Equilibrio ácido base

Ácidos y Bases Elaborado y Compilado por Hégira Ramírez Padilla

Aspectos a tratar • • • •

Equilibrio Químico.

Ley de Equilibrio. El principio de Le Chatelier.

Electrolitos. Electrolitos fuertes y débiles.

Definiciones de Ácidos y Bases.

– Definición de Arrhenius – Definición de Bronsted-Lowry – Definición de Lewis

• Reacciones de los ácidos y bases.

• Constante de Acidez y Basicidad – Constante de Ionización. % de Disociación.

– Ka y pKa; Kb y pKb – Producto iónico del agua (Ionización del agua) Kw.

• Escala de pH (Sorensen) – – – –

pH o pOH Relación entre ambas escalas pHmetro, titulaciones ácido-base. pH de sistemas biológicos.

• Soluciones Buffer (reguladoras o tampón) – Definición • Buffer ácidos y básicos • Efecto del Ión Común

– Solución Buffer de ácido acético- acetato – Buffer de la Sangre • • • •

Buffer de proteínas Buffer de fosfato dihidrógeno-fosfato monohidrógeno Buffer ácido carbónico-bicarbonato Alcalosis y Acidosis: Metabólica y respiratoria.

Equilibrio QuĂ­mico Reacciones reversibles

Aquellas reacciones que pueden ocurrir en dos sentidos

Equilibrio Químico Sistema en Estado de Equilibrio

El equilibrio químico es un estado dinámico en el que, a determinada temperatura las velocidades de las reacciones directa (Vd) e inversa (Vi) son iguales.

Equilibrio Químico Sistema en Estado de Equilibrio: Ley de acción de masas H2 (g) + I2 (g)

↔ 2 HI (g)

La velocidad de una reacción a temperatura constante, es proporcional al producto de las concentraciones de las sustancias reaccionantes. De aquí que en el equilibrio anterior la ley establece: a) Para la reacción directa (Vd) Vd= Kd [H2] [I2] Donde Vd es la velocidad y Kd la constante de velocidad

b) Para la reacción inversa (Vi) Vi= Ki [HI]2 Donde Vi es la velocidad y Ki la constante de velocidad

Recordar que la velocidad de las reacciones directa e inversa son iguales en el equilibrio

Vd=Vi Kd [H2] [I2] = Ki [HI] 2 Kd/Ki = [HI] 2 / [H2] [I2]

Equilibrio Químico Vd=Vi Kd [H2] [I2] = Ki [HI] 2 Kd/Ki = [HI] 2 / [H2] [I2] Como Kd y Ki, su cociente ha de resultar en una constante que representaremos con Ke. En consecuencia:

Ke = [HI] 2 / [H2] [I2] La expresión anterior corresponde a la Ley de Equilibrio Químico en el cual Ke se llama Constante de Equilibrio

aA + bB ↔ cC + dD Ke = [C] c [D]d / [A]a [B]b

Equilibrio Químico Ley de Equilibrio: En un sistema químico en equilibrio, el producto de las concentraciones en moles/Litros de las sustancias resultantes entre el producto de las concentraciones de las sustancias reaccionantes, cada una de ellas elevada a una potencial igual al número de moles que intervienen en la reacción, es un valor constante para cada temperatura.

En un recipiente de 2 Litros a 1000°C tenemos NH3, N2 y H2 en equilibrio. El análisis de la muestra indica que tiene la siguiente composición: NH 3 = 2,04 moles, N2= 2,06 moles, y H2= 3,24 moles. Calcular la constante de Equilibrio.

N2 (g) + 3 H2 (g)

↔ 2 NH3 (g)

Ke = [NH3]2 / [N2] [H2]3

Equilibrio Químico 1. En un recipiente de 2 Litros a 1000°C tenemos NH3, N2 y H2 en equilibrio. El análisis de la muestra indica que tiene la siguiente composición: NH 3 = 2,04 moles, N2= 2,06 moles, y H2= 3,24 moles. Calcular la constante de Equilibrio.

N2 (g) + 3 H2 (g)

↔ 2 NH3 (g)

Ke = [NH3]2 / [N2] [H2]3 Se calculan las concentraciones molares de cada componente en el equilibrio

[NH3] = 1,02 mol/L

[N2 ] = 1,03 mol/L

[H2] = 1,62 mol/L

Se llevan los valores encontrados a la expresión de equilibrio y se realizan los cálculos:

Ke = [NH3]2 / [N2] [H2]3 = 2,37.10

Equilibrio Químico 2. La reacción entre el SO2 y el O2 produce SO3 según la siguiente ecuación:

2SO2 (g) + O2 (g)

↔ 2 SO3(g)

¿Cuál será la concentración de SO 3(g) en el equilibrio si la de SO 2 es de 0,2 mol/L y la de O2 0,3 mol/L? La constante de equilibrio es 30.

Respuesta: [SO3]= 0,6mol/L

Equilibrio Químico 2. En un recipiente de 1 litro se descompone 1 mol de trióxido de nitrógeno a 25°C según la siguiente ecuación:

N2O3 (g) ↔ NO (g) + NO2 (g) La constante de equilibrio para esta reacción es Ke=8,42.10-2 . Calcular las concentraciones de las especies químicas en equilibrio.

Paso 1: Escribimos la expresión de Ke para la reacción: Ke = [NO] [NO2] / [N2O3] 8,42.10-2 =[NO] [NO2] / [N2O3] Paso 2: Estudiamos la reacción en términos de su equilibrio: a) Al iniciarse la reacción existe 1 mol de N 2O3 en el recipiente y 0 (cero) moles de NO y NO2 b) Al llegar al equilibrio, podemos considerar que se ha transformado “X” moles de NO y “X” moles de NO2 ; En consecuencia las concentraciones en el equilibrio serán: [NO]= X; [NO2]= X; [N2O3]= 1- X c) Se introducen los valores anteriores de concentración en la expresión de equilibrio.

Respuesta: [NO]= 0,2509; [NO2]= 0,2509; [N2O3]= 0,7491

Principio de Le Chatelier • Si se aplica algún tipo de tensión (cambio en la temperatura, presión o concentración) sobre un sistema en equilibrio, sucede la reacción que desplaza al equilibrio en la dirección que tienda a aliviar la tensión.

Cuando se impone un cambio en las condiciones de un sistema en equilibrio, tiene lugar una reacción que desplaza el equilibrio en la dirección que tiende a contrarrestar el efecto producido.

Efecto de los cambios en la Temperatura • Cuando la temperatura de un sistema en el equilibrio se aumenta, el equilibrio se desplaza en la dirección que se absorbe calor (endotérmica) y si bajamos la temperatura se favorece la reacción exotérmica.

Electrolitos Son ácidos, bases, o sales que al disolverse en agua se disocian total o parcialmente(se alcanza un estado de equilibrio) Estas sustancias conducen la corriente eléctrica en solución acuosa

Débiles (Sólo una fracción disociada)

Fuertes (100% Disociación)

NaOH HClO4 NaCl

HCNO

Ca(OH)2

HNO3

KOH

NaNO3

HCN

Pb(OH)2

HNO2

CH3COOHl

CH3NH2 NH3

Electrolitos

Ácido fuerte

[HA]

[A–]

Ácido débil

[H+]

[HA]

[HA]

[A–]

[H+]

Ă cidos y Bases Ă cidos

Bases

Agrios, reaccionan con bases y se combinan con metales para producir hidrĂłgeno

Sabor amargo, Son resbalosas o jabonosas al contacto con la piel

Definición de Arrhenius Ácido

Base

Sustancia

Sustancia que proporciona

H+ en solución

Ácidos Fuertes Completamente ionizado en agua

Ácidos Débiles Ionizados Parcialmente

que proporciona OH- en solución

Bases Fuertes Completamente ionizado en agua

Bases Débiles Ionizados Parcialmente

Definición de Bronsted-Lowry Ácido

Se considera el papel específico del disolvente

Base

El protón es el ingrediente esencial Sustancia

Sustancia

que puede transferir Un protón a otra sustancia

que puede aceptar

Par conjugado Ácido- Base

Un protón de un ácido

– H+ BASE CONJ. (A–)

ÁCIDO (HA)

+ H+ + H+ ÁC. CONJ. (HB+)

BASE (B) – H+

Definiciรณn de Bronsted-Lowry Par conjugado ร cido- Base

Definición de Lewis Ácido

Utiliza un modelo mas general

Estructura

Base

Sustancia

Presenta una afinidad

que presenta

Por los pares de Electrones AlCl3 + :NH3

Cl3Al:NH3

Cl H Cl H | | | | Cl–Al + : N–H → Cl–AlN–H | | | | Cl H Cl H

Pares electrónicos no compartidos

Ley de Equilibrio La ley de equilibrio puede aplicarse a la ionizaciĂłn de los electrolitos dĂŠbiles

22

Equilibrio de Ionización del Agua El agua es un electrolito débil, Se disocia ligeramente

2 H2O (l)

El agua puede actuar como ácido y base (Anfótera). Se autoioniza.

H3O+(ac) + OH– (ac)

H3O+ · OH– Kc = —————— H2O2 Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2 Kw = [ H 3 O + ] × [OH - ]

conocido como “producto iónico del agua”

Equilibrio de Ionización del Agua El valor de dicho producto iónico del agua es:

Kw = [ H 3 O + ] × [OH - ]

KW (25ºC) = 10–14 M2

En el caso del agua pura: ———– + – H3O  = OH  =  10–14 M2 = 10–7 M H3O+ = 10-7 (Neutro) H3O+ > 10-7 (Ácido) H3O+ < 10-7 (Básico)

Escala de pH Para facilitar la expresión de la concentración de hidrogeniones SORENSEN propuso usar logaritmos decimales con signo negativo

Se denomina pH a:

pH = − log [H3 O + ]

Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M: pH = – log 10–7 = 7

Tipos de disoluciones • • • •

Ácidas: H3O+ > 10–7 M  pH < 7 Básicas: H3O+ < 10–7 M  pH > 7 Neutras: H3O+ = 10–7 M  pH = 7 En todos los casos: Kw = H3O+ · OH–

ÁCIDO 1

2

3

4

BÁSICO 5

6

7

8

9

10

11

12

13

Zumo de Agua mar Leche limón Cerveza Sangre Amoniaco Agua destilada

14

pH en Sistemas biolรณgicos

Escala de pOH A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:

pOH = − log [OH− ] Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14

para una temperatura de 25ºC.

Fuerza de Ácidos y Bases En disoluciones acuosas la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio Constante de Ionización para los ácidos

HA + H2O A– + H3O+ A– · H3O+ A– · H3O+ Kc = ——————  Kc · H2O = —————— HA · H2O HA

[ A − ]  [H 3O + ] K C  [H 2 O ] = = Ka [HA]

constante de  disociación (K acidez)

Fuerza de Ácidos y Bases Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles:

Si Ka > 100  El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad.

Si Ka < 1  El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.

• Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M

Fuerza de Ácidos y Bases En disoluciones acuosas la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio Constante de Ionización para bases

B + H2O BH+ + OH– BH+ x OH– BH+ x OH– Kc = ——————  Kc x H2O = —————— B x H2O B [BH + ]  [OH − ] K C  [H 2 O ] = = Kb  [B ]

(K basicidad)

Fuerza de ácidos y bases pK Al igual que el pH se denomina pK a:

pKa= – log Ka ; Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base.

pKb= – log Kb Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.

Solución Buffer Es aquella que resiste los cambios de pH cuando se le adiciona ácido o base.

Cada solución buffer tiene un pH determinado

Buffer ácidos pH< 7 Se preparan Mezcla de ácidos débiles y sus bases conjugadas

Buffer Básicos pH> 7 Se preparan Mezcla de bases débiles y sus ácidos conjugadas

Acción Amortiguadora Sistema Ácido acético-acetato

Disociación del Ácido acético CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+  CH3COO–  · H3O+ Kc = —————— ——  CH3COOH 

El acetato de sodio por su parte se disocia de la siguiente manera

CH3COONa + H2O CH3COO– + Na+

Acción Amortiguadora Sistema Ácido acético-acetato

Cuando se agrega a una solución acuosa de ácido acético, acetato de sodio, los iones acetato se combinan con los iones hidronio del ácido desplazando el equilibrio hacia la izquierda. En el nuevo equilibrio la concentración de ácido acético sin ionizar aumenta, el pH baja.

Si a un sistema como este le agregamos ácido, el ión acetato presente se une con los iones hidronio para formar ácido acético, el pH no varía.

Si a un sistema como este le agregamos una base, el ácido acético se ioniza para suministrar iones hidronio, el pH no varía.

Acciรณn Amortiguadora: Ecuaciรณn de Henderson-Hasselbach

Se usa para el cรกlculo del pH de soluciones amortiguadoras

Acciรณn Amortiguadora: Ecuaciรณn de Henderson-Hasselbach

Acción Amortiguadora: Ecuación de Henderson-Hasselbach Si a una solución amortiguadora formada al mezclar volúmenes iguales de soluciones 0,5M de CH3COOH y 0,5 M de CH3COONa (pH 4,75), se le agrega igual volumen de HCl 0,01M, se desea saber cuál es el pH de la solución resultante, si Ka tiene un valor de 1,8 . 10 -5 CH COOH + H O CH COO– + H O+ 3

a) Como los iones hidronio del ácido clorhídrico reaccionan con los iones acetato para formar CH3COOH, tendremos :  CH3COO–  = (0,5 - 0,01)M  CH3COOH  = (0,5 + 0,01)M

2

3

3

b) Se calcula el valor de pKa: pKa= -log 1,8. 10–5= 4,75

c) Sustituimos en la Ecuación de Henderson Hasselbach

pH= 4,75 + log (0,5 + 0,01)M/(0,5 - 0,01)M pH= 4,75 + log 0,96 = 4,73

Acción Amortiguadora: Ecuación de Henderson-Hasselbach A una solución amortiguadora que contiene 1mol/L de CH3COOH y CH3COONa, se le agregan 0,2 mol de HCl. Calcular: a) pH de la solución amortiguadora antes de añadir HCl; b) pH de la solución después de agregar el HCl. Ka= 1,8 . 10 -5 CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+

a) Concentración de las especies:  CH3COO–  = 1 M  CH3COOH  = 1 M

b) Cálculo de pH despues de agregar el HCl:  CH3COO–  = (1 – 0,2) M  CH3COOH  = (1 + 0,2) M

Valor de pKa= -log 1,8. 10–5= 4,75 pKa= 4,75 pH= 4,75 + log 1 M/ 1 M = 4,75 pH= 4,75 + log 0,8 M/ 1,2 M = 4,56

Acciรณn Amortiguadora: Ecuaciรณn de Henderson-Hasselbach

Acciรณn Amortiguadora: Ecuaciรณn de Henderson-Hasselbach

Sistemas Biológicos Reguladores de pH La concentración de H+ es crucial para los sistemas biológicos por sus

efectos sobre

Velocidades de reacciones bioquímicas

Estructura de las proteínas

Los tampones o amortiguadores ayudan a mantener el pH relativamente constante

Sistemas Biológicos Reguladores de pH Fluido

Sistema Amortiguador

Sangre

Bicarbonato Hemoglobina Proteínas Fosfatos

Extracelular y cerebroespinal

Bicarbonato Proteínas Fosfatos

Intracelular

Proteínas Fosfatos Bicarbonato

Orina

Fosfato Amoníaco Miles y Butcher (1995)

Sistemas Biológicos Reguladores de pH Sistema Amortiguador de la Sangre

Amortiguador Biológico de vital importancia

Regula el pH 7,2-7,3

Buffer de Proteínas

Buffer de Fosfato de dihidrógeno- fosfato monohidrógeno

Buffer de Ácido carbónico-bicarbonato

Sistemas Biológicos Reguladores de pH: Ácido Carbónico-Bicarbonato Tiene la máxima capacidad de controlar el pH de la sangre porque está vinculado a los pulmones y riñones.

Al agregar un ácido al equilibrio se desplaza hacia la formación de ácido carbónico, y al agregar una base el equilibrio se desplaza hacia la producción de más iones bicarbonato.

Sistemas Biológicos Reguladores de pH: Ácido Carbónico-Bicarbonato Entra demasiado Ácido, pH disminuye

Acidosis

Afecta el Sistema Nervioso Central

Alcalosis

Se produce una disminución de la respiración

La capacidad buffer de la sangre puede ser superada Entra demasiada Base, pH aumenta

Sistemas Biológicos Reguladores de pH: Ácido Carbónico-Bicarbonato Condiciones Normales de la sangre

Relación en la sangre de [HCO3-]/[H2CO3] = 20 Se altera Exceso de Hidrogeniones

Exceso de Hidroxilos

Desplazan el equilibrio hacia la formación de Ácido Carbónico

Desplazan el equilibrio hacia la formación de Carbonato ácido

[HCO3-]/[H2CO3] < 20

[HCO3-]/[H2CO3] > 20

Sistemas Biológicos Reguladores de pH: Ácido Carbónico-Bicarbonato Condiciones Generales que conducen a la acidosis o alcalosis

Efectos Metabólicos

Enfermedades Lesiones Venenos Mal funcionamiento de diferentes órganos

Efectos Respiratorios

Cambios en la velocidad de respiración.

Afecta el equilibrio Dióxido de CarbonoÁcido Carbónico