UNIDAD VIII "VALORACION ACIDO BASE Y SISTEMA BUFFER"

 VALORACION ACIDO BASE Y SISTEMA BUFFER

Se denomina equilibrio ácido-base al balance que mantiene el organismo entre ácidos y bases con el objetivo de mantener un pH constante:

Las funciones metabólicas del organismo producen y consumen iones de hidrógeno (H+).

• Acido: sustancia que puede liberar o donar H+
• Base: sustancia que puede combinarse con H+ o aceptar H+

La relación de acidez de una solución con la concentración de iones de hidrógeno se denomina pH. En condiciones normales el pH de la sangre es de 7.35-7.45

• El exceso de ácidos –Acidosis- se define como un pH < 7.35
• El exceso de bases –Alcalosis- se define por un  pH > 7.45

PAR CONJUGADO 

La base conjugada de un ácido de Bronsted y Lowry es la especie que resulta cuando un ácido pierde su protón y a la inversa un ácido conjugado es el producto de la adición de un protón a una base. Observa el ejemplo:

PROPIEDAD ANFOTERA DEL AGUA 

El agua es un disolvente único:  Tiene propiedades anfóteras o sea que puede actuar como ácido o como

base. Es un electrolito muy débil por lo que es un mal conductor de la electricidad. Puede auto ionizarse.

PRODUCTO IONICO DEL AGUA 

La concentración del ión hidronio es muy importante en reacciones ácido base en disolución acuosa porque indica la basicidad o acidez de la disolución.

En el agua pura a 25°C las concentraciones del ión hidronio e hidroxilo son iguales y por eso se dice que es neutra. 

FUERZA DE LOS ACIDOS Y BASES 

Los ácidos y las bases pueden clasificarse como fuertes y débiles. Según la teoría de Arrhenius un ácido o una base son fuertes cuando en disolución acuosa se encuentran totalmente disociados (electrolitos fuertes), mientras que en las especies débiles tienen un grado de disociación pequeña (electrolitos débiles)

Recuerda!!

• Todos los ácidos fuertes son inorgánicos . 
• Todos los ácidos orgánicos son débiles 
• Las bases fuertes provienen de metales alcalinos y alcalinoterreos
• Monopróticos: si solo poseen un protón para donar 
• Polipróticos: si poseen varios protones a donar

DETERMINACION DE pH y pOH

Mide el grado de acidez de una sustancia. Se define como el logaritmo negativo de la concentración de

iones hidronio

FORMULA = pH = -Log [H+]

Observa la siguiente imagen para identificar si es un pH acido o base: 

POH: 

Es una escala análoga a la del pH pero tomando en cuenta la concentración de los iones hidroxilo

[OH-] 

 FORMULA: pOH = -log [OH -]

Recuerda!!

El pH y pOH son complementarios pH + pOH = 14.00

Realicemos los siguientes ejercicios paso a paso:

1.¿Cuál es el pOH de una solución ácida que tiene un pH de 4.83?

pH + pOH = 14 → pOH = 14-4.83= 9.17

2.¿Cuál es la concentración de iones hidronio de una solución con pH de 3.6?

→ pH = -long [H+] → 10^(-3.6) = [H+] = 2.51 * 10 -4

3.El pH del agua de lluvia recolectada en una cierta región del noreste de Estados Unidos en un día particular fue 4.82.¿Cuál es la concentración del ion H+ del agua de lluvia? 

pH = -long [H+]

4.82 = -long [H+]

10^(-4.82) = [H+]

1.51 * 10 -5 = [H+]

SUSTANCIAS AMORTIGUADORAS O BUFFER 

Los amortiguadores (también llamados disoluciones amortiguadoras, sistemas tampón o buffers) son aquellas disoluciones cuya concentración de protones apenas varía al añadir ácidos o bases fuerte. 

• Un ácido débil y una sal del mismo ácido con una base fuerte (por ejemplo, ácido acético y acetato sódico) 
•  Una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte (por ejemplo, amoníaco y cloruro amónico)

FUNCION DE SOLUCION AMORTIGUADORAS:

• Ayudan a resistir cambios drásticos de pH cuando se agrega pequeñas cantidades de un ácido o base fuerte.
• Una solución amortiguadora resiste los cambios de pH debido a que contiene tanto un ácido para neutralizar iones OH- como una base para neutralizar iones H+.
• Los ácidos y bases que forman la solución amortiguadora no deben consumirse entre sí a media que ocurre la reacción de neutralización, esto se evita usando el par conjugado. Evaluando siempre la capacidad amortiguadora

TAMPONES FISIOLOGICOS 

Son los sistemas encargados de mantener el pH de los medios biológicos dentro de los valores compatibles con la vida.  Según su naturaleza química, los amortiguadores se clasifican inorgánicos e inorgánicos y, así mismo, atendiendo a su ubicación, se distribuyen en plasmáticos y tisulares.

• Aminoácidos y Proteínas: son electrolitos anfóteros, es decir, no pueden tanto ceder protones (ácidos)como captarlos (bases) y, a un determinado pH (en su pI), tener ambos comportamientos al mismo tiempo. 

La Ecuación de Henderson Hasselbach 

pH= pKa + Log [Sal] [Ácido] 

Donde: pKa = -log Ka 

Y para las bases:

pOH= pKb + Log [Sal] / [Base]

Donde: pKb = -log Kb

Ejercicio:

¿Cuál es el pH de una disolución que contiene 0.2M de ácido acético y 0.3M de acetato de sodio? La Ka del ácido acético es 1.8*10-5

pH= pKa + Log [Sal] [Ácido] 

pKa = - log Ka

pKa = - log [1.8*10-5]

pKa = 4.74

pH = 4.74 + long (0.3/0.2) pH = 4.91

Referencias bibliograficas:

• Lcda. Marroquin N (2021) presentaciones de clase, Universidad Galileo
• Química (S.F) sistema buffer, recuperado de: http://www.ehu.eus/biomoleculas/buffers/buffer.htm 
• Rojas (2011) pH y sistema buffer, recuperado de: https://es.slideshare.net/evelinro/ph-y-sistemas-buffers 
• Villagómez (2017) soluciones amortiguadoras, recuperado de: https://www.youtube.com/watch?v=mIJrOiuyeX0