderson Hasselbach Prof.Tatiana Zuvic M.

Dos características importantes de una solución amortiguadora: Capacidad amortiguadora : cantidad de ácido o base que el tampón es capaz de neutralizar , antes de que cambie su pH. Depende de las cantidades de ácido y su base conjugada de las que está formado el tampón. Mientras mayor es la cantidad del par ácido-base conjugada, mayor es la resistencia al cambio de pH. pH : depende de la Ka del ácido y de las concentraciones relativas de ácido y base del amortiguador. Prof.Tatiana Zuvic M.

Soluciones amortiguadoras o buffers biológicos más importantes Intracelulares: Sistema tampón fosfato diácido –f osfato monoácido HPO4- - H2PO4-2 pKa alrededor de 7.0 También contribuyen Glucosa 6 P , ATP, proteínas intracelulares. Extracelulares: ( sangre y líq. Intersticiales) El más importante: sistema tampón ácido carbónico -bicarbonato. ( H2CO3-HCO3-) También contribuyen proteínas extracelulares. Prof.Tatiana Zuvic M.

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¿ En qué zona de pH una solución funcionará como buffer o tampon? Depende del par conjugado ácido débil y la sal de ese ácido débil , o del par base débil y la sal de esa base débil. La solución será mejor amortiguadora en la zona de pH que sea más cercana a su valor de pKa. Su máxima capacidad amortiguadora, ocurre cuando: [aceptor de protones]=[dador de protones] pH = pKa o sea , cuando Prof.Tatiana Zuvic M.

De la ecuación HH, se puede inferir también: pKa de un ácido es el pH, al cual éste está 50 % disociado. Expresado de otra manera : pKa de un ácido es el pH, al cual existen cantidades equimolares del ácido y de su base conjugada ( sal). Prof.Tatiana Zuvic M.

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