1. Facultad de Medicina y Ciencias de la Salud
Carrera de Medicina
BIOQUÍMICA
2012
Profesora Bqca. Marcela Trapé 1
2. BrØnsted-Lowry
Ácido H+ a otra sustancia.
Base H+
HCl(g) + H2O(l) H+(ac) + Cl-(ac)
Cloruro de hidrógeno
También se aplica a reacciones que no ocurren en
disolución acuosa.
HCl(g) + NH3(g) NH4+ + Cl-
Cloruro de hidrógeno amoníaco
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3. Sustancias capaces de actuar como ácido en una
reacción y como base en otra.
Ej. H2O
HCl(g) + H2O(l) H+(ac) + Cl-(ac)
Cloruro de hidrógeno
NH3(g) + H2O(l) NH4+ (ac) + OH- (ac)
Amoníaco
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4. Extracción de H+
HNO2 (ac) + H2O (l) NO2-(ac) + H+(ac)
Ácido Base Base conjugada Ácido conjugado
Adición de H+
Adición de H+
NH3(ac) + H2O(l) NH4+ (ac) + OH- (ac)
Base Ácido Ácido conjugado Base conjugada
Extracción de H+
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5. Fuerza de un ácido: capacidad para donar H+.
ácido
Fuerza de una base: capacidad para aceptar H+.
base
Relación inversa entre las fuerzas de los
pares conjugados
Cuanto más fuerte es el ácido, tanto más débil es
ácido
su base conjugada.
conjugada
Cuanto más fuerte es la base, tanto más débil es
base
su ácido conjugado.
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6. Ácidos fuertes
Ácidos débiles
Sustancias con acidez despreciable
En toda reacción ácido-base la
posición del equilibrio favorece
la transferencia del protón a la base
más fuerte.
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7. Capacidad para actuar como ácido o como base
de BrØsnted, según la ocasión.
En presencia de un ácido, el H2O actúa como receptor de
ácido
H+
HCl(g) + H2O(l) H3O+(ac) + Cl-(ac)
Cloruro de hidrógeno
En presencia de una base, el H2O actúa como dador de H+.
base
NH3(g) + H2O(l) NH4+ (ac) + OH- (ac)
Autodisociación del agua:
H2O(l) + H2O(l) OH- (ac) + H3O+ (ac)
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8. Ionización del H2O
H2O(l) H+(ac) + OH-(ac)
K´eq = a 25ºC 1,8 x 10-16 M
K´eq . [H2O] = [H+] x [OH-]; [H2O]= 55,5 M
A 25 ºC, KW= [H+] x [OH-]= 1,0 x 10-14 M
Aplicable al H2O pura
[H+] = [OH-] : disolución neutra
[H+] > [OH-] : disolución ácida
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9. pH
Dado que [H+] <<<0 se expresa como:
pH = log 1/ [H+] pH = - log [H+]
Para una disolución neutra a 25 ºC:
[H+] = 0,0000001 M = 1,0 x 10-7 M
entonces pH= - log [H+] = - log (1,0 x 10-7) = -(-7,00) =
7,00
pH = 7,00 (disolución neutra a 25 ºC)
Si se agrega ácido a esta disolución ⇒ disolución ácida
25 ºC:
[H+] > 1,0 x 10-7 M ⇒ pH < 7,00
El pH a medida que [H+]
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10. pH
Disolución básica a 25 ºC en la que [H+] > 1,0 x 10-7 M
Ej. Para calcular el pH
si [OH-] = 0,002 M = 2,0 x 10-3 M
A 25 ºC, KW= [H+] [OH-] = 1,0 x 10-14
[H+] = 1,0 x 10-14 = 1,0 x 10-14 = 5,0 x 10-12 M
[OH-] 2,0 x 10-3
pH= - log [H+] = - log (5,0 x 10-12 ) = 11,30
Entonces, para una disolución básica a 25 ºC, pH >7,00
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11. Tipo de [H+] (M) [OH-] (M) Valor de
disolución pH
Ácida > 1,0 x 10-7 < 1,0 x 10-7 < 7,00
Neutra 1,0 x 10-7 1,0 x 10-7 = 7,00
Básica < 1,0 x 10-7 > 1,0 x 10-7 > 7,00
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12. [OH-] también puede expresarse como:
pOH= - log [OH-]
A 25 ºC, [H3O+] [OH-] = [H+] [OH-] = KW= 1,0 x 10-14
Tomando el logaritmo negativo de ambos lados de la
ecuación:
- log [H+] + (- log [OH-]) = - log KW
pH + pOH= 14 (a 25 ºC)
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13. Medición del pH:
pH metro
Indicador ácido-base
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14. Sonelectrolitos fuertes que existen en disolución
acuosa exclusivamente como iones.
iones
Ácidos fuertes más comunes
6 ácidos monopróticos: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3 y
HClO4
1 ácido diprótico: H2SO4
Bases fuertes solubles más comunes
Hidróxidos: NaOH, KOH, Ca(OH)2.
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15. Son la mayor parte de las sustancias ácidas y se
hallan disociados parcialmente en disolución
acuosa.
Constante de equilibrio de la disociación de un
ácido,
Ka : constante de disociación ácida
La magnitud de Ka indica la tendencia del ácido a
ionizarse: cuanto más grande es el valor de Ka,
tanto más fuerte es el ácido.
ácido
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16. Para un ácido débil, conociendo Ka y [HA]inicial,
débil
[H+]= √Ka. [HA] (M)
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17. Ej. ác. sulfuroso
H2SO3 (ac) H+ (ac) + HSO3- (ac) Ka1=1,7 X
10-2
HSO3- (ac) H+ (ac) + SO32- (ac) Ka2=6,4 X
10-8
Sonácidos que tienen más de un átomo de
H disociable. Se disocian en etapas
sucesivas.
Siempre es más fácil extraer el primer H+
del ác. poliprótico que el segundo.
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18. Reaccionan con el H2O extrayendo protones del H2O.
Kb : constante de disociación básica
• Para una base débil, conociendo Kb y
[OH]-1 inicial,
[OH]= √Kb. [OH]-1 (M)
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19. Define la relación entre el pH de una disolución y las
concentraciones de un ácido y una base conjugada.
conjugada
Ácido base conjugada + H+
Ka= [base conjugada] [H+]
[Ácido]
Aplicando log a ambos miembros,
log Ka= log [H+] + log [base conjugada]
[Ácido]
- log [H+] = - log Ka + log [base conjugada]
[Ácido]
pH= pKa + log [base conjugada]
[Ácido]
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20. Consiste en una mezcla de un ácido débil y su base
conjugada.
Tiende a resistir los cambios bruscos de pH cuando
se agregan pequeñas o moderadas cantidades de un
ácido o de una base fuerte. Ej. Sangre humana con
pH ≅ 7,4
pH= pKa + log [base conjugada]
[Ácido]
pH= pKa ± 1
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21. pH 7,35-7,45.
Muerte a pH < 6,8 o pH > 7,8.
pH < 7,35: acidosis; pH > 7,45: alcalosis
Principal sistema amortiguador:
Sistema ácido carbónico-bicarbonato
H+ (ac) + HCO3- (ac) H2CO3 (ac) H2O(l) + CO2 (g)
Hemoglobina:
HbH+ + O2 HbO2 + H+
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22. DevlinTM, coordinador. Capítulo 1:
Estructura celular eucariótica. Págs. 6-14. En:
Bioquímica. Libro de texto con aplicaciones
clínicas. 4° Ed. Barcelona: Reverté; 2004.
Brown TL, LeMay HE, Bursten BE, Burdge JR.
Capítulo 16: Equilibrios ácido-base. Págs.
613-659. Capítulo 17: Aspectos adicionales de
los equilibrios acuosos. Págs. 661-701. En:
Química. La Ciencia Central. 9º Ed. Pearson
Educación; 2004.
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