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SEMANA 13 SOLUCIONES BUFFER

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SEMANA 13 SOLUCIONES BUFFER. Una solución Reguladora, Buffer , Tampón o Amortiguadora es: un sistema que tiende a mantener el pH casi constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos (H + ) ó bases (OH - ). .

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Presentation Transcript
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SEMANA 13

SOLUCIONES BUFFER

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Una solución Reguladora, Buffer , Tampón o Amortiguadora es:

un sistema que tiende a mantener el pH casi constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos (H+) ó bases (OH-).

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Una solución amortiguadora reduce el impacto de los cambios drásticos de H+ y OH- .

Se prepara con un ÁCIDO DÉBILy unaSALdel mismo ÁCIDO o empleando unaBASE DÉBILy una SALde la misma BASE. La solución amortiguadora contiene especies que van a reaccionar con los iones H+ y OH- agregados.

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Componentes:

Buffer ácido:

Formado por un ácido débil

y su sal.

Ejemplo:

CH3COOH/CH3COONa

Buffer básico:

Formado por una base débil

y su sal.

Ejemplo:

NH3/NH4Cl

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Función e Importancia Biológica:

En los organismos vivos, las células deben mantener un pH casi constante para la acción enzimática y metabólica.

Los fluidos intracelulares y extracelulares contienen pares conjugados ácido-base que actúan como

buffer.

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Buffer Intracelular más importante:

H2PO4- / HPO4-2

Buffer Sanguíneo más importante:

H2CO3 / HCO3-

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Otros sistemas que ayudan a mantener

  • el pH sanguíneo son:
          • H2PO4- / HPO4-2
          • Proteínas
          • Ácidos Nucleicos
          • Coenzimas
          • Metabolitos intermediarios

Algunos poseen grupos funcionales que son

ácidos o bases débiles, por consiguiente,

ejercen influencia en el pH intracelular y éste

afecta la estructura y el comportamiento de tales moléculas.

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pH sanguíneo

7.35 -7.45

Alcalosis

pH

arriba de 7.45

Acidosis

pH

debajo de 7.35

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Tipos de Acidosis:

Respiratoria

y

Metabólica

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Al aumentar la concentración de CO2 disminuye la concentración de O2 y el pH disminuye por lo que hay acidosis, puede darse por respiración dificultosa, efisema o neumonía.

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La dificultad de respirar o un ambiente pobre en oxígeno, permite que se eleve la concetración de [CO2] favoreciendo la formación de ácido carbónico, el cual se disocia en H+ y HCO3- de acuerdo a la siguiente reacción:

CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ H+ + HCO3-

slide13

Tipos de Alcalosis:

Respiratoria

y

Metabólica

slide14

Respiratoria

Al aumentar la concentración O2 disminuye la concentración de CO2 y el pH aumenta por lo que hay alcalosis, puede ser por hiperventilación o respiración rápida.

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La hiperventilación, genera

Alcalosis porque el incremento de la [O2] hace bajar la [CO2] produciéndose menos H2CO3

y por consiguiente el pH sube.

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Capacidad amortiguadora de un Buffer Ácido

      • Si se agrega un ACIDO FUERTE: Los iones H+ adicionales reaccionan con la SAL del ÁCIDO DÉBIL en solución y producen el ÁCIDO DÉBIL

Buffer Ácido HCOOH/HCOO- Na+

HCOO- + H+↔ HCOOH

Al aumentar la [ácido], disminuye la [sal]

Ya que el equilibrio tiende a formar el ácido.

Base conjugada (Sal)

Ácido débil

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Capacidad amortiguadora de un Buffer Ácido

  • Si se agrega una BASE FUERTE, los iones H+ presentes en solución neutralizan a los iones OH- produciendo H2O.

Buffer Ácido HCOOH/HCOO- Na+

HCOOH + OH-↔ HCOO- + H2O

Al aumentar la [sal], disminuye la [ácido]

Ya que el equilibrio se desplaza hacia la formación de la base conjugada o sal.

Base conjugada (Sal)

Ácido débil

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La Ecuación de Henderson Hasselbach

pH= pKa + Log [Sal]

[Ácido]

Donde: pKa = -log Ka

Y para las bases:

pOH= pKb + Log [Sal]

[Base]

Donde: pKb = -log Kb

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Procedimiento para calcular pH de

Soluciones Buffer

[H+] = Ka [ácido]

[sal]

pH = -log [H+]

[OH-] = kb [base]

[sal]

[H+] = 1 X 10-14

[OH]

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1.Calcule el pH de una solución Buffer formada por 0.25 moles de CH3COOH (ácido acético) y 0.4 moles de CH3COONa (acetato de sodio) disueltos en 500 ml de solución. Teniendo una Ka = 1.8 x 10-5

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Tenemos:

0.25 moles de CH3COOH

0.40 moles de CH3COONa

500 ml de solución

Ka= 1.8 x 10-5

Calcular : [CH3COOH]= 0.25 moles= 0.5M

0.5 L

[CH3COONa]=0.40 moles =0.8M

0.5L

[H+]= Ka [ácido]

[sal]

[H+]= 1.8 x 10-5[0.5M] = 1.125 x 10 -5

[0.8M]

pH = -log 1.125 X 10-5 = 4.94

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Con la ecuación de Henderson-Hasselbach

pH = pKa + log [sal]

[ácido]

pKa=-log Ka

pKa = -log ( 1.8 x 10-5) = pKa =4.74

pH= 4.74 + log (0.8M)

(0.5M)

pH= 4.74+0.20= 4.94

slide23

Cuál será el pH del buffer anterior si añadimos 0.03 moles NaOH

[NaOH]= 0.03 moles = 0.06 M

0.5 L

CH3COOH + OH-↔ CH3COO_+ H2O

0.5 M 0.06M 0.8M

0.5M-0.06M =0.44M de CH3COOH

0.8M+0.06M=0.86M de CH3COO-

slide24

NUEVO pH

pH = pKa + log [sal]

[ácido]

pKa=-log Ka

pKa = -log ( 1.8 x 10-5) = pKa =4.74

pH= 4.74 + log (0.86M)

(0.44M)

pH= 4.74 + 0.29= 5.03

slide25

Cuál será el pH del buffer inicial si añadimos 0.02 moles HCl

[HCl]= 0.02 moles = 0.04 M

0.5 L

CH3COONa + H+↔ CH3COOH + Na+

0.8 M 0.04M 0.5M

0.8M-0.04M =0.76M de CH3COO-

0.5M+0.04M=0.54M de CH3COOH

slide26

NUEVO pH

pH = pKa + log [sal]

[ácido]

pKa=-log Ka

pKa = -log ( 1.8 x 10-5) = pKa =4.74

pH= 4.74 + log (0.76M)

(0.54M)

pH= 4.74 + 0.14= 4.88

slide27

Tenemos:

0.2 moles de CH3NH2

0.3 moles de CH3NH3Cl

1 Lt de solución

Kb= 4.4 x 10-4

[OH-]= Kb [base]

[sal]

[OH-]= 4.4 x 10-4[0.2M] = 2.93 x 10 -4

[0.3M]

pOH = -log 2.93 X 10-4 = 3.53

Recordar: pH+ pOH= 14

pH= 14 - 3.53= 10.47

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Con la ecuación de Henderson-Hasselbach

pOH = pKb + log [sal]

[base]

pKb=-log Kb

pKb = -log ( 4.4 x 10-4) = pKb =3.36

pOH= 3.36 + log (0.3M)

(0.2M)

pOH= 3.36 + 0.176= 3.53

pH = 14 – 3.53 = 10.47