1.2.1 ACIDO BASE
Según la definición de Lewis un acido es aquel que tiene la capacidad de disociarse (ceder protones de hidrogeno) y una base la que tenga la cualidad de captar H+.
A esto debemos agregar la existencia de acidos o bases fuertes y debiles, siendo las fuertes las que tienen al capacidad de disociarse de forma independiente del medio (independiente del pH). A su ves las debiles son las que dependen del pH del medio y de la constante de disociación (Kd, Ka, K`).
Ejm.
Fuertes
HCl --> H+ + Cl-
H2SO4 --> 2 H+ + SO4 - -
KOH --> K+ + OH-
NaOH --> Na+ + OH-
Debil
R-COOH --> R-COO- + H-
1.2.2 CONSTANTE DE DISOCIACION
Constante = (productos x productos)/reactants
Ej. R-NH3+ à RH2 + H+
Kd= [RH2]x[H+]/[ R-NH3]
Serensen describió una forma mas fácil de comprender la concentración de protones de hidrogeno ya que esta utiliza exponente en base diez y signos negativos. La solución al problema fue aplicar el log negativo, a lo que llamo pH. Y a el –log de Kd lo llamo pK.
[H+] = 10-6 à - log 10-6 = 6
Ahora supongamos que HA es un acido debil y que A- correponde a la base conjugada. Por lo tanto:
[HA] = H+ + A-
Kd = [H+] x [A-] / [HA]
[H+] x [A-] = Kd x [HA]
[H+] = log {Kd x ([HA] / [A-])}
- log [H+] = -log Kd – log ([HA] / [A-])
|
pH = Pk - log ([HA] / [A-]) ->
A esta ecuación final es a la que llamamos de Hendesor-Hasselbach.
pH = Pk + log [A-] / [HA]
Si [A-] = [HA] = 4M (molar) entonces:
pH = pk + log 4M/4M à ph = pk
Cuando esto ocurre el 50% se encuentra disociado y el el resto protonado.
R-NH3+ = RH2 + H+
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