radicales libres
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“AMORTIGUADORES
CORPORALES”
LIMA – PERÚ 2007
FACULTAD DE MEDICINA HUMANA
¿QUÉ SON LOS AMORTIGUADORES CORPORALES?
El mantenimiento del pH dentro de unos límites es esencial para los seres vivos.
Ej. Sangre pH=7.4 (7.35-7.45). Los cambios de pH fuera de estos márgenes pueden ser mortales.
Los tampones o amortiguadores ayudan a mantener el pH relativamente constante.
Están formados por el par ácido débil y su base conjugada (Dador y aceptor de protones).
PONTENCIAL HIDROGENIÓN (pH)
El pH es una medida de la acidez o de la alcalinidad de una sustancia o solución.
Se base en la concentración de iones de hidrogeno o hidrogenoide.
pH = - log H+
LA ESCALA pH
pKw = pH + pOH
14 = pH + pOH
1. H+ = OH - la disolución es neutra el pH = 7
2. H+ >> OH - la disolución es ácida
el 0 pH < 7
3. H3+ << OH - la disolución es básica
el 7 < pH 14
Escala de pH y sustancias de uso común
Fuerza de ácidos y bases
Estas especies en disolución
acuosa se pueden clasificar en:
AcidosAcidos
FuertesFuertes DébilesDébiles
BasesBases
FuertesFuertes DébilesDébiles
ACIDO FUERTE
Estos ácidos son electrolitos fuertes;
reaccionan con el H2O para formar H3O+ (ac)
y no quedan especies sin disociar
de este en la disolución.
HNO3(ac) + H2O(l) NO3- (ac) + H3O+
(ac)
Si el ácido es fuerte, su tendencia a ceder protones desplazará considerablemente el equilibrio hacia la derecha y la disociación será prácticamente total, lo que se reflejará en un valor elevado de Ka.
Ka >>> 1 Acido fuerte ()
BASES FUERTES
Las bases fuertes solubles más comunes
son los hidróxidos de los metales de los
grupos 1A y 2A .
NaOH Na+ + OH-
Si, la base es fuerte el equilibrio estará
desplazado hacia la derecha Kb >>> 1 Base fuerte ()
¿Como se mide la Fuerza de ácidos y bases débiles?
Por medio de :La constante de equilibrio.El % de ionización o disociación.
Bajo un 5% se considera al ácido o la base muy débil.
EQUILIBRIO ACIDOS Y BASES DEBILES
Son equlibrios entre una especie química disuelta y no disociada y sus partes disociadas, por lo tanto, la disociación es parcial. Ej. Acido débil: HX(ac) + H2O H3O+ + X-
Base débil: B + H2O BH+ + OH-
Ka <<< 1 Acido débil ()
Kb <<< 1 Base débil ()
Así, para un ácido débil genérico HA en disolución se produce la reacción reversible
HX + H2O X- (ac) + H3O+
(ac)
la constante Ka de disociación o acidez del
ácido vendrá dada por:
Ka = H3O+ X-
HX Y la expresión del % de ionización es:
%I = H3O+ eq x 100
HX inicial
Análogamente se tendrá para una base
genérica B:
B + H2O BH+ (ac) + OH- (ac)
la constante de disociación o constante de
basicidad será, en este caso
Kb = BH+ OH-
B Y la expresión del % de ionización es:
%I= OH- eq * 100
B inicial
Hay que tener presente que cuanto menor sea
el valor de Ka, más débil será el ácido.
Para valores de K 10 -4 el valor de x es
despreciable.
Muchos ácidos orgánicos son débiles y su
disociación es:
RCOOH + H2O RCOO- + H3O+
Determinación de Ka y Kb
a) Si, se conoce la concentración inicial de un ácido o una base débil y el pH o pOH.
b) Si, se conoce la concentración inicial de un ácido o una base débil y el % de ionización.
Si, el % de ionización es bajo el 5%, el
valor de x, es despreciable.
Ejemplos
1. ¿Cuál es el valor de la Ka del ácido acético si, una disolución 0,10M de este ácido, está ionizado en 1,3 %?
2. Determinar el valor de Kb del amoniaco, si el pH de una disolución 0,10 M de NH3 es 11,13.
pH de Sales
Las propiedades ácido - básicas de lasdisoluciones de sales se deben al comportamiento de sus aniones y cationes
al
reaccionar con agua para generar H3O+
(ac)y/o
OH-(ac). A este tipo de reacción se le
denomina hidrólisis.
Tipos de disoluciones salinas
Disoluciones de acuerdo al pHDisoluciones de acuerdo al pH
NeutrasNeutrasÁcidasÁcidas
BásicasBásicas
El pH de una solución acuosa de una
sal se puede predecir cualitativamente
considerando el catión y el anión que
lo forman.
En las sales que derivan de bases fuertes y un ácido fuerte ni los cationes, ni los aniones se hidrolizan, luego el pH de la disolución es 7, es neutra.
Ejemplo : NaCl, KNO3, CaBr2, etc
En las sales que derivan de bases fuertes y un ácido débil el anión se hidroliza para producir OH -, luego el pH de la disolución es mayor que 7, básica.
Ejemplo : NaAc, Ba(Ac)2
En las sales que derivan de bases débil y un ácido fuerte el catión se hidroliza para producir H+, luego el pH de la disolución es menor que 7, es ácida.
Ejemplo : NH4Cl
Disoluciones Tampones, buffers, Reguladoras, Amortiguadoras
Son disoluciones que regulan el pH
evitando cambios bruscos de pH, en una
disolución cuando se agrega un ácido
fuerte o una base fuerte.
Tipos de disoluciones buffers, amortiguadoras o Tampón.
Soluciones constituidas por :
a) Un ácido débil y su base conjugada en forma de sal.
Ej. : Acido acético HAc / acetato de sodio NaAc
b) Una base débil y su acido conjugado en forma de sal.
Ej.: amoníaco NH3 /cloruro de amonio NH4Cl.
Calculo del pH en disoluciones buffers.
HA (ac) + H2O A- (ac) + H3O+
(ac)
Se conoce la HA i y de A- i, al despejar la H3O+ de Ka es :
H3O+ = Ka x HA A- Luego el: pH = - log H3O+
1. Un litro de solución buffers contiene 0.50 M de ácido acético y 0.45 M de Acetato de sodio.
Ka = 1,8 x 10-5
a) Escriba la ecuación química Correspondiente.
b) Calcular el pH de esta disolución.
2.. Determinar el pH si, a la disolución anterior, se le agregan:
• 1,0 x 10 -2 moles de NaOH.
• 1,0 x 10 -2 moles de HCl.
Escriba las ecuaciones químicas
correspondientes.
3. a) Determine el pH para una disolución 0,12 M en NH3 y 0,12 en NH4Cl.
Ka (NH4+) = 5,6 x 10-10
b) Determine el pH si se añade:
• 1,0 x 10 -2 moles de NaOH.
• 1,0 x 10 -2 moles de HCl.
4. Determine el pH de 100,0 mL de una disolución buffers que es 0,15 M en HAc y 0,20 M en NaAc , antes y despúes de agregar : Ka= 1,8 x 10-5
a) 10,0 mL de HCl 0,010 M.
b) 10,0 mL de NaOH 0,010 M.
Considerar la variación de volumen.
Reacciones de neutralización
En general son reacciones entre un ácido y
una base, las cuales se pueden clasificar
según el tipo de especie que participe, sean
estas fuertes o débiles.
Tipos de Reacciones de neutralización
a) Acido fuerte – base fuerte.
b) Acido Débil – base fuerte.
a) Base Débil – Acido fuerte.
Acido fuerte con base fuerte.
Cuando un ácido fuerte reacciona con
una base fuerte se forma agua y la sal
correspondiente .
Ejemplo :
HCl (ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)
Ecuación Iónica : H+ + OH- H2O
Para cantidades equivalentes de ácido
y base (punto equivalente) :
n H3O+ = n OH-
entonces el pH = 7 (neutro)
Antes del punto equivalente el pH dependerá de la cantidad del ácido fuerte que queda en la disolución.
Después del punto equivalente el pH dependerá de la cantidad en exceso de la base fuerte agregada.
Ejemplo
1. Si, a 20 mL de una disolución 0,10 M de HCl, se le agregan :
a) 10 mL. de NaOH 0,10 M.
b) 20 mL. de NaOH 0,10 M.
c) 30 mL. de NaOH 0,10 M.
Determinar el pH de la disolución
antes y después de agregar la base
fuerte.
Neutralización Ac. fuerte con Base fuerte
Acido débil con base fuerte
Cuando un ácido débil reacciona con una base
fuerte también se forma agua y la sal
correspondiente .
Ejemplo :
HAc (ac) + NaOH (ac) NaAc (ac) + H2O (l)
Ecuación Iónica : HAc + OH- Ac- + H2O
Para cantidades equivalentes de ácido
y base (punto equivalente) :
nH3O+ = nOH-
entonces el pH > 7, (básico), dependerá de
la hidrólisis de la base conjugada, proveniente
de la sal formada.
Antes del punto equivalente el pH
dependerá de la formación de una disolución
buffers.
Después del punto equivalente el pH dependerá del exceso de la base fuerte agregada.
Ejemplo
1. Si, a 25 mL. De una disolución 0,10 M de HAc, se le agregan :
a) 10 mL. de NaOH 0,10 M.
b) 20 mL. de NaOH 0,10 M.
c) 30 mL. de NaOH 0,10 M.
Determinar el pH de la disolución antes y
después de agregar la base fuerte.
KaHAc = 1,8x10-5, KbNH3 = 5,6x10-10.
Neutralización Ac. débil con Base fuerte
Base Débil con ácido fuerte.
Cuando una base débil reacciona con un ácido
fuerte se forma la sal correspondiente .
Ejemplo :
NH3 (ac) + HCl (ac) NH4Cl (ac)
Ec. Iónica neta: NH3 (ac) + H+ (ac) NH4+
(ac)
Para cantidades equivalentes de ácido y base
(punto equivalente) :
nH3O+ = nNH3
entonces el pH <7 (ácido), ya que, dependerá
de la hidrólisis del ión NH4+ presente en la
disolución.
Antes del punto equivalente el pH dependerá de la formación de una disolución buffers.
Después del punto equivalente el pH dependerá del exceso de ácido fuerte agregado.
Ejemplo
1. Si, a 20 mL. de una disolución 0,10 M de NH3, se le agregan :
a) 10 mL. de HCl 0,10 M.
b) 20 mL. de HCl 0,10 M.
c) 30 mL. de HCl 0,10 M.
Determinar el pH de la disolución antes y
después de agregar el ácido fuerte.
KbNH3= 1,8x10-5 KaNH4+= 5,6 x 10-10
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