TEMA 1.3.- ACIDOS Y BASES. Contenido:
ü Definición de ácidos y bases: Par ácido-base conjugado. ü Concepto y medida del pH. ü Sistemas tampones. Ecuación Henderson-Hasselbalch. ü Mecanismo de acción de las soluciones tampón. ü Tamponamiento del pH sanguíneo.
Disociación del Agua
H+ + OH- H2O
Ionización del agua a 25 ºC 1/107 moléculas
[H+] [OH-]
Keq = [H2O]
[H2O] = 55.5 M
Keq x 55,5 = [H+] [OH-] = Kw (Producto iónico del agua)
Kw = 1,8x10-16 x 55,5 = 10-14
En equilibrio [H+] = [OH-] Kw = [H+]2 [H+] = 10-7
[H+] = [OH-] Disolución neutra [H+] > [OH-] Disolución acida [H+] < [OH-] Disolución básica
pH
pH = lg 1 [H+] = - lg[H+]
Disolución neutra: [H+] = [10-7] pH = 7
pH = 7 Disolución neutra pH < 7 Disolución acida pH > 7 Disolución básica
Disociación de ácidos y bases débiles
Acido = dador de protones Base = aceptor de protones
CH3-COOH CH3-COO- + H+
Dador Aceptor Acido Base conjugada
CH3-COOH / CH3-COO- Par acido base conjugado
[CH3-COO- ] [H+]
Keq = = Ka [CH3-COOH ]
pKa = -lg Ka pKa Disociación pKa Disociación
Determinación del pKa de un acido débil
CH3-COOH CH3-COO- + H+
Realizaremos una titulación de una solución de acido acético 0,1 M con NaOH = 0,1 M
OH- + H+ H2O
Kw = [H+] [OH-] = 10-14 M
[CH3-COO- ] [H+]
Ka = = 1,74x10-5 M [CH3-COOH ]
Relación entre pH y pKa
CH3-COOH CH3-COO- + H+
[CH3-COO- ] [H+]
Ka = [CH3-COOH ]
[H+] = Ka [CH3-COO- ]
[CH3-COOH ] - lg[H+] = -lgKa – lg
[CH3-COO- ]
[CH3-COOH ]
pH = pKa – lg [Acido] [Base conjugada]