Ácidos y Bases

Definiciones

• Ácido: Sustancia que en solución acuosa libera hidrógeno (H⁺).
  • Ácidos fuertes: Se disocian completamente (ejemplo: ácido clorhídrico).
  • Ácidos débiles: Se establece un equilibrio (ejemplo: ácido acético).
• Base: Sustancia que libera hidroxilo (OH⁻) o acepta un protón (H⁺) en solución.
  • Bases fuertes: Similar a los ácidos, se disocian completamente.
  • Bases débiles: Establecen un equilibrio.
• Constante de acidez (Ka): Relación de equilibrio en ácidos débiles.
• Constante de alcalinidad (Kb): Relación de equilibrio en bases débiles.

pH y su Importancia

• Concentración de hidrógeno (H⁺): Crucial en procesos biológicos.
• Función menos logaritmo: Se usa para definir pH, pOH, pKa, y pKb.
• Escala de pH: Rango de 0 a 14.
  • pH 0: Alta concentración de H⁺.
  • pH 14: Baja concentración de H⁺.
  • Relación pH + pOH = 14.

Ejemplos de Cálculo de pH

• Ácido clorhídrico (HCl):
  • Ejemplo: pH de una solución de 5 x 10⁻⁴ M resulta en pH = 3.3.
• Ácido acético (CH₃COOH):
  • Ejemplo: Solución 0.2 M con Ka = 1.74 x 10⁻⁵ resulta en pH = 2.2.
• Ácido acético con acetato de sodio:
  • Uso de la ecuación de Henderson-Hasselbalch.
  • Ejemplo: Solución 0.2 M de ácido acético y 0.1 M de acetato de sodio resulta en pH = 4.4.

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

• Derivada de la constante de acidez.
• Relaciona pH, pKa, y concentraciones de ácido y base conjugada.

Conclusiones

• Importancia de conocer el pH en sistemas biológicos.
• Regulación fina del pH en órganos y tejidos.
• Uso de sistemas amortiguadores que se estudiarán a lo largo del curso.

Recomendaciones

• Consultar bibliografía del curso para mayor comprensión.
• Próximo vídeo abordará sistemas amortiguadores.