Semana 13
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Semana 13. SISTEMAS Y SOLUCIONES REGULADORES BUFFER ó TAMPON 2013. Definición. Los sistemas Buffer, amortiguadores, reguladores ó tampón son mezclas (soluciones, dispersiones coloidales), que tienden a mantener el pH constante

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Presentation Transcript


Semana 13

SISTEMAS Y SOLUCIONES REGULADORES BUFFER ó TAMPON

2013


Definición

Los sistemas Buffer, amortiguadores, reguladores ó tampón son mezclas (soluciones, dispersiones coloidales), que tienden a mantener el pH constante

(con pocas variaciones) cuando se le añaden pequeñas cantidades de ácidos y bases.


Componentes de los Buffers

A- Buffer ácidos: formados de un ácido débil y su sal.

Ejemplos:

CH3COOH / CH3COO-Na+.

H2CO3/ HCO3– ( Buffer carbonatos).

H2PO4- / HPO4 -2 ( Buffer de fosfatos).

  • Note que el ácido débil posee un Hidrogeno más que la sal respectiva.

  • Recuerde que todo ácido débil, tiene una Ka.


Cont. Comp. de los buffer

B- Buffer Básicos: Formados por una base débil y su sal.

Ejemplos:

NH3 / NH4+Cl-

C6H5NH2 / C6H5NH3+Cl-

Note: La base débil posee un Hidrogeno menos que la sal respectiva.

Recuerde que toda base débil, posee una Kb.


Importancia de los buffer en los sistemas vivos

Todo organismo vivo, uni o pluricelular, posee dentro de sus células y fuera de ellas en caso de los pluricelulares, sistemas buffer que mantienen el pH dentro de rangos muy constantes. Todo proceso metabólico, requiere de un pH óptimo para realizarse y en cuál, los enzimas trabajan catalizando cada una de las reacciones. Si el pH se altera, se alteran las funciones biológicas incluso se puede llegar a la muerte.


Sistemas buffer de importancia en los seres vivos

  • Buffer de carbonato ( H2CO3 / HCO3- ), es el más importante en la sangre y fluidos extracelulares.

  • Buffer de Fosfatos ( H2PO4- / HPO4-2 ) Es el más importante buffer intracelular.

  • Proteínas : tanto en la sangre como dentro de la célula participan en la regulación del pH.


pH fisiológico

Es el rango de pH, ideal ó adecuado, para un funcionamiento óptimo de los organismos.

En el ser humano, el pH fisiológico, es decir el pH de la sangre, está dentro de:

7.35 – 7.45

Si el pH baja y es menor de7.35, genera una condición conocida como Acidosis.

Si el pH aumenta y es mayor a 7.45, genera una condición conocida comoAlcalosis.


ACIDOSIS ( pH sanguíneo menor de7.35 )

  • A- Respiratoria: Incremento de la [CO2], debido a retención de CO2, debido a inadecuada ventilación pulmonar o hipo ventilación. Ej: neumonía, enfisema,

    Asma, bloqueo de vías por cuerpo extraño.

  • B-Metabólica: acumulación de ácidos ( Ej. Ácido láctico, cuerpos cetónicos),pérdida de bases, ej: diarrea, enfermedades renales, incapacidad de excretar orina ácida


ALCALOSIS ( pH sanguíneo mayor de 7.45)

  • A-Respiratoria: disminución de la [CO2], producida por hiperventilación ( ejercicio extenuante, tensión nerviosa).

  • B-Metabólica: pérdida del contenido estomacal ( vómitos), sobredosis de bicarbonato, ó medicamentos para úlcera estomacal ( antiácidos e inhibidores de bomba de protones) enfermedad renal, abuso de diuréticos. Incremento en [ HCO3-].


Cómo actúa un Buffer ácido?

A) Al añadir un ácido ( H+), la sal ( anión), se combina con el H+ forma el ácido débil,  aumenta [ácido ] y disminuye [sal ].

Ej Buffer de H2CO3 / HCO3 –

AÑADIMOS UN ÁCIDO H+ :

HCO3 - + H+ H2CO3

(disminuye [HCO3-] ( la sal), aumenta [ H2CO3] (el ácido)

AÑADIMOS UNA BASE OH- :

El ácido débil, dona un H +, que se combina con el OH- y forma agua.  disminuye [ácido ]y aumenta [ sal ].

H2CO3 + OH-  HCO3 - + H2O

Disminuye [H2CO3] ( el ácido) y aumenta [HCO3-]( la sal)


Buffer acido carbónico/bicarbonato: H2CO3/HCO3-

OH-

H+

H2CO3/HCO3-

H2CO3 + OH- ⇋ HCO3 – + H2O

HCO3- + H+ → H2CO3

Note : ↓[ ácido] Y ↑ [ sal]

Note: ↓ [sal] y ↑[ ácido]

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Buffer fosfatos H2PO4-/HPO4-2

OH-

H+

H2PO4-/HPO4-2

H2PO4- + OH- ⇋ HPO4-2 + H2O

HPO4-2 + H+ → H2PO4-

Note: ↑[sal] y ↓[ácido]

Note: ↑[ácido] y ↓[sal]

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Buffer Proteínas: NH3+/COO-

OH-

H+

-NH3+/-COO-

NH3+ + OH- ⇋ NH2 + H2O

-COO- + H+ → -COOH

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Cómo actúa un buffer básico

A) Al añadir un ácido, H+, la base lo acepta y forma la

sal. Entonces aumenta [sal] y disminuye [base]

Ejemplo NH3 / NH4+Cl -.

NH3 + H+ NH4+

Disminuye [NH3]( la base) y aumenta [ NH4+](la sal)

B) Al añadir una base OH-, la sal dona un H+, que se combina con el OH- y forma H2O.

NH4 + + OH-  NH3 + H2O

Disminuye [NH4+](la sal) y aumenta [NH3](la base)


Fórmulas para calcular el pH de los sistemas buffer:

Se usaran las ecuaciones de Henderson-Hasselbach.

A- Para Buffer ácidos:

pH = pKa + log [Sal]/ [Acido].*

Recordar que pKa, se calcula :

pKa = -log Ka.

* debe calcular la relación sal/ ácido y sacar el logaritmo. Como este puede ser positivo ó negativo, se sumará ó restará al pKa, según el caso.


Para buffer básicos

1) Calcular primero el pOH, luego restarlo de 14.

pOH =pKb + log [Sal]

[Base]

Recordar que:

pKb= - log Kb.

Luego se calcula el pH: ( recordar pH + pOH = 14 )

pH = 14 - pOH


Ejercicios .

  • Calcule el pH de un buffer de HCOOH 0.2M y HCOO-Na+ , 0.27M. Si Kb = 2.1 x 10 -4.

    Procedimiento:

    Use pH = pKa + log [sal]

    [acido]

    Calcule pKa : -log Ka pKa = -log 2.1 x 10-4 = 3.67

    pH = 3.67 + log [0.27]

    [0.20]

    pH = 3.67 + log 1.35  pH = 3.67 +0.13 = 3.80

    Respuesta = 3.80


Ejercicio buffer básico.

  • Calcule el pH de una solución buffer formada por NH3 0.8M y NH4Cl 0.65M. Kb= 1.8 x 10 -5.

    Resolución, como es buffer básico, debe calcular primero el pOH. Calcule pKb.

    pKb= -log Kb  pKb= -log 1.8 x 10 -5 pKb= 4.74

    pOH = pKb +log [sal]

    [Base]

    pOH = 4.74 + log 0.65

    0.80

    pOH = 4.74 + log o.81  pOH = 4.74 +( -0.09)  pOH = 4.65

    Ahora calcule pH así : pH + pOH = 14

    pH = 14-pOH  pH = 14-4.65 = 9.35  pH = 9.35.


Ejemplo de buffer ácido añadiendo ácidos y bases.

  • Calcule el pH de una solución buffer de CH3COOH 0.4M y CH3COO-Na+ 0.5M. Ka = 1.8 x 10-5. Cuando:

  • A) Se añade HCl 0.08M.

  • Al añadir HCl, se está añadiendo H+, por lo tanto se incrementa [Acido] y disminuye [sal]. Ahora nuevas concentraciones:

  • [CH3COOH]: 0.4 + 0.08 = 0.48

  • [ Sal] : 0.5-0.08 = 0.42

  • Ahora calcule pH:

  • pH = pKa + log [sal] / [acido] 

  • pH= 4.74 + log 0.42 /0.48  pH = 4.74+log0.875

  • pH = 4.74 + (-0.058)  pH = 4.68


Continuación de ejercicio:

  • B- Se añade NaOH 0.06M. Al añadir NaOH, se está añadiendo OH-. Entonces disminuye [ácido] y aumenta [sal]. Las nuevas concentraciones son :

  • [CH3COOH] = 0.4 -0.06 = 0.34

  • [CH3COO-Na+] = 0.5 +0.06 = 0.56.

  • Ahora se calcula pH:

  • pH = Pka + log [sal]

  • [acido]

  • pH = 4.74 + log 0.56/0.34  pH = 4.74 +log 1.64

  • pH = 4.74 + 0.21 = 4.95


Comparación de el pH, después de añadir H+ y OH-

  • Si calculamos el pH del buffer sino se le hubiera añadido H+ y OH-, tenemos:

  • pH = pKa + log [sal]

  • [ácido]

  • pH = 4.74 + log [CH3COONa]

  • [CH3COOH]

  • pH = 4.74 + log 0.5/0.4  pH= 4.74 + log 1.25

  • pH = 4.74 + 0.097 = 4.84

  • Ahora vea al añadir el HCl ( ácido) bajo a 4.68

  • Y al añadir NaOH ( base). subió a 4.95. usted puede ver que las variaciones fueron mínimas.


Ej: cálculo de pH de buffer básico

Calcule el pH de un buffer formado por trimetilamina 0.3M ( Kb= 6.0 x 10 -5 ) y cloruro de trimetilamonio 0.4M.

Resolución en éste caso la trimetilamina es la base y el cloruro de trimetil amonio es la sal. Como es base, se calcula primero el pOH usando la fórmula ya dada:

pOH = pKb +log [sal] / [Base] pKb= -log 6.0 x 10 -5 =4.22

pOH = 4.22 + log 0.4/0.3 pOH = 4.22 +log 1.33 

poH = 4.22 + 0.125  pOH = 4.34

Ahora calcule pH:

Recuerde que pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH  pH = 14- 4.34  pH = 9.66


Cont. Ejercicios de Buffer básicos.

  • Calcule el pH de una solución buffer que contiene NH3 0.4 M y NH4Cl 0.3M . Kb = 1.74 x 10 -5

  • Resolución : recuerde que es base, se calcula el pOH primero y luego el pH.

  • pOH = pKb + log Sal/ Base

  • pOH = 4.76 + log 0.3 / 0.4  pOH = 4.76 + (-0.125)

  • pOH = 4.63 ahora calcule pH

  • pH = 14 –pOH  pH = 14 – 4.63 pH = 9.37.

  • Que sucede si añadimos HCl 0.07M

  • La base disminuye: 0.4 – 0.07 = 0.33 y la sal aumenta 0.3 + o.o7 = 0.37

  • pOH=pKb + log sal/base  pOH = 4.63+log 0.37 / 0.33

  • pOH = 4.68.


Lea y comenta “Química y salud”pág. 306 “Tampones en la sangre”.


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