qwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmrtyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklzxcvbnmqwertyuiopasdfghjklz

Núcleo Temático 5

Equilibrio Ácido Base

11/06/2010

Profa. Anara González Carías(2da versión adaptada al semestre I-2010)

[Escribir texto] Página 1

Núcleo Temático 5. Equilibrio Ácido BaseCompetencias a desarrollar por el estudiante: Aplica las teorías de ácidos y bases de acuerdo a los conceptos de: Arrhenius,

Bronsted – Lowry y Lewis. Aplica el equilibrio ácido base en sistemas homogéneos y en medio acuosos. Aplica las propiedades de las disoluciones amortiguadoras

Subnúcleos Temáticos

Equilibrio ácido baseo Conceptos de ácidos y baseso Teorías de ácidos y bases

- Arrhenius- Brönsted – Lowry- Lewis

o Autoionización del agua: pH, pOH, pKwo Ionización de ácidos débiles monopróticos, neutros e iónicos:

- Ka, pKa- Grado de ionización- Fuerza ácida relativa

o Ionización de bases débiles monopróticas, neutras e iónicas:- Kb, pKb- Grado de ionización- Fuerza básica relativa

o Ionización de ácidos y bases débiles polipróticas, neutras e iónicas:- Constante de ionización- Grado de ionización- Fuerza ácida y básica relativa

o Soluciones amortiguadoras.o Reguladores fisiológicos.

CONCEPTOS DE ÁCIDOS Y BASES

La primera definición que se dio sobre ácidos y bases se basaba en sus propiedades físicas. Se decía que los ácidos eran sustancias que al disolverse en agua producían soluciones de sabor agrio, que disolvían ciertos metales y que cambiaban el papel tornasol de azul a rosa. Por otro lado se identificaban las bases por su sabor amargo al disolverse en agua, su consistencia jabonosa y que cambian el papel tornasol de rosa a azul.

ÁcidosLos ácidos tienen sabor agrio por ejemplo el vinagre debe su sabor al ácido y otros frutos cítricos

BasesLas bases tienen sabor amargoLas bases se sienten jabonosas al tacto. Por ejemplo los jabones en

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 2

contienen ácido cítrico.Los ácidos producen cambios de color en los pigmentos vegetales, por ejemplo cambian el color del tornasol azul a rojo.Los ácidos reaccionan con ciertos metales como el Zn, Fe y el Mg, produciendo hidrógeno.

general tienen basesLas bases producen cambios de color en los pigmentos vegetales, por ejemplo cambian el color del tornasol de rojo a azulLas disoluciones acuosas de las bases conducen la electricidad

TEORÍAS DE ÁCIDOS Y BASES

Arrhenius Bronsted-Lowry Lewis

Ácido

Sustancia que disuelta en agua da cationes de

hidrógeno:anión + H+

Es un donador de protones, dado que dona

un protón, H+

Sustancia capaz de aceptar y compartir un par de

electrones

Base

Sustancia que disuelta en agua da aniones de

oxidrilo:catión + OH-

Es un receptor de protones, H+

Sustancia capaz de donar y compartir un par de

electrones

EJEMPLOS

Arrhenius H2O HCl (g) ¾®H+ (ac) + Cl- (ac)

H2O NaOH(s) ¾® OH- (ac) + Na+ (ac)

Bronsted-Lowry

HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)ácido base ácido conjugado base

conjugada

NH3(ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac)

base ácido ácido conjugado base conjugada

Existe una relación entre las fuerzas de un par conjugado determinado, en general, mientras más fuerte es el ácido más débil será su base conjugada, mientras más fuerte sea la base más débil será su ácido conjugado.

Lewis

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 3

CO2(ac) + H2O (l) H2CO3 (ac)Ácido

electrófiloBase

nucleófilo

AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA: pH, pOH, pKw

El agua es un electrolito extremadamente débil y está muy poco disociado en sus iones. La autoionización del agua se puede representar mediante la siguiente reacción:

H2O H+ + OH –

H2O + H2O H3O+ + OH –

La expresión de la constante de equilibrio para esta reacción se la puede expresar como:

Considerando que la densidad del agua es 1 g/cm3: la concentración del agua es un valor constante de 55,5 mol/l, Así la constante de ionización del agua o producto iónico del agua (Kw) es:

Kw = [H+] [OH-] = 1x10-14 (t = 25 º C)

De acuerdo con la teoría clásica de la ionización electrolítica desarrollada por Arrenhius, los electrolitos disueltos en agua, se disocian directamente en partículas cargadas (positivas y negativas) llamadas iones. Para Química Analítica , son de gran interés aquellos electrolitos cuyos iones provocan que la disolución sea ácida ó básica.

Cuando la concentración de iones hidronios y de oxhidrilos es la misma, la solución es neutra.

[H3O+] = [OH-] = 1x10-7

Cuando se añade un ácido al agua pura (neutra) aumenta concentración de iones hidronios, y ello da lugar a soluciones ácidas.

 [H3O+] > [OH-]

Cuando se añade una base al agua pura (neutra) aumenta la concentración de oxhidrilos, y ello da origen a soluciones básicas.

[H3O+] < [OH-]

Sustancias como el agua, que pueden actuar como ácido o como base, se denominan anfipróticas o anfóteras: por ejemplo HCO3

-, HS-, NH3

Concepto “p”: pH, pOH y pKComo el uso de números tales como 1x10-7 y 1x10-32, es engorrosa e incómoda, la acidez o

alcalinidad de una solución se expresa comúnmente en una escala logarítmica por medio de lo que se llama pH.

El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones o cationes hidrógeno [H+] presentes en determinada sustancia. El término significa potencial de hidrógeno. Este fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno.

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 4

Esto es:pH = - log [H+] ó pH = - log [H3O+]

Las soluciones ácidas y básicas, a 25ºC pueden identificarse por sus valores de pH: Ácidas: [H+] > 1x10-7M => pH < 7,0 Neutras: [H+] = 1x10-7M => pH = 7,0 Básicas: [H+] < 1x10-7M => pH > 7,0

Con el - log [OH-] se puede obtener el pOH, análogo al pH. Así el pOH se define como:pOH= - log[OH-]

Por lo tanto,log Kw = log [H+] + log [OH–]–14 = log [H+] + log [OH–]14 = –log [H+] – log [OH–]

pH + pOH = 14

ÁCIDOS Y BASES FUERTES

Los ácidos fuertes son los que se ionizan por completo en agua. En solución diluida , una molécula de un ácido fuerte dona su protón o protones para formar iones hidronio.

HCl + H2O Cl - + H3O+

Ácido Base Base conjugada

Ácido conjugado

Las bases fuertes son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en agua. Los hidróxidos de los metales alcalinos y los de algunos metales alcalinotérreos son bases fuertes.

H2ONaOH Na + + -OH

ÁCIDOS Y BASES DÉBILES

Según las disociaciones que presente, el ácido puede clasificarse como monoprótico, diprótico o poliprótico, de la misma forma se clasifican las bases.

Ácidos débiles monopróticos:La mayoría de los ácidos son débiles, y por lo tanto, se ionizan sólo en forma limitada en el agua. En el equilibrio, las disoluciones acuosas de los ácidos débiles contienen una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones H3O+ y la base conjugada.

Consideremos un ácido monoprótico débil, HA. Su ionización en agua es:

HA + H2O H3O+ + A-

Ácido Base Ácido conjugado

Base conjugada

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 5

La expresión del equilibrio para esta ionización es:

Donde Ka se denomina constante de ionización ácida o constante de equilibrio para la ionización de un ácido.

TEN PRESENTE QUE: Cuanto mayor sea Ka, el ácido será más fuerte, es decir, mayor concentración de iones H+ en el equilibrio debido a su ionización. Sólo los

ácidos débiles tienen valores de Ka asociados a ellos.

Bases Débiles monopróticas:Al igual que los ácidos débiles, las bases débiles también son electrolitos débiles. El amoniaco es una base débil. En agua se ioniza de forma limitada.

NH3 + H2O NH4+ + -OH

base ácido Ácido conjugado

Base conjugada

La constante de equilibrio está dada por:

La constante Kb se denomina constante de ionización básica. Cuanto mayor sea Kb, la base será más fuerte.

Con frecuencia se emplea el pKa o pKb, para definir la fuerza de un ácido o una base. Por ejemplo, un ácido cuya constante de ionización sea 1x10-5, tiene un pK=5. De igual forma, si el Kb es la constante de disociación de una base:

pKb = - log Kb

GRADO DE IONIZACIÓN

Como se ha visto, la magnitud de Ka indica la fuerza de un ácido. Otra forma de medir la fuerza de un ácido es mediante su porcentaje de ionización, que se define como:

Cuanto más fuerte es un ácido, mayor será su porcentaje de ionización. Para un ácido monoprótico HA, la concentración del ácido que se ioniza es igual a la concentración de iones H+ o a la concentración de iones A- en el equilibrio. Por lo tanto, se puede escribir el porcentaje de ionización como:

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 6

ÁCIDOS DIPRÓTICOS Y POLIPRÓTICOS

El tratamiento de los ácidos dipróticos y polipróticos es más complicado que el de los ácidos monopróticos porque estas sustancias pueden ceder más de un ión hidrógeno por molécula.

Estos ácidos se ionizan por etapas, es decir, pierden un protón cada vez. Se puede escribir una expresión de la constante de ionización para cada etapa de ionización. Como consecuencia, a menudo deben utilizarse dos o más expresiones de la constante de equilibrio para calcular las concentraciones de las especies en disolución del ácido.

Por ejemplo para el ácido carbónico, H2CO3, se escribe

H2CO3 (ac) H+ (ac) + CO3- (ac)

HCO3-(ac) H+ (ac) + CO3

= (ac)

Tenga presente que la base conjugada de la primera etapa de la ionización se convierte en el ácido de la segunda etapa de ionización.

Para un ácido en particular, la primera constante de ionización es mucho mayor que la segunda, y así sucesivamente. Esta tendencia es lógica ya que es más sencillo quitar un ión H +

de una molécula neutra que quitar otro H+ de un ión cargado negativamente derivado de la misma molécula.

Tabla Nº1. Ácidos y Bases fuertes usuales en disolución acuosa

Ácidos fuertes Bases FuertesHCl (ácido clorhídrico) KOH (hidróxido de sodio)HBr (ácido bromhídrico) LiOH ( hidróxido de litio)HI (ácido iohídrico) NaOH (hidróxido de sodio)HNO3 (ácido nítrico) Ba(OH)2 (hidróxido de bario)HClO4 (ácido perclórico)H2SO4 (ácido sulfúrico)

Tabla Nº2. Algunos Ácidos y Bases débiles más comunes en disolución acuosaÁcidos débiles Bases DébilesCH3COOH (ácido acético) NH3 (amoniaco)

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 7

C6H5COOH (ácido benzóico) C6H5NH2 (anilina)HIO3 (ácido iódico) C2H5NH2 (etilamina)H2SO3 (ácido sulfuroso) C5H5N (piridina)H3PO4 (ácido fosfórico) CO(NH2)2 (urea)HCN (ácido cianhídrico) Y todas las bases conjugadas de los ácidos

débiles monopróticos.HF (ácido fluorhídrico)HCOOH (ácido fórmico)HNO2 (ácido nitroso)H2CO3 (ácido carbónico)C2H5COOH (ácido propinóico)

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Amortiguadores o también disoluciones amortiguadoras, o sistemas tampón o buffers, son aquellas disoluciones cuya concentración de hidronios apenas varía al añadir ácidos o bases fuertes.

El objeto de su empleo, tanto en técnicas de laboratorio como en la finalidad funcional del plasma, es precisamente impedir o amortiguar las variaciones de pH y, por eso, suele decirse que sirven para mantener constante el pH.

Los amortiguadores más sencillos están formados por mezclas binarias de un ácido débil y una sal del mismo ácido con base fuerte, por ejemplo, una mezcla de ácido acético y acetato de sodio; o bien una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte, por ejemplo, amoníaco y cloruro de amonio.

La aplicación más importante de esta teoría de los amortiguadores es, para los fisiólogos, el estudio de la regulación del equilibrio ácido-base. Para dar una idea de la importancia de los amortiguadores de la sangre, recordemos que la concentración de hidrogeniones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuando se añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera, y crece paralelamente a la cantidad de ácido añadido. No ocurre así en la sangre, que admite cantidades del mismo ácido, notablemente mayores, sin que la concentración de hidrogeniones aumente de una manera apreciable.

MECANISMO DE LA ACCIÓN AMORTIGUADORA

Un buffer o tampón es una mezcla de un ácido débil y una base débil la cual se puede obtener mezclando:

a) un ácido débil con una de sus sales. “tampón ácido”, puesto que el anión del ácido es una base débil.

b) También se puede preparar la solución tampón mezclando una base débil con una de sus sales “tampón básico”.

El ácido débil reacciona con cualquier cantidad de –OH agregado, mientras que el papel de la base débil es consumir el H+ que pueda haberse introducido. Esto impide que se perturbe en mayor grado el equilibrio H2O H+ + OH- y del cual depende el pH de la solución.

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 8

Por ejemplo si se tiene la siguiente reacción para un tampón ácido:

HA H+ + A-

La estabilización del pH por acción de una solución tampón se puede explicar al despejar [H+]

=> =

Esta es la ecuación que se usa para cualquier tampón ácido. Puesto que Ka es una valor constante, se deduce que [H+] depende totalmente de la razón de la concentración del ácido, HA, a la concentración de la base, A-. Una vez establecida la razón, se puede determinar el pH de la solución.

Para un tampón básico, por ejemplo, NH3 (amoniaco) y NH4Cl, (cloruro de amonio) la expresión es semejante, el amoniaco es la base débil y el cloruro de amonio es su sal.

NH3 + H2O NH4+ + -OH

base ácido Ácido conjugado Base conjugada

=> =

Además el pH de una solución amortiguadora se puede conocer mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch cuando en una disolución están disueltos dos solutos que contienen el mismo ión (catión o anión) denominado ión común.

Por ejemplo, consideremos el pH de una disolución que contiene un ácido débil, HA y una sal soluble del ácido, por ejemplo, NaA.

Se comienza por escribir:

HA (ac) H2O (l) H3O+ (ac) + A-(ac)

O simplemente:HA H+ + A-

La constante de ionización Ka, está dada por:

Se reordena la ecuación en función de la concentración del ión hidrógeno y se obtiene:

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 9

Al tomar el logaritmo negativo de ambos lados de la ecuación, se tiene:

O

Así que

Ecuación de Henderson Hasselbalch

La forma más general de esta ecuación es:

REGULADORES FISIOLÓGICOS

La concentración de protones es una de las constantes del medio interno que se mantiene dentro de límites muy estrechos, porque los cambios del pH provocan graves trastornos en el metabolismo. Para controlar el equilibrio ácido-base del medio interno, los seres vivos disponen de un conjunto de sistemas amortiguadores: los amortiguadores fisiológicos.

Podemos clasificar los amortiguadores fisiológicos en dos grupos: los inorgánicos y los orgánicos. Entre los amortiguadores inorgánicos más importantes están el sistema fosfato monoácido/diácido, el sistema ácido carbónico/bicarbonato, amoníaco y sales amónicas.

Entre los amortiguadores orgánicos más importantes se encuentran los aminoácidos y proteínas y el sistema hemoglobina reducida/oxihemoglobinato.

LECTURA Nº1. ANTIÁCIDOS Y EL BALANCE DEL pH EN EL ESTÓMAGO

Un adulto promedio produce entre 2 y 3L de jugo gástrico. El jugo gástrico es un fluido digestivo delgado y ácido, secretado por las glándulas de la membrana mucosa que envuelve al

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 10

estomago. El pH del jugo gástrico es aproximadamente de 1.5, que corresponde a una concentración de ácido clorhídrico de 0.03M, ¡una concentración tan alta como para disolver zinc metálico!

El propósito de un medio tan ácido dentro del estómago es digerir los alimentos y activar ciertas enzimas digestivas. Al comer se estimula la secreción de iones H+. Una pequeña fracción de estos iones se reabsorbe por la mucosa, lo que provoca diminutas hemorragias. Sin embargo, si el contenido de ácido es demasiado alto, la afluencia constante de los iones H+ a través de la membrana de regreso al plasma sanguíneo puede causar contracción muscular, dolor, hinchazón, inflamación y sangrado.

Con un antiácido se reduce temporalmente la concentración de los iones H+ en el estómago. La función principal de los antiácidos es neutralizar el exceso de HCl en el jugo gástrico. Las reacciones por medio de las cuales se neutraliza el ácido estomacal son las siguientes:

NaHCO3(ac) + HCl(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) + CO2(g)

    CaCO3(s) + 2HCl(ac) →CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g)

Mg(OH)2(s) + 2HCl(ac) →MgCl2(ac) + 2H2O(l)

  La mucosa del estómago también se daña por la acción de la aspirina, cuyo nombre químico es ácido acetilsalicílico. La aspirina es un ácido moderadamente débil.

En presencia de una gran de iones H+ en el estómago, este ácido permanece casi sin ionizar. El ácido acetilsalicílico es una molécula relativamente no polar y, como tal, tiene la capacidad de penetrar las barreras de las membranas, que también están hechas de moléculas no polares. Sin embargo, dentro de la membrana hay muchas pequeñas cavidades de agua lo que puede ocasionar un sangrado.

Por cada tableta de aspirina que se toma, se pierden alrededor de 2mL de sangre, una cantidad que por lo general no se considera dañina. Sin embargo la acción de la aspirina puede desencadenar sangrados importantes en algunos individuos. Es interesante observar que la presencia de alcohol hace que el ácido acetilsalicílico sea todavía más soluble en la membrana y, por consiguiente, favorece el sangrado. Tomado de: CHANG, Raymond. Química Séptima edición. Ed. Mac Graw Hill

LECTURA Nº2. ¿CUÁL ES EL SISTEMA AMORTIGUADOR QUE USA LA SANGRE PARA MANTENER EL PH EN 7,35 APROXIMADAMENTE?

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 11

El sistema amortiguador que usa la sangre para mantener el pH en 7,35 aprox. es el sistema ácido carbónico-bicarbonato. El ácido carbónico, H2CO3, y el ión bicarbonato, HCO3

- son un par conjugado ácido-base. Además, el ácido carbónico se puede descomponer en dióxido de carbono y agua. Los equilibrios importantes de este sistema amortiguador son:

H+(ac) + HCO3-

(ac) ¾® H2CO3(ac) ¾® H2O(l) + CO2(g)

Los órganos principales que regulan el pH del sistema amortiguador ácido carbónico-bicarbonato son los pulmones y los riñones. Ciertos receptores cerebrales son sensibles a la concentración de H+ y CO2 en los fluidos corporales. Cuando la concentración de CO2 sube, los receptores activan un reflejo para que la respiración sea más rápida y profunda, con lo que aumenta la rapidez de eliminación de CO2 de los pulmones. Los riñones sirven para absorber o liberar H+ y HCO3

- gran parte del exceso de ácido sale del cuerpo en la orina, cuyo pH normal es de 5.0 a 7.0.

ACTIVIDADES PROPUESTAS EN CLASES

1) La concentración de iones -OH en cierta disolución amoniacal para limpieza doméstica es 0,0025 mol/l. Calcule la concentración de los iones H+

2) La concentración de iones H+ en una botella de un vino de mesa fue de 3,2x10 -4 mol/l, inmediatamente después de haberla destapado. Sólo se consumió la mitad del vino. Se encontró que la otra mitad, después de haber permanecido expuesta al aire durante un mes, tuvo concentración de iones hidrógeno igual a 1,0x10-3 mol/l. Calcule el pH del vino en las dos ocasiones.

3) La concentración de iones OH- de una muestra sanguínea es 2,5x10-7 mol/l. ¿Cuál es el pH de la sangre?

4) Calcule el pH de a) una disolución 1,0x10-3 mol/l de HCl y b) una disolución 0,020 mol/l de Ba(OH)2

5) Calcule el pH de una disolución 0,50 mol/l de HF a 25°C. 6) Cuáles de los siguientes pares de sustancias son pares ácido-base conjugados, marque con

una equis (x) dentro del paréntesis la respuesta correctaPares conjugados Respuesta

(1) H3O+/-OH ( ) sólo el par 1(2) C6H5NH3

+/C6H5NH2 ( ) sólo el par 2(3) HNO3/NO3

- ( ) sólo el par 4(4) H3O+/H2O ( ) sólo los pares 2 y 3

( ) sólo los pares 2,3 y 4

7) El pH de una disolución 0,10 mol/l de ácido fórmico (HCOOH) es 2,39. ¿Cuál es la Ka del ácido?

8) ¿Cuál es el pH de una disolución 0,40 mol/l de amoniaco (NH3)

9) Complete el siguiente cuadro haciendo los cálculos correspondientes: Producto pH [H3O+] [-OH] pOH

Jugos gástricos 2,0 1x10-02

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 12

Bebidas carbonatadas

0,001Tomates 4,2

Orina humana 8,0Sal de frutas 5,6

Leche magnesia 3,16x10-04

Limpiadores de cañería

3,16x10-14

10) Calcule el pH de una disolución 0,036 mol/l de ácido nitroso (HNO2). ¿Cuál es su porcentaje de ionización?

11) El ácido oxálico (C2H2O4) es una sustancia venenosa que se utiliza sobre todo como agente blanqueador y limpiador. Calcule las concentraciones de todas las especies presentes en el equilibrio de una disolución 0,10 mol/l

12) ¿Cuáles de las siguientes disoluciones son sistemas reguladores? a) KH2PO4/H3PO4, b) NaClO4/HClO4, c) C5H5N/C5H5NHCl

13) Calcule el pH de una disolución que contiene CH3COOH 0,20 mol/l y CH3COONa 0,30 mol/l. ¿cuál sería el pH de la disolución de CH3COOH 0,20 mol/l si la sal no estuviera presente?

14) Calcular [H+] y el pH de una mezcla reguladora formada por 0,2 mol de ácido acético, CH3COOH y 0,4 mol de acetato de sodio, CH3COONa, disueltos en un litro de agua.

15) ¿Cuál es el pH de una solución 0,100 mol/l de ácido nitroso, HNO2 y 0,05 mol/l en nitrito de sodio, NaNO2? Ka = 4,5x10-4

16) ¿Cuál es el pH de una solución 0,030 mol/l de amoniaco, NH3 acuoso y 0,060 mol/l en nitrato de amonio, NH4NO3? Kb = 1,8x10-5

17) Usando ácido acético y acetato de sodio, ¿cómo prepararía una solución reguladora que tenga un pH de 5,0?

a) Calcule el pH de un sistema amortiguador que contiene CH3COOH 0,1 mol/l y CH3COONa 1,0 mol/l.

b) ¿Cuál es el pH del sistema amortiguador después de agregar 0,10 mol de HCl a 1,0 litro de disolución. Suponga que el volumen de la disolución no cambia con el HCl añadido.

18) Calcule el pH del sistema amortiguador formado por NH3 0,30 mol/l / NH4Cl 0,36 mol/l. ¿Cuál es el pH del sistema amortiguador después de añadir 20 ml de NaOH 0,050 mol/l a 80 ml de la disolución.

19) Describa como prepararía una disolución reguladora de fosfatos que tenga un pH aproximado de 7,40

20) ¿Cómo prepararía un litro de un sistema amortiguador de carbonatos de pH 10,10?. Se le proporciona ácido carbónico (H2CO3), hidrógeno carbonato de sodio (NaHCO3) y carbonato de sodio, (NaCO3)

ACTIVIDADES PROPUESTAS PARA EJERCITAR

1. Realice las lecturas correspondientes a los amortiguadores fisiológicos anexas al final de esta guía de estudio.

2. Existe dos grandes tipos de trastornos ácido-base. ¿Cuáles son?3. ¿Cómo ocurre la acidosis metabólica?4. ¿cúal es el cuadro clínico de la acidosis metabólica?5. ¿cómo ocurre la alcalosis metabólica?, ¿cuál es su cudro clínico?6. ¿Cómo ocurre la acidosis respiratoria?, ¿cuál es su cuadro clínico?7. ¿Cómo ocurre la alcalosis respiratoria?, ¿cuál es su cuadro clínico

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 13

8. Calcular [OH-] en una solución en donde [H+] es 5,0x10-4.R= 0,5x10-10 mol/l

9. ¿Cuál es la [H+] de una solución 0,001 mol/L, si el HCl está completamente ionizado de acuerdo con la ecuación HCl => H+ + Cl-. ¿Cuál es el pH?, Cuál es el pOH?, ¿Cuál es la [OH-]?

R= 0,001 mol/l; 3; 11; 1x10-11 mol/l10. ¿Cuál es el pH de una solución si [H+] es (a) 2x10-3; (b) 5x10-9; (c) 1x10-3 mol/L?

R= 2,70; 8,301; 311. Calcular el pH de las soluciones de NaOH con las concentraciones (a) 1,0 M, (b) 0,40

M; (c) 4,5x10-3 MR= 14; 13,60; 11,653

12. Calcular (a) la [OH-] y la [H+] en una disolución de amoníaco, NH3 0,020 M que está ionizada en un 4%; (b) el pH y el pOH.

13. R= 8x10-4 mol/l; 1,25x10-11 mol/l; 10,9; 3,1

14. (a) ¿Cuál es la concentración del ión hidrógeno, [H+], en una solución de pH 3,0? (b) ¿Cuál es la concentración del ión hidróxido, [OH-], en una solución de pH = 8,40?

R= 1x10-3 mol/l; 2,5x10-6 mol/l15. Calcular [H+]; [CH3COO-] y el pH de una solución de 0,2 M de ácido acético.

R= 1,9x10-3 mol/l; 2,7216. A 25°C una solución 0,001 mol/l de amoníaco, NH3, está ionizada en un 13%. Calcular

la concentración molar de las diferentes especies en equilibrio y la constante de ionización para el amoníaco.

R= NH4+ = OH- =13x10-5; NH3=0,00087mol/l ; Ka = 1,9x10-5

17. Una solución 0,2 mol/l de ácido propiónico, C2H5COOH, tiene una concentración de iones hidrógeno 1,7x10-3 mol/l. ¿Cuál es el valor de la constante Ka para el ácido propiónico?

R= 1,5x10-5

18. Calcular pH si la concentración de [H3O+] es :

a) 1 x 10-2 b)3,5 x 10-5 c)1 x 10-8 d) 0,5 x 10-3

19. ¿Qué valores tienen a) la concentración del H+ ; b) el pH ; c) la concentración de OH- y el pOH de una solución de HCl 0,001 mol/l?

20. ¿Cuáles son los valores de a) [H+] ; b) [OH-] ; c) pH y d) pOH de una solución de H2SO4 3 x 10-4 mol/l?

21. ¿Cuál es la concentración de H+ en una solución de HNO3 cuyo pH es 2.087?22. El ácido oxálico (C2H2O4) es una sustancia venenosa que se utiliza sobre todo como

agente blanqueador y limpiador. Calcule las concentraciones de todas las especies presentes en el equilibrio de una disolución 0,20 mol/l

23. ¿Cuáles de las siguientes disoluciones son sistemas reguladores? a) KF/HF, b) KBr/HBr, c) Na2CO3/NaHCO3

24. ¿Cuál es el pH de una disolución que contiene HCOOH 0,30 mol(l y HCOOK 0,52 mol/l?

25. Para la metilamina (CH3NH2) la constante de equilibrio es 4,4 x 10-4. Calcule las concentraciones de todas las especies presentes en el equilibrio de una disolución 0,036 mol/l.

26. Calcule el pH del sistema amortiguador formado por NH3 0,30 mol/l y NH4Cl 0,36 mol/l. ¿Cuál es el pH del sistema amortiguador después de añadir 10 ml de NaOH 0,050 mol/l a 120 ml de la disolución amortiguadora. Kb= 1,8 x 10-5 . Tenga presente que

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 14

debe escribir las ecuaciones de disociación e hidrólisis, indique paso a paso cada uno de los cálculos y ecuaciones utilizadas

REFERENCIAS

- Chang, R. (1999). Química. México: Mc Graw Hill. Sexta edición.- Garzón, G. (1997). Química General. Colombia: Mc Graw Hill. Segunda edición- Gillespie, R., Beltrán, A. (1988). Química. Editorial Reverte, S.A

- Jimenez, J., Macarulla, J. (1975). Fisicoquimica fisiológica. España: Interamericana. Cuarta edición.

-ANEXO 1. FORTALEZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS

Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada: y viceversa, cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada.

Tabla. 3. Fortaleza de las especies conjugadas

Fuer

za á

cida

cre

cien

te

Ácido Base conjugada

Fuerza básica creciente

Muy fuertes

H2SO4 HSO4-

Extremadamente débilesHCl Cl-

HNO3 NO3-

fuertesH3O+ H2O

Muy débilesHSO4

- SO2=

Medianamente fuertes

H3PO4 H2PO4-

DébilesCH3COOH CH3COO-

DébilesNH4

+ NH3 Medianamente fuertes

HCO3- CO3

=

Muy débilesHPO4

= PO4-3

FuertesH2O OH-

ANEXO 2. Tabla 4. Constantes de disociación de algunos ácidos en agua a 25ºCReacción de transferencia de protón Ka PKa

Ácido Base conjugada

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 15

Ácido perclórico HClO4 + H2O H3O+ + ClO4- Muy grande -

Ácido clorhídrico HCl + H2O H3O+ + Cl- Muy grande -Ácido sulfúrico H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4

- Muy grande -Ácido nítrico HNO3 + H2O H3O+ + NO3

- Muy grande -Ión hidrógeno H3O+ + H2O H3O+ + H2O 1,0 0,0

Ácido sulfuroso SO2 + 2H2O H3O+ + HSO3- 1,5x10-2 1,8

Ión hidrogenosulfato HSO4- + H2O H3O+ + SO4

= 1,2x10-2 1,9Ácido fosfórico H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4

- 7,5x10-3 2,1Ácido fluorhídrico HF + H2O H3O+ + F- 3x5x10-4 3,5

Ácido acético CH3CO2H + H2O H3O+ + CH3CO2- 1,8x10-5 4,7

Ácido carbónico CO2 + H2O H3O+ + HCO3- 4,3x10-7 6,4

Sulfuro de hidrógeno H2S + H2O H3O+ + HS- 9,1x10-8 7,0Ión dihidrógenofosfato H2PO4

- + H2O H3O+ + HPO4= 6,2x10-8 7,2

Ácido hipocloroso HOCl + H2O H3O+ + OCl- 3,1x10-8 7,5Ión amonio NH4

+ + H2O H3O+ + NH3 5,6x10-10 9,3Ácido cianhídrico HCN + H2O H3O+ + CN- 4,9x10-10 9,3

Ión hidrogenofosfato HPO4= + H2O H3O+ + PO4

-3 2,1x10-13 12,4agua H2O + H2O H3O+ + OH- 1,8x10-16 15,8

Acido Conjugado Base

ANEXO 3. Tabla Nº5. Algunos valores comunes del pH

Sustancia/Disolución pH Sustancia/Disolución pH

Disolución de HCl (1 mol/l)

0,0 Leche 6,5

Jugo gástrico 1,5 Agua pura 7,0Jugo de limón 2,4 Saliva humana 6,5 a 7,4Refresco de cola 2,5 Sangre 7,35 a 7,45Vinagre 2,9 Agua de mar 8,0Jugo de naranja o manzana

3,0 Jabón de manos 9,0 a 10,0

Cerveza 4,5 Amoníaco 11,5Café 5,0 Hipoclorito de sodio 12,5Té 5,5 Hidróxido sódico 13,5 a 14

Lluvia ácida < 5,6 Saliva (pacientes con cáncer)

4,5 a 5,7

Orina 5,5-6,5

Recopilado por Profa. A. González CaríasAño 2010 Página 16