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Unidad iii agua, p h y amortiguadores

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Unidad iii agua, p h y amortiguadores

  1. 1. UNIDAD 3 AGUA, PH Y AMORTIGUADORES
  2. 2. Molécula triangular, átomos de H que comparten un electrón con un átomo de O. Comparten electrones de forma desigual (dipolos) H – Carga positiva parcial O – Carga negativa parcial electronegativo
  3. 3. - + - + - - + + + + Puente de Hidrógeno – Dado por la atracción del O hacia los H de otras moléculas de agua. Átomo –e y un H. El agua forma puentes de H con los Solutos polares.
  4. 4. Puentes de hidrógeno con solutos polares Alcoholes, aldehídos, cetonas, NH, Solubles en el agua
  5. 5. El agua es un disolvente polar (disuelve moléculas cargadas o polares). Compuestos hidrofílicos Cloroformo o benceno (disolvente apolar) – hidrofóbicos – lípidos y ceras Agua disuelve sales, mediante la hidratación y la estabilización de iones. Grupos carboxilos COO-, aminas protonadas NH3 disolviendolos remplazando puentes de hidrógeno soluto – soluto a soluto – agua.
  6. 6. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere.
  7. 7. En el siglo XVII, Robert Boyle denomina a las sustancias como ácidos o bases
  8. 8. 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos al separarlos en sus iones individuales. Teoría de la disociación electrolítica iónica Arrhenius sugirió que los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y pueden disolverse en el agua para soltar iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl) se disuelve en el agua de la siguiente manera: H2O HCl H+(aq) + Cl-(aq)
  9. 9. Arrhenius definió las bases como sustancias que se disuelven en el agua para soltar iones de hidróxido (OH-) a la solución. Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el hidróxido de sodio (NaOH): H2O NaOH Na+(aq) + OH-(aq)
  10. 10. La teoría de Arrhenius explica: -Por qué todos los ácidos y bases tienen propiedades similares. -Por que todos los ácidos sueltan H+ a la solución (y todas las bases sueltan OH-). - La neutralización, que una base puede debilitar un ácido, y viceversa.
  11. 11. La Neutralización: De acuerdo a lo mencionado, los ácidos liberan H+ en la solución y las bases liberan OH-, produciéndose H2O. La reacción neutralizante de un ácido con una base entonces, siempre producirá agua y sal, tal como se muestra abajo: Ácido Base Agua Sal HCl + NaOH H2O + NaCl HBr + KOH H2O + KBr
  12. 12. La definición de Arrhenius no explica por qué algunas sustancias como el carbonato de sodio común (NaCO3) puede actuar como una base, a pesar de que no contenga iones de hidroxilo.
  13. 13. En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y el inglés Thomas Lowry redefinieron la teoría de Arrhenius. Brønsted-Lowry definen los ácidos como cualquier sustancia que pueda donar un ión de hidrógeno; es decir, los ácidos son comúnmente referidos como donantes de protones porque un ión- hidrógeno H+ (que carece de su electrón) es simplemente un protón.
  14. 14. La base de Brønsted es definida como cualquier substancia que puede aceptar un ión de hidrógeno. Esencialmente, la base es el opuesto de un ácido. El NaOH y el KOH, tal como vimos anteriormente, seguirían siendo consideradas bases porque pueden aceptar un H+ de un ácido para formar agua.
  15. 15. Sin embargo, la definición de Brønsted-Lowry también explica por que las substancias que no contienen OH- pueden actuar como bases. El carbonato de sodio (NaCO3), por ejemplo, actúa como una base al aceptar un ión de hidrógeno de un ácido : Ácido Base Sal HCl + NaHCO3 H2CO3 + NaCl
  16. 16. Ácidos y Bases (teoría de Bronsted-Lowry) Ácido: especie química que tiende a ceder protones. Base: especie química que tiende a aceptar protones. AH A- + H+ B + H+ BH Reacción ácido-base es la eliminación de un ión H del ácido y su adición a la base. Produciendo una base conjugada. Por el contrario la recepción de un protón por una base produce un ácido conjugado.
  17. 17. Ác. Clorhídrico HCl Cl- Ác. Fórmico H-COOH H-COO- Ác. Acético CH3-COOH CH3-COO- Ác. Carbónico: Disociación 1 H2CO3 HCO3 - Disociación 2 HCO3 - CO3 2- Ác. Fosfórico: Disociación 1 H3PO4 H2PO4 - Disociación 2 H2PO4 - HPO4 2- Disociación 3 HPO4 2- PO4 3- Amoníaco NH4 + NH3 Metilamina CH3NH3 + CH3NH2 Ácido Base conjugada
  18. 18. El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones.
  19. 19. Ácidos y Bases (teoría de Lewis) Bases: grupos moleculares con pares electrónicos libres (nucleófilos) Ácidos: grupos moleculares con afinidad hacia pares electrónicos libres (electrófilos)
  20. 20. pH (potencial de hidrógeno)  Logaritmo de la concentración de hidrogeniones presentes en determinadas sustancias.  Medida de acidez o alcalinidad en una disolución. Indica la concentración de iones hidronio H3O+ presentes.  Lo opuesto en base al logaritmo de 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Logaritmo negativo de base de 10 de la actividad de iones hidrógeno. pH = -log10 (H+)
  21. 21. El valor del pH se puede medir con un potenciómetro (pH-metro). Mide la diferencia de potencial entre 2 electrodos – referencia – vidrio sensible a iones H. Papel de litmus o tornasol
  22. 22. Solución buffer – tampón químico  Es una solución amortiguadora. Mezcla en concentraciones relativas de un ácido débil y su base conjugada.  Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución, frente a la adición de cantidades pequeñas de ácidos o bases fuertes.
  23. 23. Los organismos poseen 3 mecanismos para mantener un pH a valores compatibles con la vida: 1. Amortiguadores, regulación pulmonar CO2 y reabsorción excresión renal.  Las acciones enzimáticas y transformaciones químicas en la célula se realizan en estrictos márgenes de pH.  Los sistemas encargados de evitar variaciones del valor del pH son los amortiguadores
  24. 24. Ecuación de Henderson-Hasselbach  pK – Constante de disociación de un ácido  El valor del pH de una solución amortiguadora en el que el ácido y la base se encuentran en concentraciones equimoleculares o al 50% cada una.
  25. 25. Tampones amortiguadores fisiológicos  Sistemas encargados de mantener el pH de los medios biológicos dentro de los valores compatibles con la vida, permitiendo la realización de funciones bioquímicas y fisiológicas celulares.  Orgánicos e inorgánicos
  26. 26.  Aminoácidos a nivel tisular – tampón al aceptar o donar iones H.  Hemoglobina (sangre) Eficiente por el cambio de pK al pasar de un estado oxidado a reducido
  27. 27. Saliva  Ácido Carbónico/Bicarbonato  H+ + HCO3 -> H2CO3 -> CO2 + H2O  Sistema fosfato (citoplasma) Por la cantidad de fosfatos es más fácil que estos actúen como depósitos grandes de H. H2PO4  H+ + HPO4  Proteínas – sustancias alcalinas como la Arginina
  28. 28. Curva de titulación  Procedimiento analítico cuyo objetivo es determinar la concentración de un analíto con propiedades ácidas o básicas, utilizando una disolución valorada, mediante una reacción de neutralización.
  29. 29.  Representación gráfica de la variación del pH durante el transcurso de una valoración.

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