TP 22 pH 4

TEMA 22
Cátedra de Introducción a la Química para Ciencias Naturales - UNLP
pH IV - SOLUCIONES REGULADORAS, AMORTIGUADORAS O BUFFER
En numerosos procesos y reacciones es necesario mantener constante (o aproximadamente constante) el pH
del medio. Por ejemplo, la actividad enzimática debe desarrollarse en un rango estrecho de pH, por debajo o
por encima de este valor, su actividad catalítica decae porque las proteínas se desnaturalizan (pierden su
estructura característica). Asimismo, el pH del “medio Interno” de un organismo (concentraciones de sales y
gases disueltos que posee en la sangre) debe mantenerse fuertemente regulado para evitar desordenes de la
salud. Durante el metabolismo normal, las células del cuerpo generan constantemente ácidos (pirúvico, láctico,
carbónico, etc.) y bases (derivadas de la degradación de proteínas) en diferente proporción. Estos metabolitos
son excretados a la sangre para su distribución o eliminación lo que provocaría importantes cambios en el pH.
El pH normal de la sangre es de 7,4. Una variación de 0,4 unidades (por debajo de 7,0 o por encima de 7,8) en
este valor, es incompatible con la vida.
Para evitar estos cambios (en el laboratorio o en los organismos) se utilizan soluciones reguladoras,
amortiguadoras o buffer. Son soluciones relativamente concentradas de: a) un ácido débil y una sal del anión
correspondiente o b) de una base débil y una sal del catión correspondiente. Son ejemplos típicos la mezcla de
HAc (ácido acético) y NaAc (acetato de sodio) o NH4OH y NH4Cl
Consideremos a modo de ejemplo el primer caso. En la solución, se producen simultáneamente las siguientes
reacciones:
NaAc
Na+ + AcHAc
Ac- + H+
La primera reacción, es la disociación total de una sal (electrolito fuerte). La segunda, disociación de un ácido
débil, procede obedeciendo a un equilibrio (Ka = 1,8.10-5).
El equilibrio de la segunda reacción, que debido a la naturaleza débil del ácido se encuentra desplazado hacia
la forma no disociada, se encuentra casi totalmente reprimido por la existencia en la solución de una
concentración relativamente elevada de iones Ac-, provenientes de la sal (principio de Le Chatelier). Este efecto
de inhibición de la disociación, por el agregado de una de las especies disociadas al medio, se conoce como
efecto del ión común.
Podemos escribir:
[H+ ][ Ac − ]
Ka =
[HAc]
si despejamos en esta ecuación la concentración de protones:
[HAc]
[H+ ] = Ka.
[ Ac − ]
Suponiendo que la disociación del ácido está inhibida, o sea que la mayor parte se encuentra como moléculas
HAc, podemos asumir que no se disocia apreciablemente y que, en el equilibrio, la concentración de HAc será
igual a la concentración inicial [HAc]in (a la que llamaremos Ca). Además, también podemos suponer, sin
demasiado error, que la concentración de Ac- en el equilibrio será igual a la concentración inicial de la sal (Cs).
Esto es así porque la sal es la única que aporta iones acetatos ya que la contribución de estos iones, por parte
del ácido, es despreciable respecto a la concentración que aporta la sal. Con estas suposiciones queda:
[H+ ] = Ka.
Ca
Cs
Para el cálculo del pH de una solución buffer hay pos procedimientos posibles:
1) reemplazar todos los valores en la expresión anterior a fin de detetminar la [H+] y finalmente calcular el pH, ó
2) aplicar la función p (log negativo de) a toda la ecuación:
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− log[H + ]= − logKa − log
o lo que es lo mismo
pH = pKa − log
Ca
Cs
Ca
Cs
El principio básico de funcionamiento de un buffer se basa en el principio de Le Chatelier, el desplazamiento
hacia un lado u otro del equilibrio de disociación del ácido débil (o base débil).
Si a la solución amortiguadora anteriormente mencionada se le agregan protones, estos reaccionarán con los
iones Ac- y formaran HAc, desplazando el equilibrio hacia los reactivos de la disociación, es decir, la
concentración de ácido aumenta. Pero esto sucede a expensas de la disminución en la concentración de Acque es el que se combina con los protones para formar más ácido. Sin embargo, al ser las concentraciones de
HAc y Ac- muy superiores a la concentración de protones agregados, la relación [HAc]/[Ac-] no cambia
demasiado. Como consecuencia la concentración de protones varía muy poco. Si se agregan OH-, éstos
reaccionarán con el ácido HAc generando Ac- y H2O. Como consecuencia la concentración de HAc disminuirá y
la de Ac- aumentará. La relación de concentraciones variará poco y el pH se mantendrá relativamente
constante.
Como es necesario que en la solución estén presentes tanto la sal como el ácido (o la base) en concentraciones
no muy diferentes, el pH de una solución reguladora varía en general alrededor del pK de la base o el ácido
constituyente.
Si consideramos variaciones de concentraciones entre los límites Ca/Cs = 0,1 y Ca/Cs =10, El pH variará dentro
del rango pKa ± 1
¿Cómo se calcula el pH de una solución reguladora? Supongamos un buffer formado por HAc 0,1M y NaAc
0,01M. La Ka del HAc es 1,8.10-5.
pH = pK − log
Ca
Cs
pH = − log(1,8.10 − 5 ) − log
0,1
0,01
pH = 4,74 + 1 = 5,74
por el agregado de protones u oxhidrilos, dentro de ciertos límites, el pH de esta solución reguladora no variará
apreciablemente de 5,74.
Problemas de aplicación
1- Calcular el pH de una solución buffer constituida por NH4OH 0,5M y NH4Cl 0,5M. Kb=1,8.10-5.
2- Se prepara una solución buffer disolviendo 5 g de HAc (PMR= 60) y 5 g de NaAc (PMR= 82) en un litro de
solución. ¿Cuál será el pH de la solución? ¿Cuál la concentración de protones de la misma? KaHAc = 1,8.10-5.
3-Los fluidos intra y extracelulares de los seres vivos contienen pares ácido-bases conjugados que funcionan
como reguladores del pH por ejemplo, H2CO3/HCO3-.
La sangre tiene un pH de 7,4. Calcule cuál será la relación HCO3- /H2CO3 que se requiere para mantener ese pH
si la Ka para el H2CO3 vale 8.10-7.
4-Calcular:
a) El pH de una solución formada al mezclar 600 ml de HAc 0,1M con 200 ml de NaAc 0,1M.
b) El pH de esta disolución si se agregan 0,001 moles de HCl. (considerar despreciable el cambio de volumen)
c) El pH de esta disolución si se agregan 0,001 moles de NaOH.
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d) El pH de esta disolución si se agregan 0,001 moles de HCl a 800 ml de H2O
e) El pH de esta disolución si se agregan 0,001 moles de NaOH a 800 ml de H2O
5- Otro de los pares que actúan como reguladores del pH de la sangre está constituido por H2PO4-/HPO42-. Si el
pK del H2PO4- es 7,2, y el pH normal de la sangre es 7,4, ¿cuánto valdrá la relación HPO42-/H2PO4-?
6- ¿Cuál o cuáles de los siguientes pares de sustancias utilizaría para preparar una solución buffer? Justifique
HCl/NH4Cl
NH3/NH4Cl
NaCl/HCl
KF/FH
HAc/NaAc
HAc/NaOH
7- Para los siguientes ácidos:
Fluorhídrico (Ka=6.8x10-4); Fórmico (Ka=1.8x10-4); Láctico (Ka=1.4x10-4); Benzoico (Ka=6.5x10-5)
a) Ordénelos según fuerza ácida creciente.
b) Considere soluciones de igual concentración de sus sales sódicas y ordénelas según pH creciente. Justifique
la relación entre éste y el orden establecido en el inciso a.
c) Calcule el PH de las siguientes soluciones:
i) Solución 0.2M del ácido más débil
ii) Solución 0.1M de la sal sódica de dicho ácido
iii) Solución preparada mezclando volúmenes iguales de las dos anteriores.
8- Se desea preparar un litro de buffer de pH= 4,8 a partir de una solución 0,1M de ácido.
a) Seleccione entre los ácidos del ejercicio 7 el más apropiado, justificando su elección.
b) Calcule los volúmenes de solución del ácido elegido y de solución 0,1M de la sal sódica correspondiente
deberá mezclar para preparar el buffer.
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