Agua

1. Agua
• Concepto de pH
• Expresión matemática del pH
• Escala Sörensen
• Definiciones Base
• Arrhenius
• Brönsted
• Lowry
• Lewis
• Concepto de Bases
• Ácidos Fuertes y débiles
• Disociación de ácidos fuertes y débiles
• Soluciones Amortiguadoras
• Concepto de par ácido base
conjugados
• Concepto de constante de Disociación
(k y pk)
• Aplicación de la ecuación de
Henderson Hansselbach
• Importancia de los amortiguadores en
los sistemas Biológicos

2. • Existen algunos compuestos químicos que
tienen algunas características comunes.
• Y según esas características fueron
clasificados.
• Dentro de estos compuestos están los
ácidos y las bases o álcalis.
Ácido- Base

3. • Los ácidos tienen en común:
– Tienen un sabor ácido.
– Reaccionan con algunos metales
desprendiendo hidrógeno.
– Colorean el tornasol de color rojo.
• Las bases tienen en común:
– Tienen un sabor amargo.
– Al tacto son jabonosas.
– Colorean el tornasol de color azul.
Ácido- Base

4. • Ambas soluciones al combinarse se neutralizan, formando por
lo general sal y agua.
• Ejemplo:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Ácido – Base

5. TEORÍAS ÁCIDO-BASES

6. Teoría de Arrhenius

7. • Svante August Arrhenius
nació en Wijk (Suecia) en
1859 y murió en Estocolmo
en 1927.
• Formuló su teoría de
disociación electrolítica en su
tesis doctoral en 1884.
• Ganó el Nobel de química en
1903.
Teoría de Arrhenius

8. • Su teoría en palabras simples plantea lo siguiente:
• Un ácido es una sustancia que en solución acuosa
se disocia, produciendo iones hidrógeno (H+)
HCl + H2O → H+ + Cl-
• Una base es una sustancia que en solución acuosa
se disocia, produciendo iones hidroxilo (OH-)
NaOH + H2O → Na+ + OH-
Teoría de Arrhenius

9. • La reacción de neutralización entre ambas especies produce
una sal y agua.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Teoría de Arrhenius

10. Teoría de Bronsted-Lowry

11. • Johannes Nicolaus
Bronsted (1879-
1947)
– Químico y físico
danés.
• Thomas Martin
Lowry (1874-1936)
– Químico inglés.
Teoría de Bronsted-Lowry
Bronsted
Lowry

12. • Ambos científicos, en forma simultánea e
independiente, formularon en 1923
trabajos semejantes con respecto a la
teoría ácido base.
• Esta teoría resulta más satisfactoria que la
anterior, ya que considera sistemas no
acuosos.
Teoría de Bronsted-Lowry

13. • En pocas palabras, para Bronsted-Lowry:
• Un ácido es una sustancia que en solución es capaz de donar hidrógeno
(H+)
HCl → H+ + Cl-
• Una base es una sustancia que en solución es capaz de captar hidrógeno
(H+)
NH3 + H+ → NH4
+
Teoría de Bronsted-Lowry

14. • En su teoría se incorpora el concepto de par
conjugado ácido base, en donde hay una
competencia por los protones que se da de la
siguiente forma:
Ácido 1 + Base 2 ↔ Ácido 2 + Base 1
• El Ácido 1 transfiere un protón a la Base 2. Al
perder un protón, el Ácido 1 se convierte en su
base conjugada: Base 1. Al ganar un protón, la
Base 2 se convierte en su ácido conjugado: Ácido
2.
Teoría de Bronsted-Lowry

15. • En su forma general, para los ácidos se da:
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
• En donde vemos que:
Teoría de Bronsted-Lowry
Ácido
Base
Ácido
conjugado
Base
conjugada

16. • En su forma general, para las bases se da:
A- + H2O ↔ HA + OH-
• En donde vemos que:
Teoría de Bronsted-Lowry
Base
Ácido
Ácido
conjugado
Base
conjugada

17. Teoría de Lewis

18. • Gilbert Newton Lewis
(1875-1946).
• Químico estadounidense.
• Nació en Weymouth,
Massachusetts.
• Formuló su teoría ácido
base en 1923.
Teoría de Lewis

19. • En su teoría incluye sustancias que no tienen hidrógeno y que,
a pesar de ello, se comportan como ácidos o bases.
• Su teoría funciona en soluciones no acuosas y no necesita de la
formación del par conjugado ácido base y de una sal.
Teoría de Lewis

20. • Lewis definió los ácidos y las bases de la siguiente forma:
• Ácido: es una molécula o ión capaz de recibir uno o varios
pares de electrones.
• Base: es una molécula o ión capaz de donar uno o varios pares
de electrones.
Teoría de Lewis

21. • Ejemplo:
BF3 + F- ↔ BF4
-
Teoría de Lewis

22. Escala de Sörensen
Escala del pH

23. Sören Peter Lauritz Sörensen
• fue un químico danés cuyo mayor
aporte fue introducir el concepto de
potencial de hidrógeno (pH).
• Fue el introductor de la escala de pH
como un modo simple de expresión de
ello en 1909.

24. Escala del pH

25. Alcachofa
Enlatada

28. Concepto de Base

29. Base
• toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con
formación de iones hidróxido, OH-
Una base, en química , es un ión o una molécula capaz
de proporcionar electrones o captar protones.
• Por ejemplo , HO - , que designa al ion hidróxido , es una
base.
• Cuando se neutraliza con un ácido , una base puede dar
sales.

30. Entre las bases más conocidas encontramos:
• el hidróxido de sodio ( sosa cáustica )
• el hidróxido de potasio ( potasa )
• el amoníaco.

31. Base débil
• Una base se describe como débil cuando al mezclarse
con agua, y es difícil de disociarse.
• La base débil cuando está en contacto con el agua se
diluye en la solución, sin distinguirse.
• Hablamos de base débil cuando la tasa de acidez de
una base está comprendida entre 0 y 14.
• Entre las bases débiles incluímos:
• el amoníaco,
• el ion etanoato o el ion metanoato.
• Las bases débiles corresponden a ácidos fuertes.

32. Base Fuerte
• En química denominamos base fuerte a un producto químico
que permite realizar diferentes reacciones.
• Asociando una base a un ácido obtenemos agua y sales.
• Cuando una base es fuerte las sales se disocian
completamente en agua.
• Las bases fuertes más corrientes:
• son la sosa (hidróxido de sodio),
• la potasa (hidróxido de potasio),
• el hidróxido de cesio,
• la cal (hidróxido de calcio)
• el amoníaco (ion amiduro).
• Las bases fuertes atraen a los protones.

33. SOLUCIONES BUFFER

34. Una solución Reguladora, Buffer ,
Tampón o Amortiguadora es:
un sistema que tiende a
mantener el pH casi constante
cuando se agregan pequeñas
cantidades de ácidos (H+) ó
bases (OH-).

35. Una solución amortiguadora reduce el
impacto de los cambios drásticos de H+ y
OH- .
Se prepara con un ÁCIDO DÉBIL y
una SAL del mismo ÁCIDO o
empleando una BASE DÉBIL y una
SAL de la misma BASE. La solución
amortiguadora contiene especies que
van a reaccionar con los iones H+ y
OH- agregados.

36. Componentes:
Buffer ácido:
Formado por un ácido débil
y su sal.
Ejemplo:
CH3COOH/CH3COONa
Buffer básico:
Formado por una base débil
y su sal.
Ejemplo:
NH3/NH4Cl

37. Función e Importancia Biológica:
En los organismos vivos, las células
deben mantener un pH casi constante
para la acción enzimática y metabólica.
Los fluidos intracelulares y
extracelulares contienen pares
conjugados ácido-base que actúan como
buffer.

38. Capacidad amortiguadora de un Buffer
Ácido
Si se agrega un ACIDO FUERTE: Los iones
H+ adicionales reaccionan con la SAL del
ÁCIDO DÉBIL en solución y producen el
ÁCIDO DÉBIL
Buffer Ácido HCOOH/HCOO- Na+
HCOO- + H+ ↔ HCOOH
Al aumentar la [ácido], disminuye la [sal]
Ya que el equilibrio tiende a formar el ácido.
Ácido débil Base conjugada (Sal)

39. Capacidad amortiguadora de un
Buffer Ácido
Si se agrega una BASE FUERTE, los iones
H+ presentes en solución neutralizan a los
iones OH- produciendo H2O .
Buffer Ácido HCOOH/HCOO- Na+
HCOOH + OH- ↔ HCOO- + H2O
Al aumentar la [sal], disminuye la [ácido]
Ya que el equilibrio se desplaza hacia la
formación de la base conjugada o sal.
Ácido débil Base conjugada (Sal)

40. Par conjugado
ácido-base

41. • Brönsted-Lowry muestran la particular importancia de las
soluciones acuosas. Debe existir por lo tanto una
sustancia capaz de tomar los protones que otra libera, por
lo que se habla de pares ácido – base conjugados.
• Anfótero o anfotérico es la capacidad de una molécula
que contiene un radical básico y otro ácido, pudiendo
actuar de esta manera, según el medio en el que se
encuentre, ya sea como ácido, o como base. Los
aminoácidos son un claro ejemplo de ello.

45. referencias
• Quimica. 11 de febrero 2011. consultado el 18/05/2015.
disponible en
http://cb10laura.blogspot.mx/2011/02/teoria-acido-base-
de-bronsted-lowry.html

46. Ecuación de
Henderson
Hansselbach

47. Describe el comportamiento de los
ácidos débiles y los amortiguadores.

48. Tiene valor predictivo en equilibrios
protónicos.
• Por ejemplo:
• 1: Cuando un ácido se semineutraliza de manera exacta
[A-]=[HA]. En esas condiciones.

49. 2: Cuando la relación [A-]=[HA] = 100:1
3: Cuando la relación [A-]=[HA]= 1:10

50. Si la ecuación se evalúa para DIFERENTES
relaciones de [A-]/[HA], en el intervalo entre
103 y 10-3 y se grafican los valores de pH
calculados, la gráfica que se obtiene es la
curva de titulación para un ácido débil.

51. Importancia de los amortiguadores en
los sistemas biológicos.

52. • En los organismos vivos se están produciendo
continuamente ácidos orgánicos que son productos
finales de reacciones metabólicas, catabolismo de
proteínas y otras moléculas biológicamente activas.
Mantener el pH en los fluidos intra y extracelulares es
fundamental puesto que ello influye en la actividad
biológica de las proteínas, enzimas, hormonas, la
distribución de iones a través de membranas, etc.

53. La manera en que podemos regular el pH dentro de los
límites compatibles con la vida son:
1) los tampones fisiológicos
2) la eliminación de ácidos y bases por compensación
respiratoria y renal.

54. Tampones fisiológicos
• Primera fila de defensa frente a los cambios de pH de los
líquidos corporales, entre los que destacan el tampón
fosfato, bicarbonato, y tampón hemoglobina.

55. • El sistema amortiguador principal que se utiliza para
controlar el pH de la sangre es el sistema amortiguador
acido-carbónico-bicarbonato.
Este sistema es de suma importancia, ya que si la sangre
asciende del nivel 6.8 o se eleva por arriba de 7.8,
podemos morir.
Según Warburg (1932), premio Nobel de medicina, “
Cuando el pH está fuera de equilibrio, el oxígeno
desciende, las células respiran en un ambiente anaeróbico
por fermentación, haciendo aumentar la acidez; el cáncer
es el resultado de un ambiente ácido”.

56. la eliminación de ácidos y bases por
compensación respiratoria y renal.
• Los órganos implicados en la regulación de pH son:
• -PULMONES: controlan el intercambio de dióxido de
carbono y oxígeno entre la sangre y la atmósfera.
• -Riñones: Controlan la concentración de bicarbonato en
el plasma y excretan el ión hidrógeno en la orina.

57. Bibliográfica