SISTEMAS Y SOLUCIONES REGULADORES BUFFER ó TAMPON · (soluciones, dispersiones coloidales), que...
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Semana 13- 2020
SISTEMAS Y SOLUCIONES REGULADORES BUFFER ó
TAMPONDiapositivas con imágenes cortesía de Licda :
Lilian Guzmán
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 BuffersA- Buffer ácidos: formados de un ácido débil y su sal
Ejemplos:
Acido Débil / Sal
CH3COOH / CH3COO-Na+. (Buffer de acetatos)
H2CO3/ HCO3– ( Buffer carbonatos).
H2PO4- / HPO4 -2 ( Buffer de fosfatos).
Note: el ácido débil posee un Hidrogeno más que la sal respectiva.
En el caso de las sales a veces solo se indica al anión y no se coloca al ion metálico que lo acompaña.( vea ejemplos de arriba en buffer de carbonatos y fosfatos)
Recuerde que todo ácido débil, tiene una Ka.
Cont. Compontes de los bufferB- Buffer Básicos: Formados por una base débil y su sal.
Ejemplos:
Base débil / Sal
NH3 / NH4+Cl-
C6H5NH2 / C6H5NH3+Cl-
Note: Las bases débiles generalmente poseen Nitrógeno. Las sales de las bases débiles, poseen un Hidrógeno más que la base respectiva y pueden ir acompañadas de un anión ( Ej: Cl- ). Vea ejemplos anteriores.
Recuerde que toda base débil, posee una Kb.
Los componentes de los buffer entran en un equilibrio :
A- Buffer ácido
Acido débil (donador de H+ )⇄ Sal ( base conjugada aceptor de H+)
H2PO4 - ⇄ HPO4
-2 + H+
Acido débil (donador H+) Sal (base conjugada aceptor de H+ )
B- Buffer Básico :
Base débil ( aceptor de protones H+) ⇄ sal (acido conjugado donador de H+ )
C2H6NH2 + H2O ⇄ C2H6NH3+ + OH -
Base débil (aceptor Sal ( ácido conjugado donador
de protones ( H +) de protones ( H+ )
Importancia de los buffer en los sistemas vivos
Todo organismo vivo, uni o pluricelular, posee dentro y
fuera de sus células, sistemas buffer que mantienen el
pH dentro de rangos muy constantes. Todo proceso
metabólico, requiere de un pH óptimo para realizarse y
en el cuál, los enzimas trabajan a la capacidad
necesaria, catalizando cada una de las reacciones. Si
el pH se altera, se alteran las funciones biológicas
incluso se puede llegar a la muerte, por esa razón la
importancia de los buffer para mantener el pH en
rangos óptimos.
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 el
funcionamiento óptimo de los organismos.
En el ser humano, el pH fisiológico( se toma como
base 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: Ocurre al incrementarse la [CO2], por retención de CO2, debido a una inadecuada ventilación pulmonar o hipo ventilación Ej: neumonía, enfisema, asma, respiración lenta, bloqueo de vías respiratorias por cuerpo extraño.
B-Metabólica: Los pulmones y centros respiratorios funcionan normalmente, pero los ácidos metabólicos se producen muy rápido o se excretan con lentitud. Hay acumulación de ácidos ( Ej. Ácido láctico, cuerpos cetónicos ). También puede deberse a pérdida de bases, como el HCO3
- ej: diarrea. O incapacidad del riñón de excretar H+ .
En ambas acidosis, la compensación principal es la hiperventilación ( aumentar la [ O2] para disminuir [CO2 ].
En unos casos se puede administrar HCO3 – ( generalmente Intravenosa) para compensar la acidosis
ALCALOSIS ( pH sanguíneo mayor de 7.45)
A-Respiratoria: Ocurre al disminuir la [CO2] y aumentar [O2], por hiperventilación ( Histeria, mal manejo de un respirador, llanto prolongado, respiración excesiva a gran altitud , por ejemplo los alpinistas, ejercicio extenuante, tensión nerviosa). Se compensa por excreción de HCO3 – por los riñones y respirar dentro de una bolsa o funda impermeable, ventilar con mezclas ricas en CO2.
B-Metabólica: el cuerpo pierde ácido ó retiene base ( HCO3 -), puede deberse a pérdida del contenido estomacal (vómitos ,succión nasogástrica), sobredosis de bicarbonato, ó medicamentos para úlcera estomacal ( antiácidos e inhibidores de bomba de protones) enfermedad renal, abuso de diuréticos. Se compensa con hipoventilación .
Cómo actúa un Buffer ácido?A) Al añadir un ácido ( H+), la sal ( anión), se combina con el
H+ forma el ácido débil, [ácido ] y [sal ].
Ej. Buffer de H2CO3 / HCO3 –
AÑADIMOS UN ÁCIDO H+ :
HCO3 - + H+ H2CO3
[HCO3-] ( la sal) Y [ H2CO3] (el ácido)
AÑADIMOS UNA BASE OH- :
El ácido débil, dona un H +, que se combina con el OH- y forma agua y la sal respectiva [ácido ] y [ sal ].
H2CO3 + OH- HCO3 - + H2O
[H2CO3] ( el ácido débil) y [HCO3-]( la sal)
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H2CO3/HCO3-
H2CO3 + OH- ⇋ HCO3 – + H2O
HCO3- + H+ → H2CO3
Note : ↓[ ácido] Y ↑ [ sal]
[ H2CO3] y [HCO3-]
Note: ↓ [sal] y ↑[ ácido]
[HCO3-] y [H2CO3 ]
OH-H+
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H2PO4-/HPO4
-2
H2PO4- + OH- ⇋ HPO4
-2 + H2O HPO4-2 + H+ → H2PO4
-
Note: ↑[sal] y ↓[ácido]
[ HPO4-2 ] y [H2PO4
-]
OH- H+
Note: ↑[ácido] y ↓[sal][H2PO4
-] y [HPO4-2]
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-NH3+/-COO-
-NH3+ + OH- ⇋ -NH2 + H2O
Participa el extremo amino
Terminal, donando un H+, para
unirse al OH- y forman agua.
-COO- + H+ → -COOHParticipa el extremo carboxilo
terminal aceptando el H+
OH- H+
Cómo actúa un buffer básicoA) Al añadir un ácido [H +], la base lo acepta y forma
la sal. Entonces [sal] y [base]
Ejemplo NH3 / NH4+Cl -.
NH3 + H+ NH4+
[NH3]( la base) y [ NH4+] (la sal)
B) Al añadir una base OH-, la sal dona un H+, que se combina con el OH- y forma H2O y la base respectiva..
NH4 + + OH- NH3 + H2O
[NH4+] (la sal) y [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].*
el pKa, se calcula :
pKa = -log Ka.
* debe calcular primero la relación numérica [sal ] / [ácido ] y con
éste resultado sacar el logaritmo. Como este puede ser positivo ó negativo, se sumará ó restará al pKa, según el caso.
Para buffer básicos1) Calcular primero el pOH, luego restarlo de 14.
pOH = pKb + log [Sal]
[Base]
Luego pH = 14 - pOH
También puede hacerlo en una sola operación:
pH = 14 – ( pKb + log [ Sal ])
[Base]
Recordar que : pKb = - log Kb.
Calcular primero la relación numérica de la [sal] / [base] y con éste resultado sacar el log. Como estamos obteniendo pOH , debe calcular 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 Ka = 2.1 x 10 -4.
Procedimiento :Use la ec. de Henderson-Hasselbach
pH = pKa + log [sal ]
[acido]
Calcule pKa = -log Ka pKa = -log 2.1 x 10-4 = 3.67pH = 3.67 + log [0.27] sal
[0.20] acido débil
pH = 3.67 + log 1.35 pH = 3.67 +0.13 = 3.80
Respuesta : pH =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 (nos dan Kb),debe calcular primero el pOH .
Usando ecuación : pOH = pKb + log [sal] / [base]
calcule pKb= -log Kb pKb = -log 1.8 x 10 -5 pKb = 4.74
Use ecuación Henderson - Hasselbach
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 = 14 - pOH . Este paso es obligado para buffer básicos
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+, y [Acido] y [sal]. Hay que sumar al ácido débil la concentración del ácido añadido (0.08). A la sal se le resta la concentración del ácido añadido (o.o8). 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+log 0.875
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 [ácido] y [sal]. Se resta la concentración de base añadida ( 0.06) a la concentración del ácido. Y a la sal se le suma esa concentración. Nuevas concentraciones :
Acido [CH3COOH] = 0.4 -0.06 = 0.34
Sal : [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 básicoCalcule 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 ( C3H9N )es la base y el cloruro de trimetil amonio ( C3H9NH +Cl -)la sal. Como es base, se calcula primero el pOH usando la fórmula ya dada y luego se resta de 14.:
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
Respuesta 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. Calcule pKb = -log Kb
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 al buffer anterior le añadimos ácido,
por ejemplo: HCl 0.07M. La base acepta el protón del
ácido ( H+) y disminuye su concentración y forma a la
sal. Por eso restamos la concentración del ácido
añadido (0.07) a la base y la sumamos a la sal.
Nuevas concentraciones:
Base [ NH3]= 0.4 – 0.07 = 0.33 y
Sal [ NH4Cl] = 0.3 + 0.07 = 0.37Ahora calculemos el pH. Como es buffer básico, primero
calculamos el pOH:
pOH= pKb + log sal /base pOH = 4.76+log 0.37 / 0.33
pOH = 4.76 +0.05 = 4.81
Ahora se calcula el pH :
pH = 14- pOH = 14 - 4.81 pH =9.19
Si a ese buffer la añadimos una base. Por ejemplo NaOH0.04 M. Aquí la sal dona un protón que se combina con el OH y forma agua y más base. Por eso restamos la concentración de NaOH ( o.o4) a la sal, y la sumamos a la base. Nuevas concentraciones :
Sal [NH4Cl] = 0.3-o.o4 = o.26
Base [NH3] = 0.4 +0.04 = 0.44 Ahora calcule el pH, sabiendo que como es buffer básico primero calcula el pOH:
pOH = pKb + log sal/base
pOH = 4.76 + log 0.26/0.44
pOH =4.76 +( -0.23) = 4.53 ahora calcule el pH
pH = 14 - pOH pH = 14-4.53= 9.47
3. Un paciente con enfisema pulmonar. Sus resultados de laboratorio son: H2CO3 : 0.030 M y HCO3
- : 0.208 M. Ka = 4.3 x 10-7
¿Calcule el pH sanguíneo del paciente? Presenta acidosis ó alcalosis.?
Calcule la relación entre [acido ]/ [sal] en un buffer que tiene un pH de 7.67 y una Ka = 4.3x 10-6
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