Radicales Libres

FACULTAD DE MEDICINA HUMANA

“AMORTIGUADORES CORPORALES”

LIMA – PERÚ 2007

¿QUÉ SON LOS AMORTIGUADORES CORPORALES? El mantenimiento del pH dentro de unos límites es esencial para los seres vivos. Ej. Sangre pH=7.4 (7.35-7.45). Los cambios de pH fuera de estos márgenes pueden ser mortales.

Los tampones o amortiguadores ayudan a mantener el pH relativamente constante. Están formados por el par ácido débil y su base conjugada (Dador y aceptor de protones).

PONTENCIAL HIDROGENIÓN (pH) El pH es una medida de la acidez o de la alcalinidad de una sustancia o solución. Se base en la concentración de iones de hidrogeno o hidrogenoide.

pH = - log [ H+]

LA ESCALA pH

pKw = pH + pOH 14

=

pH + pOH

1. [ H+ ] = [OH -] la disolución es neutra el pH = 7 2. [ H+ ] >> [OH -] la disolución es ácida el 0 ≤ pH < 7 3. [ H3+ ] << [OH -] la disolución es básica el 7 < pH ≤ 14

Escala de pH y sustancias de uso común

Fuerza de ácidos y bases Estas especies en disolución acuosa se pueden clasificar en: Bases

Acidos

Fuertes

Débiles

Fuertes

Débiles

ACIDO FUERTE Estos ácidos son electrolitos fuertes; reaccionan con el H2O para formar H3O+ (ac) y no quedan especies sin disociar de este en la disolución.

HNO3(ac) + H2O(l) → NO3- (ac) + H3O+(ac)

Si el ácido es fuerte, su tendencia a ceder protones desplazará considerablemente el equilibrio hacia la derecha y la disociación será prácticamente total, lo que se reflejará en un valor elevado de Ka. Ka >>> 1 Acido fuerte (→)

BASES FUERTES Las bases fuertes solubles más comunes son los hidróxidos de los metales de los grupos 1A y 2A . NaOH → Na+ + OH-

Si, la base es fuerte el equilibrio estará desplazado hacia la derecha Kb >>> 1 Base fuerte (→)

¿Como se mide la Fuerza de ácidos y bases débiles?

Por medio de : La constante de equilibrio. El % de ionización o disociación. Bajo un 5% se considera al ácido o la base muy débil.

EQUILIBRIO ACIDOS Y BASES DEBILES Son equlibrios entre una especie química disuelta y no disociada y sus partes disociadas, por lo tanto, la disociación es parcial. Ej. Acido débil: HX(ac) + H2O ↔ H3O+ + XBase débil:

Ka Kb

B + H2O ↔ BH+ + OH-

<<< 1 Acido débil (↔) <<< 1 Base débil (↔)

Así, para un ácido débil genérico HA en disolución se produce la reacción reversible HX + H2O ↔ X- (ac) + H3O+ (ac) la constante Ka de disociación o acidez del ácido vendrá dada por: K a = [ H 3O + ] [ X - ] [ HX ] Y la expresión del % de ionización es: %I = [ H3O+ ]eq x 100 [ HX ] inicial

Análogamente se tendrá para una base genérica B: B + H2O ↔ BH+ (ac) + OH- (ac) la constante de disociación o constante de basicidad será, en este caso Kb = [ BH+ ] [ OH- ] [B] Y la expresión del % de ionización es: %I= [ OH- ]eq * 100 [ B ] inicial

Hay que tener presente que cuanto menor sea el valor de Ka, más débil será el ácido. Para valores de K ≅ 10 -4 el valor de x es despreciable. Muchos ácidos orgánicos son débiles y su disociación es: RCOOH + H2O ↔ RCOO- + H3O+

Determinación de Ka y Kb b) Si, se conoce la concentración inicial de un ácido o una base débil y el pH o pOH. c) Si, se conoce la concentración inicial de un ácido o una base débil y el % de ionización. Si, el % de ionización es bajo el 5%, el valor de x, es despreciable.

Ejemplos 1. ¿Cuál es el valor de la Ka del ácido acético si, una disolución 0,10M de este ácido, está ionizado en 1,3 %? 2. Determinar el valor de Kb del amoniaco, si el pH de una disolución 0,10 M de NH3 es 11,13.

pH de Sales Las propiedades ácido - básicas de las disoluciones de sales se deben al comportamiento de sus aniones y cationes al reaccionar con agua para generar H3O+(ac)y/o OH-(ac). A este tipo de reacción se le denomina hidrólisis.

Tipos de disoluciones salinas Disoluciones de acuerdo al pH

Neutras

Ácidas

Básicas

El pH de una solución acuosa de una sal se puede predecir cualitativamente considerando el catión y el anión que lo forman.

En las sales que derivan de bases fuertes y un ácido fuerte ni los cationes, ni los aniones se hidrolizan, luego el pH de la disolución es 7, es neutra. Ejemplo : NaCl, KNO3, CaBr2, etc

En las sales que derivan de bases fuertes y un ácido débil el anión se hidroliza para producir OH -, luego el pH de la disolución es mayor que 7, básica. Ejemplo : NaAc, Ba(Ac)2

En las sales que derivan de bases débil y un ácido fuerte el catión se hidroliza para producir H+, luego el pH de la disolución es menor que 7, es ácida. Ejemplo : NH4Cl

Disoluciones Tampones, buffers, Reguladoras, Amortiguadoras Son disoluciones que regulan el pH evitando cambios bruscos de pH, en una disolución cuando se agrega un ácido fuerte o una base fuerte.

Tipos de disoluciones buffers, amortiguadoras o Tampón. Soluciones constituidas por : a) Un ácido débil y su base conjugada en forma de sal. Ej. : Acido acético HAc / acetato de sodio NaAc b) Una base débil y su acido conjugado en forma de sal. Ej.: amoníaco NH3 /cloruro de amonio NH4Cl.

Calculo del pH en disoluciones buffers. HA (ac) + H2O ↔ A-

+ + H O (ac) 3

(ac)

Se conoce la [ HA ]i y de [ A- ]i, al despejar la [ H3O+ ] de Ka es : [ H3O+ ] = Ka x [HA] [ A- ] Luego el: pH = - log [ H3O+ ]

1. Un litro de solución buffers contiene 0.50

M de ácido acético y 0.45 M de Acetato de sodio. Ka = 1,8 x 10-5

d) Escriba la ecuación Correspondiente.

química

f) Calcular el pH de esta disolución.

2.. Determinar el pH si, a la disolución anterior, se le agregan: • 1,0 x 10 -2 moles de NaOH. • 1,0 x 10 -2 moles de HCl. Escriba las ecuaciones químicas correspondientes.

3. a) Determine el pH para una disolución 0,12 M en NH3 y 0,12 en NH4Cl. Ka (NH4+) = 5,6 x 10-10 b) Determine el pH si se añade: • 1,0 x 10 -2 moles de NaOH. • 1,0 x 10 -2 moles de HCl.

4. Determine el pH de 100,0 mL de una disolución buffers que es 0,15 M en HAc y 0,20 M en NaAc , antes y despúes de agregar : Ka= 1,8 x 10-5 a) 10,0 mL de HCl 0,010 M. b) 10,0 mL de NaOH 0,010 M. Considerar la variación de volumen.

Reacciones de neutralización En general son reacciones entre un ácido y una base, las cuales se pueden clasificar según el tipo de especie que participe, sean estas fuertes o débiles.

Tipos de Reacciones de neutralización

b) Acido fuerte – base fuerte. d) Acido Débil – base fuerte. f) Base Débil – Acido fuerte.

Acido fuerte con base fuerte. Cuando un ácido fuerte reacciona con una base fuerte se forma agua y la sal correspondiente . Ejemplo : HCl (ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) Ecuación Iónica : H+ + OH- → H2O

Para cantidades equivalentes de ácido y base (punto equivalente) : n H3O+ = n OHentonces el pH = 7 (neutro)

 Antes del punto equivalente el pH dependerá de la cantidad del ácido fuerte que queda en la disolución.  Después del punto equivalente el pH dependerá de la cantidad en exceso de la base fuerte agregada.

Ejemplo 1. Si, a 20 mL de una disolución 0,10 M de HCl, se le agregan : b) 10 mL. de NaOH 0,10 M. c) 20 mL. de NaOH 0,10 M. d) 30 mL. de NaOH 0,10 M. Determinar el pH de la disolución antes y después de agregar la base fuerte.

Neutralización Ac. fuerte con Base fuerte

Acido débil con base fuerte Cuando un ácido débil reacciona con una base fuerte también se forma agua y la sal correspondiente . Ejemplo : HAc (ac) + NaOH (ac) → NaAc (ac) + H2O (l) Ecuación Iónica : HAc + OH- → Ac- + H2O

Para cantidades equivalentes de ácido y base (punto equivalente) : nH3O+ = nOHentonces el pH > 7, (básico), dependerá de la hidrólisis de la base conjugada, proveniente

 Antes del punto equivalente el pH dependerá de la formación de una disolución buffers.  Después del punto equivalente el pH dependerá del exceso de la base fuerte agregada.

Ejemplo 1. Si, a 25 mL. De una disolución 0,10 M de HAc, se le agregan : b) 10 mL. de NaOH 0,10 M. c) 20 mL. de NaOH 0,10 M. d) 30 mL. de NaOH 0,10 M. Determinar el pH de la disolución antes y después de agregar la base fuerte. KaHAc = 1,8x10-5, KbNH3 = 5,6x10-10.

Neutralización Ac. débil con Base fuerte

Base Débil con ácido fuerte. Cuando una base débil reacciona con un ácido fuerte se forma la sal correspondiente . Ejemplo : NH3 (ac) + HCl (ac) → NH4Cl (ac) Ec. Iónica neta: NH3 (ac) + H+ (ac) → NH4+ (ac)

Para cantidades equivalentes de ácido y base (punto equivalente) : nH3O+ = nNH3 entonces el pH <7 (ácido), ya que, dependerá de la hidrólisis del ión NH4+ presente en la disolución.

 Antes del punto equivalente el pH dependerá de la formación de una disolución buffers.  Después del punto equivalente el pH dependerá del exceso de ácido fuerte agregado.

Ejemplo 1. Si, a 20 mL. de una disolución 0,10 M de NH3, se le agregan : b) 10 mL. de HCl 0,10 M. c) 20 mL. de HCl 0,10 M. d) 30 mL. de HCl 0,10 M. Determinar el pH de la disolución antes y después de agregar el ácido fuerte. KbNH3= 1,8x10-5 KaNH4+= 5,6 x 10-10