Propiedades acido base y amortiguadoras

Universidad Autónoma de Chile Facultad de Ciencias de la Salud Carrera de Obstetricia y Puericultura Laboratorio de Bioquímica General OBT 123

LABORATORIO 3 Y 4
PROPIEDADES ÁCIDO BASE Y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS
1.- INTRODUCCIÓN Ácidos y bases: 1. ACIDO: es un compuesto que tiende a ceder protones al medio. 2. BASE: es un compuesto que tiende a captar protones del medio. En medio acuoso, lareacción correspondiente de un ácido HA será: HA + H2O HA ⇔ ⇔ H3O + + AH+ + A(1) U obviando la participación del agua: Considerando esta reacción en el sentido inverso, la especie A- puede captar protones. A- es la base conjugada de HA. Similarmente para una base B: B + H+ BH+ es el ácido conjugado de B. Ejemplos de bases según Brønsted y Lowry; esta teoría indica que una base es aquella sustanciacapaz de aceptar un protón (H+). Un ejemplo de esto, es lo que sucede con el KOH que al disociarse en disolución da iones OH−, que son los que actúan como base al poder aceptar un protón. Un ejemplo de lo que se observa en la células se refiere a los compuestos orgánicos básicos que deben su basicidad al grupo funcional amino. Fuerzas de ácidos y bases Un ácido o una base fuerte es el que estacompletamente disociado en solución. En cambio un ácido débil está solamente parcialmente disociado y la base parcialmente protonada. Son ejemplos de ácidos fuertes: HCL, HNO3, HCLO4, H2SO4 (ambos protones), H3PO4 (solamente el primer protón que se disocia). Bases fuertes: NaOH, KOH. Ácidos y bases débiles: prácticamente todos los ácidos y bases orgánicos pertenecen a este grupo. Ácidos y basesdébiles: a. Ácidos débiles Consideramos a modo de ejemplo el ácido acético, HOAC. Fórmula estructural: CH3 - COOH ⇔ BH+ (2)

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Este ácido débil posee un solo protón ácido. En solución acuosa coexisten en equilibrio moléculas de la especie protonada (CH3 –COOH) con moléculas del anión acetato (Oac-) y protones (H+). La relación entre la concentración de las especies nombradas a una temperatura determinada está dada por la constante de equilibrio de la reacción de disociación, llamada constante de acidez, Ka: HOAc ⇔ OAc+ H+ (3)

Ka = [ OAc- ] x [ H+ ] / [HOAc ]

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La Ka del ácido acético a 25° C es 1.78 x 10-5 Un mejor indicativo del poderácido lo suele expresar el pKa en lugar de la Ka: pKa = - log Ka pKa de HOAc (25° C) = 4.75 Con el fin de comprender mejor el significado de la constante de acidez calcularemos la concentración de las especies presentes en una solución 0.1 M de HOAc. Según la ecuación 3 [ H+ ] = [ OAc ] = x [HOAc ] = 0.1 - x El valor numérico de Ka indica que HOAc estará poco disociado, por lo tanto es lícitoefectuar la siguiente aproximación: [HOAc ] = 0.1 reemplazando en la expresión de Ka ( ver recuadro) (4) Ka = x2 / 0.1 = 1.78 x 10-5 X = 1.33 x 10-3 M Es decir, en nuestra solución: la [HOAc] es virtualmente 0.1 M, en tanto que la concentración de [OAc- ] y de [ H+ ] es 1.33 mM. Una vez conocida la concentración de H+ se puede calcular el pH de una solución de ácido acético 0.1 M empleando la siguientefórmula: pH = - log H+. Por consiguiente, el pH de esta solución será a igual a – log (1.33 x 10-3), vale decir pH = 2.88.

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b. Bases débiles Para una base débil B se puede definir también una constante. En este caso, la llamada conste de basicidad Kb Kb= [ BH+ ] / [ B ] [H+ ]

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Sin embargo, lo usual es caracterizar las bases débiles a través de la constante de acidez de su ácido conjugado BH+ (invirtiendo la reacción 2 ). Para un par ácido / base conjugada se cumple: Ka x Kb = Kw Siendo Kw = constante de disociación del agua Kw = [H+ ] [OH- ] = 10-14 ( 25° C) ECUACION DE HENDERSON-HASELBACH En forma análoga a lo visto para el ácido...