1 Brønsted Brønsted--Lowry (1923) Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+ Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+ CH3COOH (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + CH3COO− (aq) ácido
ácido
base
base
Transferencia protónica
Par ácido-base conjugado Sustancia anfótera +
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4 (aq) +
OH−
(aq)
(puede actuar como ácido o como base)
Lewis (1923) Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par de electrones no compartidos. H
H+ +
:N
H H
+
H H
N
H H
Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones Base: Especie que puede ceder pares de electrones
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LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH.
Equilibrio de autoionización del agua H2O (l) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + OH− (aq) pH = − log [H3
Kw = [H3O+][OH−] Producto iónico del agua A 25ºC, Kw = 1.10-14
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES. CONSTANTES DE IONIZACIÓN.
Fuerza de un ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir o aceptar un protón. Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua. HA(aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + A− (aq)
[A − ][H 3O + ] Ka = [HA] Constante de acidez (de disociación, de ionización)
Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa) Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...) se encuentra totalmente disociado (Ka >> 1, Ka → ∞)
Análogamente con las bases: B (aq) + H2O (l) ↔
BH+
(aq) +
OH−
(aq)
[BH + ][OH − ] Kb = [B] Constante de basicidad
Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb) Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...) se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb → ∞) En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas B (aq) + H2O (l) ↔ BH+ (aq) + OH− (aq)
[BH + ][OH − ] [H 3O + ] K w Kb = ⋅ = + [B] [H 3O ] K a
Kw = Ka Kb
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DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.
Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental (p.ej. reacciones bioquímicas)
Disoluciones amortiguadoras (o tampón): Disoluciones que mantienen un pH aproximadamente constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen. Composición Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado). (p.ej.: CH3COOH/CH3COONa)
¿Cómo calcular el pH de una disolución tampón? ¿Cómo estimar aproximadamente el pH de una disolución tampón? pH = pK a + log
[A − ]eq [HA] eq
pH = pK a + log
[base]eq [ácido] eq
Exacta
Dado que las concentraciones iniciales de ácido y de su base conjugada son grandes, se puede suponer que las cantidades que desaparecerán y que aparecerán mientras se va alcanzando el equilibrio serán pequeñas, comparadas con las iniciales. Por tanto, en la fórmula anterior las concentraciones en el equilibrio se pueden aproximar por las concentraciones iniciales.
[base]o pH = pK a + log [ácido] o
Ecuación de Henderson-Hasselbalch
Aproximada
Características importantes de una disolución amortiguadora: * Su pH ⇒ depende de Ka y de las concentraciones * Su capacidad amortiguadora Capacidad amortiguadora: Cantidad de ácido o base que se puede agregar a un tampón antes de que el pH comience a cambiar de modo apreciable. ¿De qué depende? * Del número de moles de ácido y base (deben ser altos para que la capacidad también lo sea) * Del cociente [base]/[ácido]. (para que la capacidad sea alta, ha de ser próximo a 1. Si es < 0.1 ó > 10, no será muy eficiente. Mayor eficiencia: cuando pH = pKa)
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Clasificación de los trastornos del equilibrio ácido--base ácido
• La concentración de H+ puede alterarse bien por aumento o por disminución. Estas alteraciones pueden deberse a una modificación primaria de la presión de CO2 (causa respiratoria) o de la concentración de bicarbonato (causa metabólica). • Las situaciones en que la [H+] tiende a disminuir alcalosis, en las que tiende a aumentar acidosis
Sistema Buffer o amortiguador • Los sistemas acido-base conjugados con capacidad de amortiguación consistente en eliminar o regenerar H+ según las características del medio en los líquidos orgánicos son: – Ac. Carbónico/Bicarbonato: (H2CO3/HCO3-) – Fosfatos H2PO4-/HPO4= – Diversas proteínas