SEMANA 13

SOLUCIONES BUFFER

BUFFERTambién llamado Solución Reguladora, 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-).

Cambio de pH tras añadir acido/base al buffer

Cambio de pH tras añadir ácido/base al agua

Cambio de pH tras añadir ácido/base a una disolución amortiguadora

Una solución amortiguadora reduce el impacto de los cambios drásticos de H+ y OH- .Está formada por un ÁCIDO DÉBIL y una SAL del mismo ÁCIDO o por una BASE DÉBIL y una SAL de la misma BASE. La solución amortiguadora contiene especies que van a reaccionar con los iones H+ y OH- agregados.

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

Capacidad amortiguadora de un Buffer Ácido

Al agregar un ACIDO FUERTE: Los iones H+ adicionados reaccionan con la SAL del ÁCIDO DÉBIL en solución y producen el ÁCIDO DÉBIL.

Buffer Ácido HCOOH/HCOO- Na+

HCOO- + H+ ↔ HCOOH

Al agregar 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

Forma en que actúan

EJERCICIO:Capacidad amortiguadora de un buffer básico. NH3/NH4Cl

Capacidad amortiguadora de un buffer básico Al agregar un ACIDO FUERTE: Los iones H+ adicionados reaccionan con la Base en solución y producen Sal y agua. NH3/NH4Cl (NH4OH / NH4 Cl )

NH4OH + H+ ↔ NH4+ + H2O

Al agregar una BASE FUERTE:Los iones OH- adicionados reaccionan con la sal para formar nuevamente la base débil. NH4

+ + OH- ↔ NH4OH

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 comobuffer.

Buffer Intracelular más importante:

H2PO4- / HPO4

-2

Buffer Sanguíneo más importante:H2CO3 / HCO3

-

Como producto final del metabolismos de produce CO2 en las células; una parte de éste se lleva a los pulmones para eliminarlo y lo demás se disuelve en el plasma y saliva para formar ácido carbónico. CO2 + H2O ↔ H2CO3

Los riñones aportan HCOHCO33- - produciendose asi el

buffer. CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ HH++ + HCO + HCO33--

Otros sistemas que ayudan a mantener el pH sanguíneo son:

•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 las moléculas.

pH sanguíneo pH sanguíneo

7.35 -7.457.35 -7.45

Los cambios de pH por debajo de 6.8 y por encima de 8 no permiten el funcionamiento adecuado de las células y a éstos niveles sobreviene la muerte.

Valores Normales en Sangre Arterial

Componentes Valor normal

PCO2 40 mmHgH2CO3 2.4 mmoles/ L de plasma

HCO3 - 2.4 mmoles / L de plasma

pH 7.35 – 7.45

pH sanguíneo pH sanguíneo

7.35 -7.457.35 -7.45AcidosisAcidosis

pH pH debajo debajo de 7.35de 7.35

AlcalosisAlcalosispHpH

arriba de arriba de 7.457.45

Acidosis respiratoriaAcidosis respiratoria::Al aumentar la concentración de CO2 se produce mas H2CO3; produciéndose mas H+ y por lo tanto el pH disminuye por lo que hay acidosis, puede darse por respiración dificultosa, enfisema o neumonía.Al aumentar CO2 el O2 disminuye.

Tipos de Acidosis:Respiratoria

yMetabólica

Resumiendo el proceso se daría así:La dificultad de respirar o un ambiente pobre en oxígeno, permite que se eleve la concentración 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 ↔ HH++ + HCO + HCO33--

Alcalosis respiratoriaAlcalosis 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.

Tipos de Alcalosis:Respiratoria

yMetabólica

La hiperventilación, genera:Alcalosis porque el incremento de la [O[O22] ] hace bajar la [CO[CO22] ] produciéndose menos Hmenos H22COCO33 y por consiguiente el pH sube.

Al bajar la presión parcial de CO2 el equilibrio lleva a la formación de CO2 Y H2O.

CO2 + H2O ↔ H2CO3

Esto disminuye la [ H+ ] y por lo tanto eleva el pH.

pKa y pKb

De la misma forma que para el pH, hay expresiones similares para pKa y pKb, basadas en las constantes de ionización.

Por lo tanto: cuanto mas grande es pka más débil es el ácido cuanto mas grande es pKb mas débil es la base

Ejercicio:Ejercicio:Encuentre el pKEncuentre el pKaa del ácido acético, si posee un valor del ácido acético, si posee un valor

de de Ka = 1.8 x 10-5.

pKpKaa = - log K = - log Kaa

pKpKbb = - log K = - log Kbb

Para un par conjugado ácido base el producto de Ka y Kb es igual a Kw.

Por lo tanto cuando se conoce una de ellas se puede obtener el valor de la otra.

Para un par conjugado ácido base :

(Ka) (Kb) = Kw

pKa + pKb = 14 (a 25 grados centígrados)

CÁLCULO DE PH EN UN BUFFER Ecuación de Henderson Hasselbach

pOH= pKb + Log pOH= pKb + Log [Sal][Sal] [Base][Base]

pH= pKpH= pKaa + Log + Log [Sal][Sal]

[Ácido][Ácido]

pOH= pKpOH= pKbb + Log + Log [Sal][Sal]

[Base][Base]

[H[H++] ] = Ka = Ka [ácido][ácido] [sal][sal]pH pH = -log [H= -log [H++]]

[OH[OH--] ] = Kb = Kb [base][base] [sal][sal][H+] [H+] = = 1 X 101 X 10-14-14

[OH][OH]

Otro procedimiento para calcular pH en soluciones Buffer:

1.Calcule el pH de una solución Buffer formada por 0.5 moles de CH3COOH (ácido acético) y 0.8 moles de CH3COONa (acetato de sodio) disueltos en 1000 ml de solución. Ka = 1.8 x 10-5

[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 = 4.944.94

Resolución con la ecuación de Henderson-Hasselbach pH = pKa + log [sal]

[ácido]

pKa=-log KapKa = -log ( 1.8 x 10-5) = pKa =4.74pH= 4.74 + log (0.8M) (0.5M)pH= 4.74+0.20= 4.94

2.Cuál será el pH del buffer anterior si se le AGREGAN NaOH 0.06 M ?.

CH3COOH + OH- ↔ CH3COO- + H2O0.5 M 0.06M 0.8M

0.5M-0.06M =0.44M de CH3COOH0.8M+0.06M=0.86M de CH3COO-

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= 5.035.03

3.¿Cuál será el pH del buffer inicial si añadimos HCl 0.04 M ?

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

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= 4.884.88

4. ¿Cuál será el pH de un buffer preparado asi:0.2 moles de CH3NH2

0.3 moles de CH3NH2Clen 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 = 3.533.53

pH+ pOH= 14pH+ pOH= 14pH= 14 - 3.53= 10.47pH= 14 - 3.53= 10.47

Resolución: (con la ecuación de Henderson-Hasselbach): pOH = pKb + log [sal]

[base]

pKb=-log KbpKb = -log ( 4.4 x 10-4) = pKb =3.36pOH= 3.36 + log (0.3M) (0.2M)pOH= 3.36 + 0.176= 3.53

pH = 14 – 3.53 = 10.47