ACIDOS Y BASES

1. ACIDOS Y BASES

2. En 1680 Robert Boyle notó que los ácidos disolvían muchas sustancias, cambiaban el color de algunos pigmentos naturales y perdían sus propiedades características cuando se mezclaban con bases. • En 1814 J. Gay-Lussac concluyó que los ácidos neutralizaban a las bases y que los dos tipos de sustancias deberían definirse en términos de sus reacciones entre sí.

3. TEORIA DE ARRHENIUS • ACIDO: Cualquier sustancia que en solución acuosa produce iones H+. H2O+ HCl H3O+ + Cl- • BASE: Cualquier sustancia que en solución acuosa produce iones OH-. NH3+ H2O NH4+ + OH-

4. TEORIA DE BRONSTED LOWRY • ÁCIDO:Toda sustancia que es capaz de ceder iones H+ • BASE:Toda sustancia capaz de aceptar iones H+ HCl + NH3 Cl- + NH4+ Acido1base 2base1ácido 2 Según esta teoría, no es mas que una competencia entre ácidos y bases por el H+

5. Lewis presentó una teoría ácido base más completa: Un ácido es cualquier especie que puede aceptar compartir un par de electrones. Una base es cualquier especie que puede donar un par de electrones. • Dado que muchas reacciones químicas importantes ocurren en disolución acuosa, o en contacto con el agua, usaremos la teoría de Brønsted y Lowry debido a que resulta especialmente útil.

6. HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl (ac) Acido1base2base1acido2 NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH (ac) Base1ácido2ácido1base2 • La disociación de un ácido en agua no es mas que un caso particular en que el ácido y el agua (base) compiten por el H+ del ácido. • La disociación de una base en agua no es mas que un caso particular en que la base y el agua (ácido) compiten por el H+ del ácido.

7. COMPORTAMIENTO ÁCIDO - BASE DEL AGUA • Vemos que el agua se puede comportar como: • Ácido: cediendo H+ a bases. • Base: aceptando H+ de ácidos. • Decimos que el agua tiene comportamiento ANFÓTERO

8. FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES • Debido a que las reacciones ácido-base se manifiestan por transferencias de H+ tenemos que son: • Ácidos fuertes: cuando tienen una gran tendencia a liberar H+. • Ácidos débiles: cuando tienen una tendencia débil a ceder los H+. • Bases fuertes: cuando tienen una fuerte tendencia para arrancar H+ ( aceptarlos). • Bases débiles: cuando tienen una débil tendencia para arrancar los H+ (aceptarlos).

9. Ácidos fuertes • HNO3 • HCl • H2SO4 • HBr • HClO4 • HI

10. Bases fuertes • Ba(OH)2 • NaOH • Ca(OH)2 • KOH • Sr(OH)2 • LiOH

11. Constante de equilibrio ácida Para la disociación de un ácido débil, tenemos: La constante de disociación de la reacción es: Ka = [ A-][H3O+] [HA] • Si el ácido es fuerte: Ka>>1 • Si el ácido es débil: Ka<1 HA + H2O  H3O+ + A-

12. Constante de equilibrio básica • Para una base débil se puede llegar a la misma conclusión: Kb = [ OH-][BH+] [B] • Si la base es fuerte: Kb>>1 • Si la base es débil: Kb<1 B + H2O  BH+ + OH-

13. Autoionización del agua • El agua es un electrolito extremadamente débil y está muy poco disociado en sus iones. • La autoionización del agua se puede representar mediante la siguiente reacción: H2O H++ OH- 2 H2O H3O+ + OH-

14. La expresión de la constante de equilibrio para esta reacción se la puede expresar como: Entonces: Asi:

15. pH y otras funciones logarítmicas • Dado que la mayoría de las concentraciones de especies en solución acuosa son potencias negativas de 10, se define el operador matemático: “p = - log”

16. pC = - log C • Para una especie de concentración C: • En el caso de la especie H+: • El operador “p” también puede aplicarse a constantes de equilibrio: Para un ácido de Ka = 1 x 10-5: pH = - log [H+] pKa = - log Ka = 5

17. pH Indica la [ H+ ] en la solución. Mientras mas fuerte sea el ácido, mayor será la [H+] Se define el pH de una solución como: pH = - log [H+] = log 1/[H+]

18. Kw = [H+] [OH-] = 1x 10-14 Si aplicamos - log: - log Kw = - log [H+] [OH-] = - log 1x 10-14 pKw = - log [H+] – log [OH-] = 14 pKw = pH + pOH = 14

19. Definición de pOH • Definimos pOH como: pOH = - log [OH-] = log 1/[OH-]

20. ESCALA DE pH

21. La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. H+ + OH- H2O • Ácido + base sal + agua HCl + OH- ClNa + H2O Acidobase sal agua

22. BUFFERS O SOLUCIONES TAMPONES • Son soluciones que mantienen prácticamente constantes los valores de pH con pequeños agregados de ácidos o bases, ya que contienen tanto especies ácidas que neutralizan los OH y especies básicas que neutralizan los H+ • Formadas por un ácido o una base débil y su par conjugado (sal). • Ej: ácido acético/acetato de sodio amoniaco/cloruro de amonio

23. Soluciones amortiguadoras ó reguladoras 1. Sistema Ácido - Sal: Constituido por un ácido débil y una sal de ese ácido (una base fuerte). Ejemplo: HAc / NaAc; HCN / NaCN. 2. Sistema Base - Sal: constituido por una base débil y una sal de esa base (un ácido fuerte). Ej.: NH3 / NH4Cl.

24. [H+] [A-] Ka = [HA] [HA] Ka [H+] = [A-] HA (ac) A- (ac) + H+ (ac) - log Ka – log[HA] - log[H+] = Ácido Base conjugada protón [A-] pH = pKa + log [HA] [A-]

25. [base conjugada] pH = pK + log [Acido] Para el HAc/NaAc [Ac-] [NH3] pH = pK + log pH = pK + log Para el NH4+/NH3 [NH4+] [AH] Para el H2PO4-/ HPO42- [HPO42-] pH = pK + log [H2PO4-]

26. CAPACIDAD AMORTIGUADORA Es la cantidad de acido o base que el amortiguador puede aceptar antes que el pH comience a cambiar en un grado apreciable. • Depende de las cantidades relativas de acido y base que constituyen al amortiguador o buffer

27. HA (ac) A- (ac) + H+ (ac) Ácido Base conjugada protón [A-] pH = pKa + log [HA] Si agrego OH, reaccionaran con el componente ácido del buffer (HA), para dar H2O y A- (componente básico) Si agrego H+, reaccionaran con el componente básico del buffer (A-), para dar H2O y HA (componente ácido)

28. Efecto de ion común

29. Principales soluciones reguladoras del organismo • Sistema carbonato/ bicarbonato: • Na2CO3 / NaCO3- • Sistema fosfatos:Na2HPO4 / NaH2PO4 • Sistema de las proteínas

30. ION DIPOLAR O ZWITTERION: todos los aminoácidos ensolución acuosa se encuentran como “ión dipolar"