Transcript Semana 13-10A

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-).
Una solución amortiguadora reduce el
impacto de los cambios drásticos de H+ y
OH- .
Se prepara con un ÁCIDO DÉBIL y
una
SAL
del
mismo
ÁCIDO
o
empleando 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
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.
Buffer Intracelular más importante:
H2PO4- / HPO4-2
Buffer Sanguíneo más importante:
H2CO3 / HCO3-
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.
El pH sanguíneo
7.35 -7.45
pH sanguíneo
Acidosis
pH
debajo de
7.35
7.35 -7.45
Alcalosis
pH
arriba de
7.45
Tipos de Acidosis:
Respiratoria
y
Metabólica
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.
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-
Tipos de Alcalosis:
Respiratoria
y
Metabólica
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.
La hiperventilación, genera
Alcalosis porque el incremento de la
[O2]
hace
bajar
la
[CO2]
produciéndose menos H2CO3
y por consiguiente el pH sube.
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+
Ácido débil
Base conjugada (Sal)
HCOO- + H+ ↔ HCOOH
Al aumentar la [ácido], disminuye la [sal]
Ya que el equilibrio tiende a formar el ácido.
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+
Ácido débil
Base conjugada (Sal)
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.
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
Procedimiento para calcular pH
de
Soluciones Buffer
[H+] = Ka [ácido]
[sal]
pH = -log [H+]
[OH-] = kb [base]
[sal]
[H+] = 1 X 10-14
[OH]
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
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
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
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-
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
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 CH3COO0.5M+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= 4.88
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
[0.3M]
pOH = -log 2.93 X 10-4 = 3.53
Recordar: pH+ pOH= 14
pH= 14 - 3.53= 10.47
-4
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