El documento explica los conceptos fundamentales de los electrolitos, la ionización del agua, las teorías de Arrhenius y Brønsted-Lowry sobre ácidos y bases, y las propiedades de los ácidos débiles y fuertes. También describe los buffers y cómo mantienen el pH constante al agregar pequeñas cantidades de ácido o base.

2. Electrolitos Ionización – ganancia o pérdida de un electrón. Genera un átomo o compuesto con carga neta. Moléculas con capacidad de disociarse y formar iones (electrolitos) ¿Por qué los electrolitros son solubles en agua? Debido a la naturaleza polaridad del agua, el oxígeno de las moléculas de agua puede orientarse hacia los cationes (iones +) y los átomos de hidrógeno hacia los aniones (iones-). A este efecto se le denomina solvatación.

5. La teoría de Arrhenius Un electrolito fuerte en solución acuosa solo existe en forma iónica. Un electrolito débil existe paricialmente como iones y moléculas. Una reacción de neutralización, consiste en la combinación de iones hidrógeno e iones hidróxido para formar agua.

6. Teoría de Br ø nsted-Lowry Ácido – Donador de protones Base – Aceptor de protones Los números 1 y 2 se refieren a los pares conjugados

10. Autoionización del Agua Por cada molécula de agua actúa como ácido otra actúa como base, formándose los iones hidronio (H + ) e hidróxido (OH - ).

12. Para una expresión cuantitativa del grado de disociación del agua, podemos partir de la expresión: El valor experimental de [H + ] a 25º C es 10 -7 M

13. Y como el agua es un ácido monoprótico (libera solo un protón por molécula) Entonces a 25º C, el valor numérico de K w está dado por: El pH de define como: Por tratarse de una expresión logarítmica, una unidad de pH, implica una diferencia de 10 veces, la concentración de iones hidrógeno.

14. La escala de pH Se dice que el agua pura es neutra (10 -7 ) con un valor de pH = 7. Las soluciones ácidas tienen un exceso de H + debido a la presencia de soluto que suministra iones hidrógeno. Para soluciones acuosas que contienen menos [H + ] que el agua, el pH será mayor. Este es el caso de las bases, donde los H + derivados de la disociación del agua se combinarán con la base ionizada (B: - ) llevándose a cabo la reacción de neutralización mencionada anteriormente. Afectando esto al equilibrio de la ionización del agua (K w ) resultando en una solución muy básica.

16. Constantes de disociación de ácidos débiles Los ácidos fuertes se disocian completamente en agua, los ácidos débiles no. Cada ácido (HA), tiene una tendencia característica a perder su protón en disolución acuosa, mientras más fuerte el ácido, mayor será la tendencia a perder su protón. A mayor pKa, mayor fuerza del ácido. Constante de disociación

19. Ecuación de Henderson-Hasselbach Por lo tanto [base] > [ácido] significa pH > p Ka [base] = [ácido] significa pH = p Ka [base] < [ácido] significa pH < p Ka

20. Curvas de titulación Es un método experimantal, para determinar el grado de acidez, en el cual cantidades medidas de base fuerte, se adicionan a un ácido. El punto en el cuál el ácido se neutraliza exactemente, se denomina, punto de equivalencia. Un valor de pH = pK a corresponde a una mezcla con concentraciones iguales del ácido débil y su base conjugada, esto se conoce como punto de flexión. Cerca del punto de flexión el pH cambia muy poco, al añadir más base.

21. El ácido acético se convierte progresivamente, en su base conjugada (ion acetato), a medida que se añade más NaOH y la tutulación avanza, hasta que el pH final reduce [H + ] aumentando el valor de pH. En caso de que se trate de un ácido diprótico o poliprótico, para cada proton liberado habrá una K a y su respectivo punto de flexión determinará el pK a experimentalmente. Cuando el pH de una solución es menor que el pK a de un ácido, predomina la forma protonada, mientras que si el pH rebasa el valor del pK a del ácido, predomina la forma desprotonada. Curva de titulación para el ácido acético

23. Amortiguadores (Buffers) Si el pH permanece constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base fuerte, se dice que la solución está regulada o amortiguada La capacidad de una solución de resistir cambios de pH se llama, capacidad de amortiguación. De las curvas de titulación presentadas anteriormente, se desprende, que el intervalo de amortiguación , por una mezcla ácido débil/base conjugada suele considerarse desde ± una unidad de pH

24. Intervalo de amoriguación Valores de pH y razones base/ácido de amortiguadores

25. Círculo de amortiguadores La adición de base fuerte al amortiguador, convierte HA en A- La adición de ácido fuerte convierte de A- en HA HA A - H + OH -

26. Selección de amortiguadores pK a apropiado para el amortiguador ( ± 1 unidad de pH de la reación o ± ½ es mejor ). Un pK a más bajo que el pHaumentará la capacidad amortiguadora en el curso de la reacción. Ninguna interferencia con la reacción o detección del ensayo. Concentración iónica apropiada del amortiguador Aspectos de solubilidad Naturaleza no biológica del amortiguador