Acido Bases PH UCV 2014
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CURSO: QUÍMICA «ACIDOS Y BASES»
M G . G E R M Á N M A R T Í N E Z T O R R E S
UNIVERSIDAD CIENTÍFICA DEL SUR
FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL
UNIVERSIDAD CIENTÍFICA DEL SUR
FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL
2TEORÍA DE ARRHENIUS (1880)Svante Arrhenius desarrolló una teoría que identificaba a un ácido y una base en soluciones acuosas. Indicaba:a. Ácido
Es aquella sustancia que posee átomos de hidrógeno y que una solución acuosa se disocia en Iones “H+”
Ácidos- Bases
Ejemplos:
HCl + H2O H+ + Cl-
H2SO4 + H2O 2H+ + SO42-
Ácidos- Bases3
b. Base
Es aquella sustancia que posee grupos oxidrilos y que en solución acuosa los disocia en
“OH-” Ejemplos:
NaOH + H2O Na+ + OH-
Ca(OH)2 + H2O 2Ca+ + 2 (OH-)
Al(OH)3 + H2O 3Al+ + 3 (OH-)
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2. Teoría de Lewis(1923)Es una teoría que se basa en laestructura electrónica. Esta teoría involucra la formación de un enlace covalente.
a.ÁcidoEs aquella sustancia que puede aceptar
un par de electrones.
Ejemplo: H 0x
BH3 B 0x H (Borano) 0x
H
Ácidos- Bases
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Ácidos- Bases
b. Base:
Sustancias que pueden donar un par de electrones.
Ejemplo: 00
NH3 H x0 N 0 x H (Amoniaco) 0x
H
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Ácidos- Bases
3. TEORÍA DE BRÖNSTED – LOWRY (1920)
El Danés J.N.J BRÖNSTED y el Inglés T.M. Lowry desarrollaron casi simultáneamente una teoría para identificar un ácido, pero considere que el protón al cuál nos referimos será representado por “H+”
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Ácidos- Bases
a. Ácido Sustancia que dona protones (H+)
b. Base Sustancia que acepta protones (H+)
Ejemplo: Ácido Base Base Ácido
HCl + H2O Cl- + H3O+ NH3 + H2O NH4
+ + OH-
Base Ácido Ácido Base
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POTENCIAL DE HIDRÓGENO O INDICE DE HIDRÓGENO (pH):
. En Acidos:
pH = - log H3O+ o
pH = - log H+
Y su concentración H+ Se determina:
H+ = 10-pH
Ácidos- Bases
Ácidos- Bases9
b. En bases:
POH = - log OH- OH- = Concentración de Iones OH-
OH- = 10-POH
Ácidos- Bases10
Escala de pHPH
H+ NEUTRO 0 ACIDO 7 BASE 14 OH-
14 7 0 POH
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Concentración de Hidrogeniones o pH
La concentración de hidrogeniones disueltos se expresa habitualmente como pH, que es el logaritmo negativo de su concentración. Esto se explica mejor con el siguiente
Ejemplo: [] = 43,6 x 10-9 Eq/L = 10-7,36 Eq/L = 7,36 unidades pH
Ácidos- Bases
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Ácidos- Bases
EQUILIBRIO ACIDO-BASE
En condiciones normales, la producción y la eliminación de hidrogeniones están equilibradas, de manera que el pH se mantiene casi constante. No obstante, debido a que la producción de H+ puede aumentar mucho, como sucede por ejemplo durante el ejercicio en que se genera una mayor cantidad de CO2, para mantener estable este pH el organismo gracias a la acción de sistemas tampones y a la acción reguladora del aparato respiratorio y los riñones.
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Ácidos- Bases
Papel de las soluciones tampón o buffer
Son sustancias químicas que disminuyen los cambios de pH que se producen al agregar un ácido o una base a una solución. Por ejemplo, si agregamos ácido clorhídrico a una solución sin tampón, la mayor parte de los hidrogeniones quedan libres en la solución, debido a que el es una base débil. Por lo tanto, el pH de esta solución suele ser muy bajo. En cambio, si la solución contiene la sal de un ácido débil, por ejemplo bicarbonato de sodio, ocurre lo siguiente:
NaHCO3 + HCl –> Na+ + HCO3- + H+ + Cl- –> NaCl + H2CO3
En esta ecuación simplificada se puede observar que los hidrogeniones formados por disolución del HCl tienden a unirse con la base fuerte HCO3
-, que tiene gran afinidad por H+. En consecuencia, sólo una pequeña proporción de los H+ quedan libres y el pH baja poco.
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Ácidos- Bases
Evaluación del equilibrio Ácido - Base
Además de su eficacia fisiológica, el sistema /, se puede evaluar fácilmente midiendo el pH y la . A partir del pH y la (por relaciones matemáticas) se puede calcular la concentración de mediante la ecuación de Henderson - Hasselbach.
pH= pK + log
Dado que la concentración de es igual a la P multiplicada por 0,03 (coeficiente de solubilidad del ): pH= pK + log P
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Ácidos- Bases
De esta ecuación se desprende que la regulación del pH está ligada a la respiración a través de la PaCO2 y al equilibrio hidroelectrolítico a través del anión HCO3
- que es regulado por el riñón. En condiciones normales los valores numéricos de la ecuación son: pH= 6,1 + log 24 mEq 1,2 mEq
pH= 6,1 + 1,3
pH= 7,4
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Ácidos- Bases
TRASTORNOS DEL EQUILIBRIO ACIDO - BASE
Se pueden identificar fácilmente en la mayoría de los casos analizando los valores de pH y PaCO2 en sangre arterial. Clásicamente, se distinguen las alteraciones de origen respiratorio de las de causa no respiratoria, que usualmente se denominan metabólicas. En consecuencia existen cuatro alteraciones básicas:
1) Acidosis respiratoria2) Acidosis metabólica3) Alcalosis respiratoria4) Alcalosis metabólica
Ocasionalmente pueden coexistir dos tipos de alteraciones en conjunto, los llamados trastornos mixtos. Además, con el análisis del pH y PaCO2 es posible determinar si un trastorno está o no compensado.
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