Date post: | 01-Jan-2016 |
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SEMANA 13
SOLUCIONES BUFFER
BUFFERTambién 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 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
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 comobuffer.
Buffer Intracelular más importante:
H2PO4- / HPO4
-2
Buffer Sanguíneo más importante:H2CO3 / HCO3
-
Como 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 HCOHCO33- - produciendose asi el
buffer. CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ HH++ + HCO + HCO33--
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 pH sanguíneo
7.35 -7.457.35 -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 40 mmHgH2CO3 2.4 mmoles/ L de plasma
HCO3 - 2.4 mmoles / L de plasma
pH 7.35 – 7.45
pH sanguíneo pH sanguíneo
7.35 -7.457.35 -7.45AcidosisAcidosis
pH pH debajo debajo de 7.35de 7.35
AlcalosisAlcalosispHpH
arriba de arriba de 7.457.45
Acidosis respiratoriaAcidosis 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.
Tipos de Acidosis:Respiratoria
yMetabólica
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 ↔ HH++ + HCO + HCO33--
Alcalosis respiratoriaAlcalosis 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.
Tipos de Alcalosis:Respiratoria
yMetabólica
La hiperventilación, genera:Alcalosis porque el incremento de la [O[O22] ] hace bajar la [CO[CO22] ] produciéndose menos Hmenos H22COCO33 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.
Por lo tanto: cuanto mas grande es pka más débil es el ácido cuanto mas grande es pKb mas débil es la base
Ejercicio:Ejercicio:Encuentre el pKEncuentre el pKaa del ácido acético, si posee un valor del ácido acético, si posee un valor
de de Ka = 1.8 x 10-5.
pKpKaa = - log K = - log Kaa
pKpKbb = - log K = - log Kbb
Para un par conjugado ácido base el producto de Ka y Kb es igual a Kw.
Por lo tanto cuando se conoce una de ellas se puede obtener el valor de la otra.
Para un par conjugado ácido base :
(Ka) (Kb) = Kw
pKa + pKb = 14 (a 25 grados centígrados)
CÁLCULO DE PH EN UN BUFFER Ecuación de Henderson Hasselbach
pOH= pKb + Log pOH= pKb + Log [Sal][Sal] [Base][Base]
pH= pKpH= pKaa + Log + Log [Sal][Sal]
[Ácido][Ácido]
pOH= pKpOH= pKbb + Log + Log [Sal][Sal]
[Base][Base]
[H[H++] ] = Ka = Ka [ácido][ácido] [sal][sal]pH pH = -log [H= -log [H++]]
[OH[OH--] ] = Kb = Kb [base][base] [sal][sal][H+] [H+] = = 1 X 101 X 10-14-14
[OH][OH]
Otro procedimiento para calcular pH en soluciones Buffer:
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 -5
[0.8M]pH = -log 1.125 X 10-5 = 4.944.94
Resolución con la ecuación de Henderson-Hasselbach pH = pKa + log [sal]
[ácido]
pKa=-log KapKa = -log ( 1.8 x 10-5) = pKa =4.74pH= 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- + H2O0.5 M 0.06M 0.8M
0.5M-0.06M =0.44M de CH3COOH0.8M+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= 5.035.03
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 CH3COO-
0.5M+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= 4.884.88
4. ¿Cuál será el pH de un buffer preparado asi:0.2 moles de CH3NH2
0.3 moles de CH3NH2Clen 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 = 3.533.53
pH+ pOH= 14pH+ pOH= 14pH= 14 - 3.53= 10.47pH= 14 - 3.53= 10.47
Resolución: (con la ecuación de Henderson-Hasselbach): pOH = pKb + log [sal]
[base]
pKb=-log KbpKb = -log ( 4.4 x 10-4) = pKb =3.36pOH= 3.36 + log (0.3M) (0.2M)pOH= 3.36 + 0.176= 3.53
pH = 14 – 3.53 = 10.47