Transcript buffer.

Química
Soluciones Reguladoras
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Lic. Raúl Hernández M.
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Contenido
1
Concepto y componentes
2
Buffer sanguíneos
3
Cálculo de pH de buffer
4
Aplicación biológica
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Nombres Usados
Soluciones Amortiguadoras
Soluciones Reguladoras
Soluciones Buffer
Soluciones Tampón
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Importancia
Las soluciones reguladoras son muy
importantes en las reacciones químicas que se
llevan a cabo en el laboratorio, en los procesos
industriales y en nuestro cuerpo.
Por ejemplo, la actividad catalítica de las
enzimas en las células, la capacidad portadora
de oxígeno por la sangre y, en general, las
funciones de los fluidos de los organismos
animales y vegetales dependen del pH, el cual
es regulado por uno o varios de estos sistemas.
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Definición
Solución
Reguladora
Si se agrega
Es una
solución
una pequeña
cantidad de ácido o
base a la solución
reguladora, el pH de
la solución
permanece casi
constante.
constituida de un
ácido débil y su sal,
o una base débil y
su sal.
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Un buen ejemplo de
una solución reguladora es la sangre
que tiene un pH de 7.35. La adición de
"pequeñas" cantidades de ácido o base
a la sangre, hará que ésta cambie su
valor de pH relativamente poco en el
orden de unas pocas centésimas.
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Puede haber soluciones
reguladoras básicas que tienen valores
de pH por encima de 7, y soluciones
reguladoras ácidas con valores de pH
menores de 7.
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Las soluciones reguladoras básicas se
preparan a partir de mezclas de bases
débiles base que se disocia o ioniza en
pequeño grado, es decir que produce
una pequeña cantidad de iones hidroxilo
(OH-) en agua. y sus sales o ácidos
conjugados.
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Las soluciones reguladoras ácidas se
preparan a partir de mezclas de ácidos
débiles es un ácido que se disocia o
ioniza en pequeño grado; es decir que
produce una cantidad muy pequeña de
iones hidrógeno (H+). y sus sales o
bases conjugadas.
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Tabla de soluciones reguladoras
Ácido débil
Fórmula
Base conjugada
Fórmula
Rango de pH
CH3COOH
acetato
CH3COO-
3.6 - 5.8
H2CO3
bicarbonato
HCO3-
5.4 - 7.4
HCOOH
formiato
HCOO-
2.7 - 4.7
HF
fluoruro
F-
2.2 - 4.2
Fórmula
ácido conjugado
Fórmula
Rango de pH
Amoníaco
NH3
amonio
NH4+
8.2 - 10.2
Carbonato
CO3-2
bicarbonato
HCO3-
9.3 - 11.3
Fosfato
PO4-3
fosfato hidrogenado
HPO4-2
11.6 - 13.6
Ácido acético
Ácido carbónico
Ácido fórmico
Ácido fluorhídrico
Base débil
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Ecuaciones de equilibrio
A continuación se muestran las ecuaciones de
equilibrio entre el ácido o base débil y su
correspondiente ácido o base conjugada para
los ejemplos de la tabla anterior:
 Ácido acético:

CH 3COOH
CH 3COO  H
ác. acético
acetato
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
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Ecuaciones de equilibrio
 Ácido carbónico:
H 2CO3
HCO3  H 
ác. carbónico
bicarbonato
 Ácido fórmico:
HCOOH

HCOO  H
ác. fórmico formiato
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
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Ecuaciones de equilibrio
 Ácido fluorhídrico:
F  H 
HF
ác. fluorhídrico
fluoruro
 Amoníaco:
NH 3 + H2O
NH4  OH 
amoníaco
amonio
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Ecuaciones de equilibrio
 Carbonato:
CO32 + H 2O
HCO3  OH 
carbonato
bicarbonato
 Fosfato:
PO43 + H 2O
HPO42  OH 
fosfato
fosfato ácido
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Solución ácido acético-acetato
 Una solución reguladora que se usa bastante en los
laboratorios de química esta constituida por ácido
acético (ácido débil) y acetato de sodio (sal o base
conjugada).
 Esta solución reguladora se considera ácida.
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 Si se agregan cantidades iguales de ácido acético y
acetato de sodio, se produce una solución reguladora
que tiene un pH de 4.7.
 Tal como se indicó en la introducción, el equilibrio que
se produce es el siguiente:

CH 3COOH
CH 3COO  H
ác. acético
acetato
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
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Problema 1
 Un ejemplo concreto de esta solución reguladora podría
contener 0.1 mol/litro de ácido acético y 0.1 mol/litro de
acetato de sodio. Para encontrar el pH de esta solución
realizamos los siguientes cálculos partiendo del valor
teórico de la constante de ionización del ácido acético
que es 1.8x10-5:
CH 3COO    H  
K eq 
CH 3COOH 
CH 3COOH  =K  0.1M 
 H    K eq
eq
CH 3COO  
 0.1M 
 H    1.8 x105 M
pH=-log(1.8x105 )= 4.74
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 H    K eq
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Del ejemplo anterior, se puede generalizar
diciendo que para cualquier solución
reguladora, la concentración de ion hidrógeno o
del ion hidroxilo es igual a:
ácido 


 H   Keq
ion 
OH
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
base 

  Keq
ion 
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Ecuación de Henderson-Hasselbalch
 También se puede utilizar la ecuación de HendersonHasselbach para calcular el pH:
pH  pKa  log
 sal 
 ácido 
pKa   log K a
pH   log1.8 x10
pH  4.74  log1
pH  4.74  0
pH  4.74
19
5
0.1

 log
 0.1
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 Calculadora para ecuación de Henderson-Hasselbach
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Problema 2 (agregar NaOH)
A la solución reguladora de ácido acéticoacetato del problema 1 que tiene un pH de 4.74,
se le puede agregar una cantidad de NaOH que
haría la solución 0.02 M en NaOH si la solución
reguladora no estuviera presente. Calcular el
nuevo pH.
 En principio, al agregar una solución de base
fuerte (NaOH), esta reacciona con el ácido
acético que constituye la solución reguladora.
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La reacción que se lleva a cabo disminuye la
concentración de ácido acético y aumenta la
concentración de acetato de sodio:
NaOH + CH3COOH
CH3COO- Na + + H2 O
menos 0.02 M más 0.02 M
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 En vista de lo anterior, hay que modificar la ecuación ya
que se consume la concentración de ácido acético
(indicado con el signo negativo) y aumenta la
concentración de ion acetato (indicado con signo
positivo):
ácido - ceba 


 H   Keq
ion + ceba 
ceba=cantidad equivalente de base agregada = 0.02M
 H   1.8 x10

5
 0.1 - 0.02   1.2 x105 M
 0.1  0.02 
pH   log(1.2 x105 M )  4.92
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Problema 3 (agregar HCl)
 A la misma solución reguladora del problema 1 se le
agrega una cantidad de HCl que haría que la solución
fuera 0.02 M.

En principio, al agregar una solución de ácido fuerte
(HCl), este reacciona con la base que es el acetato
disminuyendo su concentración y aumentando la
concentración de ácido:
HCl + CH3COO- Na +
CH3COOH + NaCl
menos 0.02 M
más 0.02 M
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 H

ácido + ceaa 

  Keq
ion - ceaa 
ceaa=cantidad equivalente de ácido agregada = 0.02M
 H   1.8 x10

5
 0.1 + 0.02   2.7 x105 M
 0.1  0.02 
pH   log(2.7 x105 M )  4.57
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Comparación de pH
4.74
4.92
4.57
Solución Reguladora
Agregando base
Agregando ácido
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Buffer alcalino (problema 1)
 Cuál es el pH de un buffer de amoníaco 0.2 M y cloruro
de amonio 0.18 M si la Kb=1.8x10-5
NH 3 + H2O
NH4  OH 
amoníaco
amonio
 NH 4  OH  
K eq 
 1.8 x105
 NH 3 
 NH3  =1.8 x105  0.2M  =2x105M
OH    Keq
 NH 4 
 0.18M 
pOH  4.70  pH  9.3
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Buffer alcalino (problema 2: + ácido)
 ¿Cuál es el nuevo pH del buffer anterior después de
agregar HCl 0.01M?
NH 3 + H 
amoníaco
disminuye
OH

NH 4
 NH 4  OH  
K eq 
 1.8 x105
 NH 3 
amonio
aumenta
NH3  ceaa 

5  0.2 M  0.01
5
  Keq
=1.8
x
10
=1.8x10
M

 NH 4  ceaa 
 0.18M  0.01
pOH  4.74  pH  9.26
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Buffer alcalino (problema 3: + base)
 ¿Cuál es el nuevo pH del buffer anterior después de
agregar NaOH 0.01M?
NH 4 + OH 
amonio
disminuye
OH

NH 3  OH 
amoniaco
aumenta
 NH 4  OH  
K eq 
 1.8 x105
 NH 3 
NH3  ceba 

5  0.2 M  0.01
5
  Keq
=1.8
x
10
=1.22x10
M

 NH 4  ceba 
 0.18M  0.01
pOH  4.65  pH  9.35
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Sistemas reguladores en la sangre
 sangre es el fluido que transporta los gases de la
respiración, los nutrientes y los productos de desecho
entre los diversos órganos y tejidos.
 Existen sistemas reguladores en la sangre que ayudan
a mantener el pH a 7.35:
 El sistema regulador de fosfato dihidrogenado/fosfato
hidrogenado
 El sistema regulador del ácido carbónico/bicarbonato
 El sistema regulador de proteínas
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Fosfato dihidrogenado-fosfato hidrogenado
 Está constituido por dos aniones poliatómicos en la
sangre, éstos son el fosfato dihidrogenado, H2PO4-, y el
fosfato hidrogenado, HPO4-2.
 El fosfato dihidrogenado, es un ácido débil y el fosfato
hidrogenado es su base conjugada; por lo tanto, se
establece el siguiente equilibrio:
H 2 PO4
H   HPO42
fosfato dihidrogenado
fosfato hidrogenado
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 Cuando se agrega un ácido este equilibrio se desplaza
hacia la izquierda, lo cual produce más H2PO4-.
H   HPO42
H 2 PO4
fosfato hidrogenado
fosfato dihidrogenado
 Cuando se agrega una base este equilibrio se desplaza
hacia la derecha, lo cual produce más HPO4-2.
OH   H 2 PO4
HPO42  H 2O
fosfato dihidrogenado
fosfato hidrogenado
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ácido carbónico-bicarbonato
 El sistema regulador de ácido carbónico-bicarbonato,
tiene la máxima capacidad de controlar el pH de la
sangre porque está vinculado a los pulmones y a los
riñones.

El equilibrio que se establece en la sangre es:
H   HCO3
H 2CO3
ácido carbónico
bicarbonato
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 Como en el sistema regulador de fosfato dihidrogenadofosfato hidrogenado, si se agrega ácido, el equilibrio se
desplaza hacia la izquierda:


3
H  HCO
H 2CO3
bicarbonato
ácido carbónico
 Al agregar una base, el equilibrio se desplaza hacia la
derecha:
OH   H 2CO3
HCO3  H 2O
ácido carbónico
bicarbonato
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Sistema regulador de proteínas
 Las proteínas constituyen un tercer tipo de
sistema regulador de la sangre. Estas
moléculas complejas contienen grupos
carboxilato, -COO-, que reaccionan como
bases, es decir, receptoras de protones. Las
proteínas contienen también iones amonio,
NH4+, que donan protones para neutralizar el
exceso de base.
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Acidosis y alcalosis
 Si el pH llega a bajar, lo cual significa que se incrementó
la acidez de la sangre, a esta condición se le llama
acidosis. La acidosis es característica de diabetes y
enfisemas intratables.
 Si se incrementa el pH de la sangre, lo cual significa que
la sangre tiende a ser más alcalina, esta condición
recibe el nombre de alcalosis.
 Una dosis excesiva de bicarbonato, una exposición a
altas altitudes baja la presión parcial del oxígeno, o una
histeria prolongada puede causar alcalosis.
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Química
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Lic. Raúl Hernández Mazariegos