El documento describe las teorías de ácidos y bases de Arrhenius, Brønsted-Lowry, y Lewis. También explica conceptos como el pH, amortiguadores, y curvas de titulación. Las teorías definen ácidos como donantes de protones y bases como aceptores de protones. Los amortiguadores mantienen estable el pH mediante la mezcla de un ácido débil y su base conjugada.

1. UNIDAD 3
AGUA, PH Y
AMORTIGUADORES

2. Molécula triangular, átomos de H que comparten un electrón con un átomo de
O.
Comparten electrones de forma desigual (dipolos)
H – Carga positiva parcial
O – Carga negativa parcial
electronegativo

3. -
+
-
+
-
-
+
+
+ +
Puente de Hidrógeno – Dado por la atracción del O hacia los H de otras moléculas de agua.
Átomo –e y un H.
El agua forma puentes de H con los
Solutos polares.

5. Puentes de hidrógeno con
solutos polares Alcoholes, aldehídos, cetonas, NH,
Solubles en el agua

6. El agua es un disolvente polar (disuelve moléculas cargadas o
polares).
Compuestos hidrofílicos
Cloroformo o benceno (disolvente apolar) – hidrofóbicos – lípidos y
ceras
Agua disuelve sales, mediante la hidratación y la estabilización de
iones.
Grupos carboxilos COO-, aminas protonadas NH3 disolviendolos
remplazando puentes de hidrógeno soluto – soluto a soluto – agua.

10. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino
acere.

11. En el siglo XVII, Robert Boyle
denomina a las sustancias como
ácidos o bases

12. 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede
disolver muchos compuestos al separarlos en sus iones individuales.
Teoría de la disociación electrolítica iónica
Arrhenius sugirió que los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y
pueden disolverse en el agua para soltar iones de hidrógeno a la solución. Por
ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl) se disuelve en el agua de la siguiente
manera:
H2O
HCl H+(aq) + Cl-(aq)

13. Arrhenius definió las bases como sustancias que se disuelven en el
agua para soltar iones de hidróxido (OH-) a la solución. Por ejemplo,
una base típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el
hidróxido de sodio (NaOH):
H2O
NaOH Na+(aq) + OH-(aq)

14. La teoría de Arrhenius explica:
-Por qué todos los ácidos y bases tienen propiedades similares.
-Por que todos los ácidos sueltan H+ a la solución (y todas las
bases sueltan OH-).
- La neutralización, que una base puede debilitar un ácido, y
viceversa.

15. La Neutralización: De acuerdo a lo mencionado, los ácidos
liberan H+ en la solución y las bases liberan OH-, produciéndose
H2O.
La reacción neutralizante de un ácido con una base entonces,
siempre producirá agua y sal, tal como se muestra abajo:
Ácido Base Agua Sal
HCl + NaOH H2O + NaCl
HBr + KOH H2O + KBr

16. La definición de Arrhenius no explica por qué
algunas sustancias como el carbonato de sodio
común (NaCO3) puede actuar como una base, a
pesar de que no contenga iones de hidroxilo.

17. En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y el inglés
Thomas Lowry redefinieron la teoría de Arrhenius.
Brønsted-Lowry definen los ácidos como cualquier
sustancia que pueda donar un ión de hidrógeno; es decir, los
ácidos son comúnmente referidos como donantes de protones
porque un ión- hidrógeno H+ (que carece de su electrón) es
simplemente un protón.

18. La base de Brønsted es definida como cualquier
substancia que puede aceptar un ión de hidrógeno.
Esencialmente, la base es el opuesto de un ácido. El
NaOH y el KOH, tal como vimos anteriormente, seguirían
siendo consideradas bases porque pueden aceptar un H+
de un ácido para formar agua.

19. Sin embargo, la definición de Brønsted-Lowry también explica por
que las substancias que no contienen OH- pueden actuar como
bases. El carbonato de sodio (NaCO3), por ejemplo, actúa como
una base al aceptar un ión de hidrógeno de un ácido :
Ácido Base Sal
HCl + NaHCO3 H2CO3 + NaCl

20. Ácidos y Bases (teoría de Bronsted-Lowry)
Ácido: especie química que tiende a ceder protones.
Base: especie química que tiende a aceptar protones.
AH A- + H+
B + H+
BH
Reacción ácido-base es la eliminación de un ión H del ácido y su adición a la base.
Produciendo una base conjugada. Por el contrario la recepción de un protón por una base
produce un ácido conjugado.

21. Ác. Clorhídrico HCl Cl-
Ác. Fórmico H-COOH H-COO-
Ác. Acético CH3-COOH CH3-COO-
Ác. Carbónico:
Disociación 1 H2CO3 HCO3
-
Disociación 2 HCO3
- CO3
2-
Ác. Fosfórico:
Disociación 1 H3PO4 H2PO4
-
Disociación 2 H2PO4
- HPO4
2-
Disociación 3 HPO4
2- PO4
3-
Amoníaco NH4
+ NH3
Metilamina CH3NH3
+ CH3NH2
Ácido
Base
conjugada

22. El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una
nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se requería la
presencia de hidrógeno en el ácido.
En ella se establece que los ácidos son receptores de uno
o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o
varios pares de electrones.

23. Ácidos y Bases (teoría de Lewis)
Bases: grupos moleculares con pares
electrónicos libres (nucleófilos)
Ácidos: grupos moleculares con afinidad
hacia pares electrónicos libres (electrófilos)

24. pH (potencial de hidrógeno)
 Logaritmo de la concentración de hidrogeniones
presentes en determinadas sustancias.
 Medida de acidez o alcalinidad en una disolución.
Indica la concentración de iones hidronio H3O+
presentes.
 Lo opuesto en base al logaritmo de 10 de la actividad
de los iones hidrógeno. Logaritmo negativo de base de
10 de la actividad de iones hidrógeno.
pH = -log10 (H+)

26. El valor del pH se puede medir con un potenciómetro (pH-metro).
Mide la diferencia de potencial entre 2 electrodos – referencia – vidrio
sensible a iones H.
Papel de litmus o tornasol

27. Solución buffer – tampón químico
 Es una solución amortiguadora. Mezcla en
concentraciones relativas de un ácido débil y su base
conjugada.
 Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una
disolución, frente a la adición de cantidades pequeñas
de ácidos o bases fuertes.

29. Los organismos poseen 3 mecanismos para mantener un
pH a valores compatibles con la vida:
1. Amortiguadores, regulación pulmonar CO2 y
reabsorción excresión renal.
 Las acciones enzimáticas y transformaciones químicas en la
célula se realizan en estrictos márgenes de pH.
 Los sistemas encargados de evitar variaciones del valor del pH
son los amortiguadores

30. Ecuación de Henderson-Hasselbach
 pK – Constante de disociación de un ácido
 El valor del pH de una solución amortiguadora en el
que el ácido y la base se encuentran en
concentraciones equimoleculares o al 50% cada una.

31. Tampones amortiguadores fisiológicos
 Sistemas encargados de mantener el pH de los medios
biológicos dentro de los valores compatibles con la
vida, permitiendo la realización de funciones
bioquímicas y fisiológicas celulares.
 Orgánicos e inorgánicos

32.  Aminoácidos a nivel tisular – tampón al aceptar o
donar iones H.
 Hemoglobina (sangre)
Eficiente por el cambio de pK al pasar de un estado
oxidado a reducido

33. Saliva
 Ácido Carbónico/Bicarbonato
 H+ + HCO3 -> H2CO3 -> CO2 + H2O
 Sistema fosfato (citoplasma)
Por la cantidad de fosfatos es más fácil que estos actúen
como depósitos grandes de H.
H2PO4  H+ + HPO4
 Proteínas – sustancias alcalinas como la Arginina

34. Curva de titulación
 Procedimiento analítico cuyo objetivo es determinar la
concentración de un analíto con propiedades ácidas o
básicas, utilizando una disolución valorada, mediante
una reacción de neutralización.

35.  Representación gráfica de la variación del pH durante
el transcurso de una valoración.