3° clase parte ii p h + buffer

Facultad de Medicina y Ciencias de la Salud

Carrera de Medicina

BIOQUÍMICA

2012

Profesora Bqca. Marcela Trapé 1

BrØnsted-Lowry

Ácido H+ a otra sustancia.
Base H+
HCl(g) + H2O(l) H+(ac) + Cl-(ac)
Cloruro de hidrógeno

También se aplica a reacciones que no ocurren en
disolución acuosa.
HCl(g) + NH3(g) NH4+ + Cl-
Cloruro de hidrógeno amoníaco


Sustancias capaces de actuar como ácido en una
reacción y como base en otra.

Ej. H2O
HCl(g) + H2O(l) H+(ac) + Cl-(ac)

NH3(g) + H2O(l) NH4+ (ac) + OH- (ac)
Amoníaco


Extracción de H+

HNO2 (ac) + H2O (l) NO2-(ac) + H+(ac)
Ácido Base Base conjugada Ácido conjugado

Adición de H+

Adición de H+

NH3(ac) + H2O(l) NH4+ (ac) + OH- (ac)
Base Ácido Ácido conjugado Base conjugada

Extracción de H+


 Fuerza de un ácido: capacidad para donar H+.
ácido
 Fuerza de una base: capacidad para aceptar H+.
base

Relación inversa entre las fuerzas de los
pares conjugados
 Cuanto más fuerte es el ácido, tanto más débil es
ácido
su base conjugada.
conjugada
 Cuanto más fuerte es la base, tanto más débil es
base
su ácido conjugado.


Ácidos fuertes
Ácidos débiles
Sustancias con acidez despreciable
En toda reacción ácido-base la
posición del equilibrio favorece
la transferencia del protón a la base
más fuerte.


Capacidad para actuar como ácido o como base
de BrØsnted, según la ocasión.
 En presencia de un ácido, el H2O actúa como receptor de
ácido
H+
HCl(g) + H2O(l) H3O+(ac) + Cl-(ac)

 En presencia de una base, el H2O actúa como dador de H+.
base
NH3(g) + H2O(l) NH4+ (ac) + OH- (ac)

Autodisociación del agua:

H2O(l) + H2O(l) OH- (ac) + H3O+ (ac)

Ionización del H2O
H2O(l) H+(ac) + OH-(ac)

K´eq = a 25ºC 1,8 x 10-16 M
K´eq . [H2O] = [H+] x [OH-]; [H2O]= 55,5 M

A 25 ºC, KW= [H+] x [OH-]= 1,0 x 10-14 M

Aplicable al H2O pura

 [H+] = [OH-] : disolución neutra

 [H+] > [OH-] : disolución ácida

pH
 Dado que [H+] <<<0 se expresa como:
pH = log 1/ [H+] pH = - log [H+]

Para una disolución neutra a 25 ºC:
[H+] = 0,0000001 M = 1,0 x 10-7 M
entonces pH= - log [H+] = - log (1,0 x 10-7) = -(-7,00) =
7,00
pH = 7,00 (disolución neutra a 25 ºC)

 Si se agrega ácido a esta disolución ⇒ disolución ácida
25 ºC:
[H+] > 1,0 x 10-7 M ⇒ pH < 7,00

El pH a medida que [H+]

pH
Disolución básica a 25 ºC en la que [H+] > 1,0 x 10-7 M

Ej. Para calcular el pH
si [OH-] = 0,002 M = 2,0 x 10-3 M

A 25 ºC, KW= [H+] [OH-] = 1,0 x 10-14

[H+] = 1,0 x 10-14 = 1,0 x 10-14 = 5,0 x 10-12 M
[OH-] 2,0 x 10-3

pH= - log [H+] = - log (5,0 x 10-12 ) = 11,30

Entonces, para una disolución básica a 25 ºC, pH >7,00


Tipo de [H+] (M) [OH-] (M) Valor de
disolución pH
Ácida > 1,0 x 10-7 < 1,0 x 10-7 < 7,00

Neutra 1,0 x 10-7 1,0 x 10-7 = 7,00

Básica < 1,0 x 10-7 > 1,0 x 10-7 > 7,00


[OH-] también puede expresarse como:

pOH= - log [OH-]

A 25 ºC, [H3O+] [OH-] = [H+] [OH-] = KW= 1,0 x 10-14

Tomando el logaritmo negativo de ambos lados de la
ecuación:

- log [H+] + (- log [OH-]) = - log KW

pH + pOH= 14 (a 25 ºC)


Medición del pH:
pH metro

Indicador ácido-base


 Sonelectrolitos fuertes que existen en disolución
acuosa exclusivamente como iones.
iones

Ácidos fuertes más comunes
6 ácidos monopróticos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3 y
HClO4
1 ácido diprótico: H2SO4

Bases fuertes solubles más comunes
Hidróxidos: NaOH, KOH, Ca(OH)2.


 Son la mayor parte de las sustancias ácidas y se
hallan disociados parcialmente en disolución
acuosa.

Constante de equilibrio de la disociación de un
ácido,
Ka : constante de disociación ácida

La magnitud de Ka indica la tendencia del ácido a
ionizarse: cuanto más grande es el valor de Ka,
tanto más fuerte es el ácido.
ácido


Para un ácido débil, conociendo Ka y [HA]inicial,
débil

[H+]= √Ka. [HA] (M)


Ej. ác. sulfuroso
H2SO3 (ac) H+ (ac) + HSO3- (ac) Ka1=1,7 X
10-2

HSO3- (ac) H+ (ac) + SO32- (ac) Ka2=6,4 X
10-8

 Sonácidos que tienen más de un átomo de
H disociable. Se disocian en etapas
sucesivas.

 Siempre es más fácil extraer el primer H+
del ác. poliprótico que el segundo.

Reaccionan con el H2O extrayendo protones del H2O.
Kb : constante de disociación básica

• Para una base débil, conociendo Kb y
[OH]-1 inicial,

[OH]= √Kb. [OH]-1 (M)


 Define la relación entre el pH de una disolución y las
concentraciones de un ácido y una base conjugada.
conjugada
Ácido base conjugada + H+

Ka= [base conjugada] [H+]
[Ácido]
Aplicando log a ambos miembros,
log Ka= log [H+] + log [base conjugada]
[Ácido]
- log [H+] = - log Ka + log [base conjugada]
[Ácido]

pH= pKa + log [base conjugada]
[Ácido]

Consiste en una mezcla de un ácido débil y su base
conjugada.
Tiende a resistir los cambios bruscos de pH cuando
se agregan pequeñas o moderadas cantidades de un
ácido o de una base fuerte. Ej. Sangre humana con
pH ≅ 7,4

pH= pKa + log [base conjugada]
[Ácido]

pH= pKa ± 1


 pH 7,35-7,45.

Muerte a pH < 6,8 o pH > 7,8.
pH < 7,35: acidosis; pH > 7,45: alcalosis
Principal sistema amortiguador:

Sistema ácido carbónico-bicarbonato
H+ (ac) + HCO3- (ac) H2CO3 (ac) H2O(l) + CO2 (g)

Hemoglobina:
HbH+ + O2 HbO2 + H+

 DevlinTM, coordinador. Capítulo 1:
Estructura celular eucariótica. Págs. 6-14. En:
Bioquímica. Libro de texto con aplicaciones
clínicas. 4° Ed. Barcelona: Reverté; 2004.

 Brown TL, LeMay HE, Bursten BE, Burdge JR.
Capítulo 16: Equilibrios ácido-base. Págs.
613-659. Capítulo 17: Aspectos adicionales de
los equilibrios acuosos. Págs. 661-701. En:
Química. La Ciencia Central. 9º Ed. Pearson
Educación; 2004.

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