Presentación sobre los tampones y el pH

1. Tampones

2. Pares conjugados ácidos-bases
 Sistema en el cual evita el cambio de
pH cuando se añaden iones H+ e OH-
 En una tabla de valoración de una
solución ácido-básica se observa
que para cambiar el pH de una
unidad a otra, en el punto medio se
aprecia que no cambia
sustancialmente ya que se han
añadido pequeñas cantidades de H+
-

3.  Para valores de pH fuera de esta zona hay
menos capacidad para resistir los
cambios de pH.
 La capacidad de tamponamiento es
máxima en el mismo punto medio de la
curva de valoración.
 Cuando la concentración del aceptor de
protones = concentración del donador,
quiere decir que cuando se cumple:
 pH = pK

4.  La capacidad de tamponamiento
disminuye a medida que aumenta el
pH o desciende respecto a dicho
punto como consecuencia directa
del cambio en la relación
aceptor/donador de protones.

5. EL pH Y pOH
 El concepto de pH (Potencial de Hidrógeno) fue definido
por primera vez por Soren Poer Lauritz Sorensen (1868-
1939) Bioquímico danés, originalmente Sorensen. En el año
de 1909.
 La escala de pH fue ideada para expresar en forma
adecuada diferentes concentraciones del ión (H+) (ión
Hidrógeno), en varias soluciones sin necesidad de utilizar
números en forma exponencial, debido a que con
frecuencia son números muy pequeños y por lo tanto es
difícil trabajar con ellos, fue así entonces que se decidió
trabajar con números enteros positivos.
 El pH de una disolución se define como el logaritmo
negativo de la concentración del ión hidrógeno expresado
en (mol/litro), la escala de pH se define por la ecuación:
 pH = - log [H+]

6.  El logaritmo negativo proporciona un número
positivo para el pH, además el termino [H+]
corresponde a la parte numérica de la expresión
para la concentración del ión hidrógeno.
 Debido a que el pH solo es una manera de
expresar la concentración del ión hidrógeno, las
disoluciones ácidas y básicas (25°C), pueden
identificarse por sus valores de pH como sigue:
 Disoluciones acidas: [H+] > 1,0 x 10-7M, pH < 7.00
 Disoluciones básicas: [H+] < 1,0 x 10-7M, pH >
7.00
 Disoluciones neutras: [H+] = 1,0 x 10-7M, pH =
7.00
 Se observa que el pH aumenta a medida que el [H+] disminuye.

7.  En el caso del H2O pura, tendremos:
 La disociación del H2O es:
 H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-
 Por tanto [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 mol/litro
 pH = - log [H3O+]
 pH = - log [1 x 10-7]
 pH = 7

8.  El grado de ionización del agua puede expresarse
en %, calculando la concentración de los iones
hidronio y de los iones hidroxilo, en moles de
iones/mol de H2O. Es aproximadamente de
0.0000002 % a 25ºC y una presión de una
atmósfera.
 En 1887, Svante August Arrhenius (1859-1927)
introdujo la teoría de la ionización en las
soluciones de electrolitos, postuló la formación
de iones en soluciones acuosas y definió a un
ácido como un compuesto que al entrar en
solución acuosa produce el ion hidrógeno (H+1), y
una base como un hidróxido que al disociarse en
agua produce el ion oxhidrilo (OH-1).
 H2O <=====> H+1 + OH-1

9.  En 1923, según la teoría de Bronsted (1879-1947)-
Lowry (1847-1936) una reacción ácido-base es
una competencia entre dos especies químicas
por un ion hidrógeno (H+1), el ganador se llama
base y el perdedor ácido.
 Una base es un aceptor del ion hidrógeno y un
ácido un donador del ion hidrógeno. Como el
isótopo más estable del hidrógeno es el
hidrógeno 1 y su ion es un protón, se define
ácido como el donador (perdedor) de protones y
una base como un aceptor (ganador) de
protones.

10. Acidos y bases
 El agua puede comportarse como ácido o como base
(álcali, hidróxido) dependiendo de la sustancia con la que
reaccione.
 El agua muestra características tanto de ácido como de
hidróxido cuando reacciona consigo misma y se establece
un equilibrio dinámico, que se representa mediante la
ecuación química de la disociación o ionización del agua
químicamente pura:
 H2O + H2O <=====> H3O+1 + OH-1
 Su constante de equilibrio es: Ke = [H3O+1] [OH-]/[H2O]2 ,
de donde
 Ke[H2O]2 = Kw = [H3O+1][OH-1],
 donde [ ] representa la concentración molar.
 A Kw se le llama producto iónico del agua. Como la reacción de
disociación del agua es una reacción endotérmica, de acuerdo al
principio de Le Chatelier, Kw se incrementa al aumenta la
temperatura.


11.  El valor de Kw se puede determinar mediante varios
métodos experimentales diferentes, entre los que está la
conductividad. La conductividad del agua químicamente
pura es de 5.5x10-8 ohm-1 cm-1 a 25ºC.
 Como el grado de disociación del agua pura a 25 ºC es a =
1.81x10-9 , las concentraciones molares (moles/litro que se
representa por M) en el equilibrio de los iones hidronio
(H3O+1) y oxhidrilo (OH-1) son a 25 ºC:
 [H3O+1] = [OH-1] = (1000 g/L)/18 g/mol)(1.8x10-9)
 = 1.0x10-7 M.
 Al sustituir estos valores para Kw = [H3O+1] [OH-1] =
(1.0x10-7 mol/L) (1.0x10-7 mol/L) = 1.0x10-14 (mol/L)2 .

12. ejercicios
 Hoja adjunta