1

CURSO: QUÍMICA «ACIDOS Y BASES»

M G . G E R M Á N M A R T Í N E Z T O R R E S

UNIVERSIDAD CIENTÍFICA DEL SUR

FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL

UNIVERSIDAD CIENTÍFICA DEL SUR

FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL

2TEORÍA DE ARRHENIUS (1880)Svante Arrhenius desarrolló una teoría que identificaba a un ácido y una base en soluciones acuosas. Indicaba:a. Ácido

Es aquella sustancia que posee átomos de hidrógeno y que una solución acuosa se disocia en Iones “H+”

Ácidos- Bases

Ejemplos:

HCl + H2O H+ + Cl-

H2SO4 + H2O 2H+ + SO42-

Ácidos- Bases3

b. Base

Es aquella sustancia que posee grupos oxidrilos y que en solución acuosa los disocia en

“OH-” Ejemplos:

NaOH + H2O Na+ + OH-

Ca(OH)2 + H2O 2Ca+ + 2 (OH-)

Al(OH)3 + H2O 3Al+ + 3 (OH-)

4

2. Teoría de Lewis(1923)Es una teoría que se basa en laestructura electrónica. Esta teoría involucra la formación de un enlace covalente.

a.ÁcidoEs aquella sustancia que puede aceptar

un par de electrones.

Ejemplo: H 0x

BH3 B 0x H (Borano) 0x

H

Ácidos- Bases

5

Ácidos- Bases

b. Base:

Sustancias que pueden donar un par de electrones.

Ejemplo: 00

NH3 H x0 N 0 x H (Amoniaco) 0x

H

6

Ácidos- Bases

3. TEORÍA DE BRÖNSTED – LOWRY (1920)

El Danés J.N.J BRÖNSTED y el Inglés T.M. Lowry desarrollaron casi simultáneamente una teoría para identificar un ácido, pero considere que el protón al cuál nos referimos será representado por “H+”

7

Ácidos- Bases

a. Ácido Sustancia que dona protones (H+)

b. Base Sustancia que acepta protones (H+)

Ejemplo: Ácido Base Base Ácido

HCl + H2O Cl- + H3O+ NH3 + H2O NH4

+ + OH-

Base Ácido Ácido Base

8

POTENCIAL DE HIDRÓGENO O INDICE DE HIDRÓGENO (pH):

. En Acidos:

pH = - log H3O+ o

pH = - log H+

Y su concentración H+ Se determina:

H+ = 10-pH

Ácidos- Bases

Ácidos- Bases9

b. En bases:

POH = - log OH- OH- = Concentración de Iones OH-

OH- = 10-POH

Ácidos- Bases10

Escala de pHPH

H+ NEUTRO 0 ACIDO 7 BASE 14 OH-

14 7 0 POH

11

Concentración de Hidrogeniones o pH

La concentración de hidrogeniones disueltos se expresa habitualmente como pH, que es el logaritmo negativo de su concentración. Esto se explica mejor con el siguiente

Ejemplo: [] = 43,6 x 10-9 Eq/L        = 10-7,36 Eq/L        = 7,36 unidades pH

Ácidos- Bases

12

Ácidos- Bases

EQUILIBRIO ACIDO-BASE

En condiciones normales, la producción y la eliminación de hidrogeniones están equilibradas, de manera que el pH se mantiene casi constante. No obstante, debido a que la producción de H+ puede aumentar mucho, como sucede por ejemplo durante el ejercicio en que se genera una mayor cantidad de CO2, para mantener estable este pH el organismo gracias a la acción de sistemas tampones y a la acción reguladora del aparato respiratorio y los riñones.

13

Ácidos- Bases

Papel de las soluciones tampón o buffer

Son sustancias químicas que disminuyen los cambios de pH que se producen al agregar un  ácido o una base a una solución. Por ejemplo, si agregamos  ácido clorhídrico a una solución sin tampón, la mayor parte de los hidrogeniones quedan libres en la solución, debido a que el es una base débil. Por lo tanto, el pH de esta solución suele ser muy bajo. En cambio, si la solución contiene la sal de un  ácido débil, por ejemplo bicarbonato de sodio, ocurre lo siguiente:

NaHCO3 + HCl –> Na+ + HCO3- + H+ + Cl- –> NaCl + H2CO3

En esta ecuación simplificada se puede observar que los hidrogeniones formados por disolución del HCl tienden a unirse con la base fuerte HCO3

-, que tiene gran afinidad por H+. En consecuencia, sólo una pequeña proporción de los H+  quedan libres y el pH baja poco.

14

Ácidos- Bases

Evaluación del equilibrio Ácido - Base

Además de su eficacia fisiológica, el sistema /, se puede evaluar fácilmente midiendo el pH y la . A partir del pH y la (por relaciones matemáticas) se puede calcular la concentración de mediante la ecuación de Henderson - Hasselbach.

pH= pK + log                        

Dado que la concentración de es igual a la P multiplicada por 0,03 (coeficiente de solubilidad del ): pH= pK + log                      P

15

Ácidos- Bases

De esta ecuación se desprende que la regulación del pH está ligada a la respiración a través  de la PaCO2 y al equilibrio hidroelectrolítico a través del anión HCO3

- que es regulado por el riñón. En condiciones normales los valores numéricos de la ecuación son: pH= 6,1 + log 24 mEq                      1,2 mEq

pH= 6,1 + 1,3

pH= 7,4

16

Ácidos- Bases

TRASTORNOS DEL EQUILIBRIO ACIDO - BASE

Se pueden identificar fácilmente en la mayoría de los casos analizando los valores de pH y PaCO2 en sangre arterial. Clásicamente, se distinguen las alteraciones de origen respiratorio de las de causa no respiratoria, que usualmente se denominan metabólicas. En consecuencia existen cuatro alteraciones básicas:

1) Acidosis respiratoria2) Acidosis metabólica3) Alcalosis respiratoria4) Alcalosis metabólica

Ocasionalmente pueden coexistir dos tipos de alteraciones en conjunto, los llamados trastornos mixtos. Además, con el análisis del pH y PaCO2 es posible determinar si un trastorno está o no compensado.

17