Prof.Tatiana Zuvic M. I.-QUIMICA BIOLOGICA Equilibrio Químico Factores que afectan el equilibrio Equilibrio ácido - base, Disociación del agua. Concepto

Prof.Tatiana Zuvic M.

I.-QUIMICA BIOLOGICA

Equilibrio QuímicoFactores que afectan el equilibrio

Equilibrio ácido - base,Disociación del agua.

Concepto de pH Titulaciones. Soluciones

tampones. Tampones sanguíneos

Clase N°5


Objetivos a lograr por el alumno

• Explicar el concepto de equilibrio químico analizando los factores que lo afectan.

• Explicar características ácidas o básicas de una sustancia.

• Describir la autoionización del agua.

• Explicar y aplicar concepto de pH mediante la resolución de problemas.


Objetivos a lograr por el alumno

• Comparar distintos ácidos y bases mediante el análisis de sus constantes de disociación ( ionización ).

• Explicar concepto : par ácido - base conjugado

• Analizar el concepto de solución tampón y aplicarlo a la resolución de problemas.


Equilibrio químico

Las reacciones reversibles se presentan en términos generales:

aA + bB cC + dD

La doble flecha indica que la reacción es reversible, es decir, puede producirse tanto a la izquierda como a la derecha de manera simultánea.


Equilibrio químico

El sistema está en El sistema está en EQUILIBRIOEQUILIBRIO cuando A y cuando A y B reaccionan para formar C y D a la B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad con la que C y D misma velocidad con la que C y D reaccionan para formar A y B.reaccionan para formar A y B.

Hay equilibrio químicoHay equilibrio químico cuando dos cuando dos reacciones opuestas se efectúan reacciones opuestas se efectúan simultáneamente a la misma velocidad.simultáneamente a la misma velocidad.


Equilibrio químico

Cuando se alcanza el equilibrio a una determinada temperatura, se comprueba de forma experimental que :

• Hay una relación constante entre las concentraciones o presiones de los productos y de los reactivos.

• Esta relación es la constante de equilibrio.



Constante de Equilibrio

Para cualquier reacción, el valor de Kc:

•Sólo varía con la temperatura

•Siempre es constante a una temperatura dada

•Es independiente de las concentraciones iniciales

Coef. Estequiom.

Concentración molar


Constante de Equilibrio

La magnitud de Kc mide hasta qué grado se produce la reacción :

Kc > 1 : significa que en el equilibrio la mayoría de los reactantes se convierten en producto.

Kc < 1 : el equilibrio se establece cuando la mayoría de los reactivos permanece sin reaccionar.


Factores que afectan el Equilibrio

Existe diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio. Algunos pueden ser : temperatura, presión y concentración de las especies reactivas.

Si se modifica cualquiera de estos factores, la reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta contrarrestar la modificación. ( Le Chatelier )



Principio de Le Chatelier : “Si en un sistema se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo, el sistema evolucionará de forma que se va a desplazar en el sentido que contrarreste dicha variación “



Efecto de la Temperatura

Además de influir en el equilibrio modifica el valor de la constante.

Si una vez alcanzado el equilibrio se aumenta la Temperatura, el sistema se opondrá desplazando el equilibrio en el sentido que absorba calor, ( endotérmicamente ) o viceversa.



Efecto de la Presión

La variación de la presión influye sólo cuando hay especies en estado gaseoso y hay variación en el Nº de moles.

Si la presión aumenta, la reacción se desplaza hacia el lado en el que hay menor número de moles (g) y viceversa

N2(g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)

4 moles 2 moles 2:1



Efecto de la Concentración

La variación de la concentración de cualquiera de las especies que interviene en la ecuación no afectan la Kc, pero modifica las concentración de las otras sustancias presentes en el equilibrio:

de manera que un aumento de esta concentración desplaza el equilibrio en sentido contrario.


Acido•Sabor agrio ( Ej. ácido cítrico del jugo de limón).

•Al disolverse en agua : aumentan concentración de H+ ( Arrhenius , 1884).

•Sustancia capaz de donar un H+ a otra sustancia

( Bronsted y Lowry, 1932)

•Sustancia capaz de aceptar un par de electrones ( Lewis, también en 1932) Esta definición amplía el concepto de ácido).


Base• Sabor amargo ( Ej. Jabón ).

• Al disolverse en agua : aumentan concentración de OH- ( Arrhenius ).

• Sustancia capaz de aceptar un H+ proveniente de otra sustancia ( Brönsted y Lowry).

• Sustancia que tiene pares de electrones disponibles ( Lewis) Esta definición amplía el concepto de base.


•Una sustancia se comporta como ácido, sólo si existe una sustancia que se comporta como base.

•Ciertas sustancias pueden actuar como ácido en una reacción y como base en otra ( sustancia anfótera ) Ej. el agua actúa como base frente a HCl y como ácido frente al NH3.


El agua puede actuar, a la vez, como ácido o como base frente a sí misma:

H2O + H2O H3O+ + OH-

Este proceso se llama AUTOIONIZACION DEL AGUA


Simplificando:

H2O H+ + OH-

Este equilibrio se expresa por:

Kw = H+ . OH-

Kw = PRODUCTO IONICO DEL AGUA

ES UNA CONSTANTE ( si se modifica una concentración, la otra cambia para mantener el producto constante)


Kw = H+ . OH- = 10-14

H+ = OH- = 10-7 M

En agua pura , a 25 ° C :

Solución neutra


A mayor H+ menor pH

A menor H+ mayor pH

La concentración debe estar expresada en Molaridad


pH + pOH = 14




Medidor digital de pH


Ácidos y bases: fuertes y débiles

• Ácidos y bases fuertes : son electrolitos fuertes ( se ionizan totalmente en solución )

• Ácidos y bases débiles : son electrolitos débiles ( se ionizan parcialmente en solución )( Independientemente de la concentración)


Acidos y bases fuertes más conocidos

•Son relativamente pocos.

•No hay equilibrio en sus reacciones de disociación ( el equilibrio está desplazado hacia hacia la derecha)


Reacciones de Neutralización

• La neutralización es la reacción estequiométrica (1:1) de un ácido con una base para formar agua y sal.

• La sal corresponde al metal de la base con el anión del ácido.

HCl (ac) + NaOH (ac) = H2O + NaCl (ac)

HNO3 (ac) + KOH (ac) = H2O + KNO3 (ac)


Titulaciones

• ¿Cómo podemos saber la concentración de una solución desconocida que nos interesa?

• Una de las alternativas es el método de titulación.

• En una titulación usamos una segunda solución que se conoce como solución standard y que tiene ciertas características.


Características de la solución standard

• Tiene una sustancia que reacciona de una manera definida con el soluto de la primera solución ( concentración desconocida ).

• Se conoce exactamente la concentración de esta sustancia en la solución standard.

• El tipo de solución más conocida es la Titulación Ácido-base


• Titulación : es la determinación de la concentración de una solución cuya concentración se desconoce , mediante la adición de una segunda solución cuya concentración es conocida y que sufre una reacción química de estequiometría conocida, al mezclarse con la solución de concentración desconocida.


Titulaciones Acido-Base

• Una solución de un ácido, cuya concentración se desconoce, se titula con una solución de concentración conocida de una base (o viceversa).


Descripción de una titulaciónSi tenemos una solución de HCl de concentración

desconocida y una solución estándar de NaOH:

• El proceso de titulación consiste en medir una cantidad precisa de la solución de HCl.

• A esta solución se le agrega poco a poco cantidades fijas de la solución estándar (en este caso de NaOH) hasta que el ácido se ha neutralizado completamente. Es decir, hasta que una cantidad estequiométricamente equivalente de HCl y NaOH se hayan combinado.

• Esto se conoce con el nombre de punto de equivalencia de la titulación.


Descripción de una titulación

• Si conocemos la concentración de la solución estándar y además conocemos precisamente la cantidad que hemos añadido para llegar a la equivalencia estequiométrica, podemos entonces determinar la cantidad de moles de HCl en el volumen original de la muestra.



En este tipo deEn este tipo de experimentos, seexperimentos, se utilizan sustancias utilizan sustancias llamadasllamadasindicadores.indicadores. Por Por ej, laej, la fenoftaleinafenoftaleina,, que esque es incolora en incolora en soluciones ácidassoluciones ácidas pero se cambia su pero se cambia su color a color a rosado en rosado en soluciones soluciones básicasbásicas..

¿C¿Cómo sabemos queómo sabemos que hemos llegado al puntohemos llegado al punto dedeequivalencia en un titulación?equivalencia en un titulación?

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Acidos débiles:

•La mayoría de los ácidos son débiles , por lo que se ionizan sólo parcialmente en solución.

•Ka : Constante de disociación del ácido, su magnitud indica la tendencia del átomo de Hidrógeno a ionizarse.

•Mientras mayor es Ka , más fuerte es el ácido.

•p Ka : - log Ka , inversamente relacionada con la fuerza de un ácido, a mayor p Ka , menos fuerte es el ácido.



Equilibrios de ácidos y bases débiles:

•Muchos compuestos biológicamente importantes contienen grupos ácidos o básicos débiles.

•La ionización de estos grupos variará con el pH y con ello variará la función del compuesto.



Par ácido- base conjugado :

• Es un ácido y una base que difieren sólo en la presencia o ausencia de un H+

• Todo ácido tiene una base conjugada y viceversa.

HNO2 + H2O NO2 - + H3O+

acido base Base conj. Acido conj.

Extracción de H+

Adición de H+


NH3 + H2O NH4+ + OH -

Base Acido Ac conj. Base conj.

Adición de H+

Extracción de H+


Algunos ácidos débiles y sus bases conjugadas



Relación entre Ka , Kb y Kw

• Los ácidos más fuertes tienen las bases conjugadas más débiles.

• Existe una relación cuantitativa entre ambos.

• Consideremos el par ácido base conjugado NH4

+ y NH3.


• Cuando se suman dos reacciones para dar una tercera , la constante de equilibrio de la tercera reacción es igual al producto de las constantes de equilibrio de las dos reacciones que se sumaron.

Reacción 1 + Reacción 2 = Reacción 3

Entonces : K1 X K2 = K3


En nuestro ejemplo:

K1 = Ka

K2 = Kb

Ka X Kb = Kw

Entonces :


Soluciones buffers ,tampones o “amortiguadoras”:

•Son soluciones que no varían apreciablemente el pH, al agregar pequeñas cantidades de ácido o base.

•Un amortiguador resiste el cambio de pH, porque contienen tanto una especie ácida que neutraliza los iones OH- , como una básica que neutraliza los iones H+ . Estas especies ácida y básica no se deben consumir entre sí.


Capacidad amortiguadora del plasma

El plasma tiene pH 7.4 ( 7.35 - 7.45)

• Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de suero fisiológico neutro, el pH desciende a pH 2.

• Si se añade 1 ml de HCl 10 N a un litro de plasma sanguíneo, el pH desciende sólo a pH 7.2.



Soluciones buffers ,tampones o “amortiguadoras”:

Soluciones tampones:

• un par conjugado ácido débil y una sal de ese ácido débil , o• una base débil y la sal de esa base débil.

Ej.: Par ác.acético-acetato, se puede preparar agregando acetato de sodio a una solución de ác. acético.


•Siguiendo con el ejemplo, Acido acético-acetato de Sodio, Expresemos Ka y despejemos H+ :

CH3COOH H+ + CH3COO-

Ka H+ CH3COO-

CH3COOH

H+

CH3COOH

CH3COO-

KaAhora

apliquemos logaritmo


Ecuación de Henderson Hasselbach


Dos características importantes de una solución amortiguadora:

•Capacidad amortiguadora : cantidad de ácido o base que el tampón es capaz de neutralizar , antes de que cambie su pH. Depende de las cantidades de ácido y su base conjugada de las que está formado el tampón.

Mientras mayor es la cantidad del par ácido-base conjugada, mayor es la resistencia al cambio de pH.

•pH : depende de la Ka del ácido y de las concentraciones relativas de ácido y base del amortiguador.


Soluciones amortiguadoras o buffers biológicos más importantes

Intracelulares:• Sistema tampón fosfato diácido –f osfato

monoácidoHPO4

- - H2PO4-2 pKa alrededor de 7.0

• También contribuyen Glucosa 6 P , ATP, proteínas intracelulares.

Extracelulares: ( sangre y líq. Intersticiales)• El más importante: sistema tampón ácido

carbónico -bicarbonato. ( H2CO3-HCO3-)

• También contribuyen proteínas extracelulares.





¿ En qué zona de pH una solución funcionará como buffer o tampon?

•Depende del par conjugado ácido débil y la sal de ese ácido débil , o del par base débil y la sal de esa base débil. La solución será mejor amortiguadora en la zona de pH que sea más cercana a su valor de pKa.

• Su máxima capacidad amortiguadora, ocurre cuando:

[aceptor de protones]=[dador de protones]

pH = pKa o sea , cuando


De la ecuación HH, se puede inferir también:

•pKa de un ácido es el pH, al cual éste está 50 % disociado.

Expresado de otra manera :

• pKa de un ácido es el pH, al cual existen cantidades equimolares del ácido y de su base conjugada ( sal).


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