1: la tabla fue tomada del libro ‘’De la fisicoquímica a la vida’’ de la editorial biogénesis 2: El texto fue tomado del libro ‘’De la fisicoquímica a la vida’’ de la editorial biogénesis

MARCO TEORICO

Para el estudio del pH es de vital importancia comprender de donde surge y cuál

es su utilidad, debemos también evaluar nuestros conocimientos previos en torno

a los conceptos de acido, base, neutralidad y sustancia amortiguadora para con

estos datos poder realizar una correcta evaluación y comprensión de lo observado

en el laboratorio.

El pH (potencial de hidrogeno) es la medida que nos permite evaluar el nivel de

acidez o alcalinidad de un compuesto o elemento químico, contiene una escala

que va de 1 a 14 siendo 7 su punto neutro, por debajo de este se asume que se es

un acido y por encima se lo toma como una base.

Escala de pH

En lugar de expresar las concentraciones del ion +H en forma exponencial, en el

año 1909 el químico Sörensen propuso que se empleara el numero del exponente

para expresar la acidez.

Por ejemplo: para escribir el pH de una sustancia x se escribiría así.

Partiendo de que x= 1* 10^ -n donde el pH= n

esta escala de acidez se conocería luego como escala de pH. Por lo tanto se

considera que el pH se entiende como el logaritmo negativo de la concentración

de hidrogeno así:

pH= -log [H3O+]

De igual manera se considero el pOH, pero en este casi de igual manera que el

pH hablamos de la concentración de OH, así:

pOH= -log [OH]

Si partimos de la anterior definición podemos concluir que si tenemos el pH de la

sln conocemos la concentración de H3O que sería:

[H3O+]= 10-PH

De igual manera podemos hacer lo mismo con el pOH

[OH-]= 10-POH

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[1] Tabla 1: relación entre pH , pOH y grado de acidez

Con el fin de comprender mejor la relación entre pH, pOH y grado de acidez:

[H3O+] pH (OH) pOH

1* 10^ -0 0 1* 10^ -14 14

1* 10^ -2 2 1* 10^ -12 12

1* 10^ -4 4 1* 10^ -10 10

1* 10^ -5 5 1* 10^ -9 9

1* 10^ -7 7 1* 10^ -7 7

1* 10^ -9 9 1* 10^ -5 5

1* 10^ -11 11 1* 10^ -3 3

1* 10^ -12 12 1* 10^ -2 2

1* 10^ -14 14 1* 10^ -0 0

Una deducción que hacemos de esta tabla es:

1) pH+ pOH = 14. La suma de ambos siempre dará como resultado 14

2) En una solución neutra, el pH y pOH son ambos iguales a 7

3) La adición de un acido hace que baje el pH y eleve el pOH

4) La adición de una base hace que baje el pOH pero eleva el pH

pOH>7=ácido pOH<7=básico

pH + pOH= 14

Ácidos y bases

- Según Arrhenius (1887): los ácidos son sustancias que liberan iones H+.

Las bases son sustancias que liberan iones OH-

Neutralización: ácido+base sal+H2O

- Según Brönsted y Lowry (1923): los ácidos son especies donantes de

protones (H+), Las bases son especies receptoras de protones (H+).

Los procesos de transformación de la materia entre estas dos especies: los

que implican transferencia de protones.

Ácidos y bases fuertes

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Entendemos como ácidos fuertes a aquellas moléculas capaces de hacer una

disociación total, lo cual se indica en una sola flecha. Puesto que la capacidad de

disociarse es muy alta, la concentración de hidronios resultantes es igual a la

concentración de ácido inicial.

Ahora bien entendemos como bases fuertes a aquellas bases capaces de

disociarse completamente, hablamos de las bases como el NaOH, KOH, LiOH,

Ca (OH) 2. Por ejemplo la solución del KOH consta de los iones +K y –OH.

Ácidos y bases débiles

Entendemos como Ácido débil: aquel que se disocia parcialmente.. Esto quiere

decir que en el sistema se están disociando los reactantes para formar productos,

mientras que simultáneamente los productos se asocian para formar los

reactantes. Este proceso se representa con doble flecha, puesto que es un

proceso de transformación reversible.

De igual manera la Base Débil: El proceso de disociación de las bases débiles se

representa con doble flecha, puesto que es un proceso de transformación de la

materia reversible.

Ecuación de Hendersson- Hasselbalch

‘’la naturaleza logarítmica de la ecuación de Hendersson- Hasselbalch indica que

cambios pequeños en el pH pueden producir cambios grandes en las

concentraciones relativas de HA y –A. ’’ [2]

Por tal motivo es sumamente importante que haya DISOLUCIONES BUFFER O AMORTIGUADORAS, con el fin de que se busque resistir cambios bruscos en su PH cuando se le agreguen cantidades pequeñas de ácido o de base. Un sistema Buffer es una disolución que consiste de la mezcla de una disolución de un ácido débil (dador de protones) y una disolución de su base conjugada (aceptor de protones). En la mayoría de los organismos vivos, los buffers tienen la habilidad de prevenir cambios grandes de pH para proteger las propiedades biológicas de estos.

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El plasma sanguíneo es una disolución Buffer altamente efectiva, diseñada idealmente para mantener el rango d e PH de la sangre en 0,1 unidades de PH, de 7,35 a 7,45.