Estudio de Soluciones, pH, Ácidos y Bases

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Tecnología Médica Laboratorio Clínico y Anatomía Patológica Soluciones pH. Ácidos y bases SESIÓN 07 Mtra FLOR DE MARÍA SUÁREZ ARRIBASPLATA MEDITACIÓN - IFE "Mas el que bebiere del agua que yo le daré, no tendrá sed jamás; sino que el agua que yo le daré será en él una fuente de agua que salte para vida eterna.". Juan 4:14 RVR 1960 Es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias puras que no reacciones entre sí. Los componentes están en proporciones variables. ¿Qué es una solución o disolución? "Es el proceso en donde un soluto en fase gaseosa, liquida, o solida se disuelve en un solvente para formar una solución". Soluto: se encuentra en menor proporción.

Disolvente: se encuentra en mayor proporción y es el medio de dispersión. Determina el estado de la materia en la que existe una disolución. Componentes de una solución ¿Y la solubilidad? Es la propiedad que tiene un soluto (sustancia) para disolverse en un solvente a una temperatura dada. A la máxima concentración de soluto, se dice que la solución esta saturada. Las unidades de solubilidad que se proveen a menudo son mol/L ó g/L.

Concentración del soluto Temperatura Presión (para gases) Polaridad del soluto y solvente Factores que afectan a la solubilidad CLASIFICACIÓN Una solución es un sistema químico homogéneo (sistema monofásico), en donde cualquier parte elemental de su volumen (su parte mínima) posee una composición química y propiedades idénticas. Resulta de mezclar dos o más sustancias en proporciones variables. Los componentes de una solución son: soluto (sto), sustancia que se dispersa homogéneamente a nivel atómico, iónico o molecular y que generalmente interviene en menor proporción. disolvente o solvente (ste), medio dispersante, que interviene en mayor cantidad, generalmente.

Si el disolvente es agua, se llama solución acuosa. SOLUCIÓN Al hacer pasar un haz de luz a través de la disolución o de un líquido puro, se hace invisible al observar desde cualquier posición, esto se debe a que el diámetro medio de las partículas es menor que la longitud de onda de los rayos. Los diámetros de casi todos los iones, los átomos y las moléculas en solución van desde aproximadamente 0.5 A a alrededor de 3 A (1 A = 10-8 cm) Todas las soluciones líquidas son claras o transparentes. Una solución es transparente cuando es atravesado por un rayo de luz, dirigido a ella. .

CARACTERISTICAS Solución porcentual ( % ) Solución formal ( F ) Solución Molar ( M ) Solución Normal ( N ) Partes por millón ( ppm ) Solución molal ( m ) Fracción mol ( χ ) Solución título ( T ) Osmol Formar de expresar concentración El tanto por ciento peso en peso de una solución indica el número de gramos de soluto en cada 100 gramos de solución. Por ejemplo, una solución al 05% p/p de NaOH contiene _5__ gramos de NaOH por 100 gramos de solución.

UNIDADES FÍSICAS Tanto por ciento peso en peso, %p/p W,g soluto %p/p = ------------------------- x 100% W,g solución Ejemplo 1: Tienes 5 gr de sal disueltos en 95 gr de agua Massa total de la solución = 5 + 95 = 100 gr La solución es 5% p/p de sal Ejemplo 2: Disuelves 2 g de azúcar en 48 g de agua Masa total 50 g Es una solución 4% p/p de azúcar Tanto por ciento peso en peso, %p/p W,g soluto %p/p = ------------------------- x 100% W,g solución El tanto por ciento volumen en volumen de una solución indica el número de mililitros de soluto en cada 100 mililitros de solución.

Por ejemplo, una solución al 25% v/v de alcohol en agua, contiene _25__ mililitros de alcohol por 100 mililitros de solución. UNIDADES FÍSICAS Tanto porciento volumen en volumen, %v/v: V,ml soluto %v/v = ------------------------- x 100% V,ml solución Se usa cuando tanto soluto como solución se expresan en volumen. Ejemplo: Mezclas 50 mL de alcohol con 150 mL de agua. Volumen total = 200 mL Solución al 25 % v/v de alcohol Tanto porciento volumen en volumen, %v/v: V,ml soluto %v/v = ------------------------- x 100% V,ml solución El tanto por ciento peso en volumen de una solución indica el número de gramos de soluto en cada 100 mililitros de solución.

Por ejemplo, una solución al 15% p/v de CaCl2 en agua, contiene _15__ gramos de CaCl2 por 100 mililitros de solución. UNIDADES FÍSICAS Tanto porciento peso en volumen, %p/v: W,g soluto %p/v = ------------------------- x 100% V,ml solución Se usa cuando el soluto está en gramos y la solución se mide en mililitros. Ejemplo: Disuelves 10 g de NaCl en agua hasta completar 200 mL de solución. Solución al 5 % p/v de sal.

Tanto porciento peso en volumen, %p/v: W,g soluto %p/v = ------------------------- x 100% V,ml solución El tanto por ciento en miligramos es una unidad de concentración utilizada con frecuencia en los informes clínicos para describir las concentraciones extremadamente bajas del soluto (por ejemplo, trazas minerales en la sangre). Como un caso concreto, veremos un ejemplo: El nivel de nitrógeno en la sangre de una persona es de 32 mg%, lo que significa que hay 32 mg de nitrógeno disuelto por cada 100 ml de sangre.

UNIDADES FÍSICAS Tanto porciento en miligramos, mg%: W,mg de soluto mg% = ------------------------- x 100% V,ml de solución Si tienes 200 mg de glucosa disueltos en 100 ml de plasma, entonces: Esto significa que hay 200 mg de glucosa por cada 100 ml de plasma. En clínica, este es el modo clásico de expresar concentraciones como la glucosa sanguínea (ejemplo: 90 mg%). Tanto porciento en miligramos, mg%: W,mg de soluto mg% = ------------------------- x 100% V,ml de solución En la práctica: %p/p se usa más en laboratorio cuando todo se mide en balanza. %p/v es común en farmacología y biología. %v/v se usa mucho en mezclas de líquidos, como alcohol en agua.

Una tarea muy común en un laboratorio químico es la preparación de una solución necesaria a partir de una solución madre más concentrada. Se puede utilizar la siguiente relación para determinar la cantidad de solución madre requerida para una solución dada, pero se debe tener la seguridad de que se utilizan las mismas unidades de concentración y volumen a ambos lados de la ecuación: DILUCIONES (conc.sol.madre)x(vol.sol.madre) = (conc.deseada)x(vol.deseado) O simplemente C inicial x V inicial = C final x V final Donde: C = Concentración de soluto N , M, %, mg% V = Volumen de la solución en L o mL. Preparar una solución de NaCl al 5% en 500 ml de solución.

¿Cuántos gramos de cloruro de sodio necesito? Paso 1: Uso la fórmula o regla de tres simple 5 g Nacl --- 100ml x --- 500ml x = 25 g Ejercicios 1 Preparar una solución de HNO3 al 2% en 100 ml de solución. ¿Cuánto de HNO3 concentrado de 96% necesito para preparar esta solución? 96% x Vi = 2% x 100 ml Vi = 2.08 ml Ejercicios 2 Tienes una solución de NaCl 10 g/L y quieres preparar 100 ml de NaCl 2 g/L. 10g x Vi ml = 2 g x 100 ml Vi ml = 200 = 20 ml 10 Vi = 20 ml Debes tomar 20 ml de la solución madre y completar con agua destilada hasta 100 ml. Ejercicio 2 Un laboratorio tiene una solución de glucosa 100 mg/ml y necesita preparar 10 ml de glucosa 10 mg/ml para un ensayo.

100mg x Vi ml = 10 mg x 10 ml Vi ml = 100 = 1 ml 100 Vi = 1 ml Se toma 1 ml de la solución madre y se agrega solvente hasta completar 10 ml. Ejercicio 3 De una solución de ácido sulfúrico 6 M, se quiere preparar 250 ml de 1 M. 6M x Vi ml = 1 M x 250 ml Vi ml = 250 41.7 ml 6 Se mide 41.7 ml de la solución 6 M y se diluye con agua hasta completar 250 ml. Ejercicio 4 1. Molaridad UNIDADES QUÍMICAS 1. Molaridad.- es una medida de concentración de una solución y se expresa como el numero de moles de soluto por litro de disolvente.

Se calcula mediante la formula: Molaridad (M) = moles de soluto / litros de disolvente Esta unidad es crucial en química para cuantificar la cantidad de sustancia disuelta y para realizar cálculos estequiométricos. La molaridad facilita la comprensión de la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad total de la solución, siendo una herramienta esencial en diversos campos, desde laboratorios hasta procesos industriales. UNIDADES QUÍMICAS UNIDADES QUÍMICAS El mol es una unidad de cantidad de sustancia en química. Representa aproximadamente 6.022 x 1023 entidades elementales como pueden átomos o moléculas, y se llama también numero de Avogrado.

Un mol de cualquier sustancia contiene la misma cantidad de entidades que hay en 12 gramos de carbono-12. Esta unidad facilita el cálculo de cantidades en química, como la masa molar, y es esencial para la estequiometria, la rama que estudia las relaciones cuantitativas entre reactantes y productos en reacciones químicas. Molaridad Unidades : mol/L o Molar (M) Componentes : si la masa del soluto está en gramos (g), se convierte a moles dividiendo por la masa molar.

Si el volumen de la disolución esta en mililitros (mL), se debe dividir entre 1000 para convertirlo a litros (L) Si no conoces los moles, usa Ejemplo: Si disuelves 0.5 moles de soluto en 2 litros de solución, la molaridad es Despejando la fórmula obtenemos: Wsto = M . V(solución) M (sto) M : Molaridad concentración de la solución (mol/L) Wsto : masa del soluto en gramos (g) V(L) : Volumen de la solución en litros (L) M : masa molar del soluto ( g/mol) Masa molar: suma de los pesos atómicos que componen una molécula.

Para un elemento, es el mismo valor que el peso atómico que figura en la tabla periódica PARA HALLAR LA MASA SOLUTO Calcular la cantidad de NaCl (M : 58.5 g/mol) que necesitamos para preparar 0,1 M en 50 ml de solución. Paso 1: Usar la fórmula de la Molaridad Wsto(g) = M X V(L) X M Wsto(g) = 0,1 M x 0,05 L x 58,5 g/mol W sto (g) = 0,29 gramos de NaCl Ejercicio 1 Calcular la cantidad de moles en 0,5 M de CaCl2 en 200 ml de solución. 0,5 M = # n 0,2 L #n = 0,5 x 0,2 #n = 0,1 moles Ejercicio 2 Ejercicio 3 Para preparar 100 ml de HCl 0.1 M, debes tomar 0.55 ml de la solución comercial (37.5%, d = 1.76 g/ml) y completar con agua destilada hasta 100 ml.

Cuanto de ácido sulfúrico se necesita para preparar 0,2 M en 100 ml de solución. H2SO4: 98g/mol Densidad: 1,87 gr/ml % en masa: 98 % Paso 1: Halla la concentración del H2SO4 concentrado Paso 2: Usar la fórmula de la dilución Respuesta: 1.06 ml de H2SO4 concentrado Ejercicio 4 La concentración normal de ALBUMINA en plasma se encuentra entre 3,5 y 4.8 g/100 mL. Exprese la concentración de esta sustancia en milimoles/litro. PM albumina 65 000 g/mol Respuesta: Por lo tanto, la concentración de ALBUMINA en plasma humano se expresará: Albúmina: 0,54 - 0,74 mmol / L Ejercicio 5 1.- Preparar una solución de NaOH 0.1 M en 50 ml. ¿Cúanto de NaOH necesito? PMNaOH : 40 ¿Cuántos mmoles existe? a.

Calcular los moles necesarios: Se necesitan 0.005 moles de NAOH b. Convertir moles a masa: Debes pesar 0.20 g de NaOH sólido c. Expresar en milimoles: La solución contendrá 5 milimoles de NaOH en 50 ml Ejercicios 2.- Preparar una solución de Glucosa 0.01 M en 25 ml ¿Cúanto de glucosa necesito? PMglucosa: 180 ¿Cuántos mmoles existe? 3.-Preparar una solución de NaCl 0,05 M en 50 ml. ¿Cúanto de NaCl necesito? PM NaCl : 58.5 ¿Cuántos mmoles existe? Ejercicios Peso equivalente: PM/Ǿ Para ácidos: Ǿ = # Hidrogenos Para hidróxidos: Ǿ = # Oxidrilos Para redox: Ǿ = # de electrones ganados o perdidos Para sales: Ǿ= # de carga neta positiva y negativa 2.

Normalidad.-otra forma de expresar concentración en química analítica y clínica. # equivalentes soluto N = --------------------------------------- V, litros solución (W,g / PE g) soluto N =------------------------------------ V,litros solución : Normalidad, en equivalentes/L. # equivalentes: cantidad de equivalentes-gramo del soluto. : volumen de la solución en litros Un equivalente depende de la reacción química: En ácidos: número de moles de + que puede donar. En bases: número de moles de que puede aceptar. En sales/redox: número de electrones transferidos o cargas neutralizadas.

Ejemplo 1: Acido sulfúrico: H2SO4 Masa molar (PM) = 98 g/mol Cada mol de H2SO4 puede donar 2protones (H+) entonces aporta 2 equivalentes Se tienen 0.05 mol en 1 l de solución Calcular equivalentes: Aplicamos la formula de Normalidad La solución es 0.1 N de H2SO4 Normalidad NaOH Masa molar (PM) = 40 g/mol Cada mol de NaOH aporta 1 equivalente (1 OH-) Se tienen 0.1 mol en 1 l de solución Calcular equivalentes: Aplicamos la formula de Normalidad La solución es 0.1 N de NaOH Ejemplo 2 HCl Masa molar (PM) = 36.5 g/mol Cada mol de HCl aporta 1 equivalente (1 H+) Se tienen 0.365 g en 100 ml de solución (0.01 mol en 0.1L): Calcular equivalentes: Aplicamos la formula de Normalidad La solución es 0.1 N de HCl Ejemplo 3 La Normalidad se usa mucho en titulaciones ácido-base y reacciones redox, porque relaciona directamente la concentración con la capacidad de reacción del soluto.

Tecnología Médica Laboratorio Clínico y Anatomía Patológica pH. Ácidos y bases conjugadas. Buffers. Regulación del pH SESIÓN 07 Mtra FLOR DE MARÍA SUÁREZ ARRIBASPLATA 1. Acido- sustancia que en disolución acuosa produce iones H+1 Ejemplo: HCl (ac) ----- H+1 (ac) + Cl-1 (ac)). 2. Base.- sustancia que en disolución acuosa produce iones OH-1 Ejemplo: NaOH (ac) ----- Na+1 (ac) + OH-1 (ac) Esta teoría no incluía las bases que no contienen OH Teoría ácido-base de Arrhenius 1. Acido- especie química que dona un protón. 2. Base.- especie química que acepta un protón.

Ejemplo: HCl + H2O ----- Cl-1 + H3O+1 acido base base conjugada ácido conjugada NH3 + H2O NH4 +1 + OH-1 base acido acido conjugada base conjugada Teoría ácido-base de Bronsted y Lowry Teoría ácido-base de Bronsted y Lowry 1. Acido de Lewis- especie química (átomo, ion, molécula) que es un aceptor de pares de electrones. 2. Base de Lewis.- especie química que un dador de electrones Ejemplo: Teoría ácido-base de Lewis La fuerza de un ácido y de una base está determinado por la capacidad que tienen de donar o aceptar un protón.

Acido fuerte.- son sustancias químicas que se disocian totalmente al ser disueltas en agua (el porcentaje de ionización es 100%), constituyendo un proceso irreversible, pueden ser buenos conductores eléctricos. Entre los ácidos fuertes tenemos HClO4, Hl, HBr, HCl, H2SO4, HNO3. Ejemplo: Fuerza relativa de ÁCIDOS Y BASES Base fuerte.- son sustancias químicas que se disocian en 100%, debido a que la reacción de disociación transcurre en un solo sentido ( ).

Entre las bases fuertes tenemos: LiOh, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2 y Ba(OH)2 Ejemplo: Ácidos débiles.- son ácidos que se disocian parcialmente (ceden con dificultad su protón), en un proceso reversible que presenta un equilibrio iónico. Ejemplo Fuerza relativa de ÁCIDOS Y BASES Bases débiles.- son bases que se disocian parcialmente (ceden con dificultad un protón), en un proceso reversible que presenta un equilibrio iónico.

Ejemplo: La fuerza de un acido y de una base depende de su constante de acidez o basicidad, a mayor valor de la constante, mayor facilidad del acido o base para disociarse (mayor fuerza acida o básica) Fuerza relativa de ÁCIDOS Y BASES Fuerza relativa de ÁCIDOS Y BASES 1.- Indique cual de las siguientes disoluciones es ácida, básica o neutra. [OH-] = 1X 10 -2 M [H+ ] = 1 x 10 -3 M [OH-] = 1 x 10 -10 M [H+ ] = 1 x 10 -7 M Respuestas: a. Básica b. ácida c. ácida d.

neutra Ejercicio 1 1.- Que cantidad de NaOH se necesitan para preparar 500 ml de una disolución con pH = 10 Paso 1: Relación entre pH y [OH ] El pH esta relacionado con el pOH: pOH = 14 – pH = 14 – 10 = 4 [OH ] = 10-pOH = 10-4 M La disolución debe tener una concentración de 1 x 10-4 M de OH- Paso 2: Relación con NaOH El NaOH es una base fuerte, se disocia completamente: [NaOH]=[OH ]=1×10 4 M Ejercicio 2 1.- Que cantidad de NaOH se necesitan para preparar 500 ml de una disolución con pH = 10 Paso 3: calcular moles en 500 ml n= M V= (1×10 4) 0.5 = 5 × 10 5 mol Se necesitan 5 x 10 -5 moles de NaOH Paso 4: Convertir a gramos Masa molar NaOH = 40 g/mol m= n PM = (5×10 5) 40 = 2×10 3 g Debes pesar 0.002 g de NaOH sólido ( 2 mg) Ejercicio 2 1.- Calcular el pH de HCL 0,1 M Respuesta: pH = 1 Ejercicio 3 El agua tiene una ligera tendencia a disociarse: 1 molécula de cada 10 millones de moléculas = 1/10000000 = 1/107 = 1 x 10-7 Ionización del agua H2O H+ + OH- Protón o Ión hidrógeno Ión hidróxido o hidroxilo Ionización del agua Ionización del agua Ionización del agua El agua presenta una conductividad muy baja debido a que se ioniza en muy poca proporción.

Según Bronsted, es un anfiprótico: pudiendo actuar como un acido o como una base, produciéndose el siguiente equilibrio: Y como la mayor parte de las moléculas de agua no se disocian, la concentración de agua se puede considerar constante y englobarla en Kw, obteniendo: Autoionización del agua Donde: Kw: Producto iónico del agua Así, podemos distinguir 3 tipos de disoluciones, según las proporciones de los iones procedentes de la ionización del agua: Considera: Autoionización del agua Propuesta por Sorensen en 1909. El pH es el logaritmo decimal del inverso de la concentración de iones Hidronio (o el menos logaritmo decimal de la concentración de iones hidronio).

De la aplicación de las propiedades de los logaritmos, y del conocimiento de los valores posibles de la concentración de iones Hidronio, obtendremos que el pH puede variar entre 0 y 14; de modo que los tipos de disoluciones se caracterizaran : Concepto y escala de pH pH pH en alimentos De la misma manera puede definirse el pOH : Concepto y escala de pH En general: Hidrolisis de sales Ejemplo: HCl NO se produce hidrolisis, ya que tanto el NA+ que es un acido muy débil, como el CL- que es una base muy débil; apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios: Están muy desplazados a hacia la izquierda.

Sales procedentes de acido fuerte y base fuerte Ejemplo: Na+CH3-COO- SI se produce hidrolisis, ya que el NA+ es un acido muy débil, y apenas reacciona con agua, pero el CH3-COO- es una base fuerte y si reacciona con esta de forma significativa: Lo que provoca que el pH > 7 (básico) Sales procedentes de acido débil y base fuerte Ejemplo: NH4Cl Si se produce hidrolisis, ya que NH4 + es un acido relativamente fuerte, y reacciona con agua, mientras que el CL- es una base débil y no lo hace de forma significativa: Lo que provoca que el pH < 7 (ácido) Sales procedentes de acido fuerte y base débil Ejemplo: NH4CN En este caso tanto el catión NH4 + como el anión CN- se hidrolizan y la disolución será acida o básica según que ion se hidrolice en mayor grado.

Como Kb(CN-) = 2 x 10-5 M y Ka(NH4 + ) = 5,6 x 10-10 M En este caso, la disolución es básica ya que: Kb(CN-) > Ka(NH4 + ) Sales procedentes de acido débil y base débil Determinar el pH de las siguientes sales al estar disueltas en agua: 1.- Bicarbonato de sodio (NaHCO3) 2.- Fosfato de sodio 3.- Cloruro de potasio 4.- Sulfato de amonio 5.- Nitrato de sodio 6.- carbonato de sodio 7.- Fosfato acido de sodio Ejemplos Disociación: NaHCO3 ----- Na+ + HCO3 - Análisis: Na+: neutro (base fuerte NaOH) HCO3-: anfitrópico (puede actuar como base o acido).

Predomina su carácter básico leve porque capta H+ ----- H2CO3 pH esperado: 8-9 (ligeramente básico) Los sistemas amortiguadores de pH (Buffers, tampons), mantienen el pH casi constante. Amortiguadores Sistemas Buffer (Amortiguadores) Sistemas Buffers. Componentes Amortiguadores, Buffers o Tampones Son sistemas encargados de evitar grandes cambios del pH. Por lo general, son soluciones de: Ácidos débiles y de sus bases conjugadas o de Bases débiles y sus ácidos conjugados.

pH fisiológico pH Sangre arterial : 7.35 - 7.45 pH (Compatible con la vida): 6.8 - 7.8 pH y Buffers fisiológicos Buffers fisiológicos Buffers del Plasma: CO2 + H2O H2CO3 HCO3 - + H+ Hb- + H+ HbH+ Sistema bicarbonato/ácido carbónico Ácido carbónico Bicarbonato Sistema hemoglobina Hemoglobina Buffers fisiológicos PO4H2 - PO4H- + H+ Buffers intracelulares: Pr - + H+ PrH+ Sistema Fosfato Sistema Proteínas Fosfato Proteínas pH y Buffers fisiológicos pH y Buffers fisiológicos Sistema Buffer: Bicarbonato de sodio Sistema Buffer: Bicarbonato de sodio pH y Buffers fisiológicos pH y Buffers fisiológicos Transporte del exceso de hidrogeniones por el tampón fosfato GRACIAS QUÍMICA Tecnología Médica Laboratorio Clínico y Anatomía Patológica