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SEMANA 13
SOLUCIONES BUFFER
BUFFER
También 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 OHagregados.
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 como
buffer.
Buffer Intracelular más importante:
H2PO4- / HPO4-2
Buffer Sanguíneo más importante:
H2CO3 / HCO3Como 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 HCO3- produciendose asi el
buffer. CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ H+ + HCO3-
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
7.35 -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
H2CO3
HCO3 -
40 mmHg
2.4 mmoles/ L de plasma
2.4 mmoles / L de plasma
pH
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
Acidosis 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.
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 ↔ H+ + HCO3-
Tipos de Alcalosis:
Respiratoria
y
Metabólica
Alcalosis 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.
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.
pKa = - log Ka
pKb = - log Kb
Por lo tanto:
cuanto mas grande es pka más débil es el ácido
cuanto mas grande es pKb mas débil es la base
Ejercicio:
Encuentre el pKa del ácido acético, si posee un valor
de Ka = 1.8 x 10-5.
Para un par conjugado ácido base el producto de Ka
y Kb es igual a Kw.
(Ka) (Kb)
= Kw
Por lo tanto cuando se conoce una de ellas se puede
obtener el valor de la otra.
Para un par conjugado ácido base :
pKa + pKb = 14
(a 25 grados centígrados)
CÁLCULO DE PH EN UN BUFFER
Ecuación de Henderson Hasselbach
pH= pKa + Log [Sal]
[Ácido]
pOH= pKb + Log [Sal]
pOH= pKb + Log [Sal]
[Base]
[Base]
Otro procedimiento para calcular pH en
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 0.5 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
[0.8M]
pH = -log 1.125 X 10-5 = 4.94
-5
Resolución con la ecuación de HendersonHasselbach
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
2.Cuál será el pH del buffer anterior si se
le AGREGAN NaOH 0.06 M ?.
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
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 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
4. ¿Cuál
será el pH de un buffer
preparado asi:
0.2 moles de CH3NH2
0.3 moles de CH3NH2Cl
en 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 = 3.53
pH+ pOH= 14
pH= 14 - 3.53= 10.47
Resolución: (con la ecuación de HendersonHasselbach):
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