Transcript Semana 13 - Quimica Medicina

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+ClC6H5NH2 / C6H5NH3+ClNote: 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 de 7.35, genera una
condición conocida como Acidosis.
Si el pH aumenta y es mayor a 7.45, genera una
condición conocida como Alcalosis.
ACIDOSIS ( pH sanguíneo menor de 7.35 )
 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)
OH
-
H+
H2CO3/HCO3H2CO3 + OH- ⇋ HCO3 – + H2O
Note : ↓[ ácido] Y ↑ [ sal]
HCO3- + H+ → H2CO3
Note: ↓ [sal] y ↑[ ácido]
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OH-
H+
H2PO4-/HPO4-2
H2PO4 - + OH- ⇋ HPO4-2 + H2O
Note: ↑[sal] y ↓[ácido]
HPO4-2 + H+ → H2PO4Note: ↑[ácido] y ↓[sal]
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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”.