LOGO Química Soluciones Reguladoras Lic. Raúl Hernández M.

Química

Soluciones ReguladorasLic. Raúl Hernández M.

Contenido

Concepto y componentes1

Buffer sanguíneos2

Cálculo de pH de buffer3

Aplicación biológica4

www.guatequimica.com

Nombres Usados

Importancia

Las soluciones reguladoras son muy importantes en las reacciones químicas que se llevan a cabo en el laboratorio, en los procesos industriales y en nuestro cuerpo.

Por ejemplo, la actividad catalítica de las enzimas en las células, la capacidad portadora de oxígeno por la sangre y, en general, las funciones de los fluidos de los organismos animales y vegetales dependen del pH, el cual es regulado por uno o varios de estos sistemas.

Definición

Si se agrega

una pequeña cantidad de ácido o base a la solución reguladora, el pH de la solución permanece casi constante.

Es una solución

constituida de un ácido débil y su sal, o una base débil y su sal.

SoluciónReguladora

Un buen ejemplo de

una solución reguladora es la sangre que tiene un pH de 7.35. La adición de "pequeñas" cantidades de ácido o base a la sangre, hará que ésta cambie su valor de pH relativamente poco en el orden de unas pocas centésimas.

Puede haber soluciones

reguladoras básicas que tienen valores de pH por encima de 7, y soluciones reguladoras ácidas con valores de pH menores de 7.

Las soluciones reguladoras básicas se preparan a partir de mezclas de bases débiles base que se disocia o ioniza en pequeño grado, es decir que produce una pequeña cantidad de iones hidroxilo (OH-) en agua. y sus sales o ácidos conjugados.

Las soluciones reguladoras ácidas se preparan a partir de mezclas de ácidos débiles es un ácido que se disocia o ioniza en pequeño grado; es decir que produce una cantidad muy pequeña de iones hidrógeno (H+). y sus sales o bases conjugadas.

Tabla de soluciones reguladoras

Ácido débil Fórmula Base conjugada Fórmula Rango de pH

Ácido acético CH3COOH acetato CH3COO- 3.6 - 5.8

Ácido carbónico H2CO3 bicarbonato HCO3- 5.4 - 7.4

Ácido fórmico HCOOH formiato HCOO- 2.7 - 4.7

Ácido fluorhídrico HF fluoruro F- 2.2 - 4.2

Base débil Fórmula ácido conjugado Fórmula Rango de pH

Amoníaco NH3 amonio NH4+ 8.2 - 10.2

Carbonato CO3-2 bicarbonato HCO3

- 9.3 - 11.3

Fosfato PO4-3 fosfato

hidrogenadoHPO4

-2 11.6 - 13.6

Ecuaciones de equilibrio

A continuación se muestran las ecuaciones de equilibrio entre el ácido o base débil y su correspondiente ácido o base conjugada para los ejemplos de la tabla anterior: Ácido acético:

ác. acético acetato

CH COOH CH COO H

Ácido carbónico:

Ácido fórmico:

ác. carbóni

co bicarbonato

H CO HCO H

ác. fórmico formiato

HCOOH HCOO H

Ácido fluorhídrico:

Amoníaco:

ác. fluorhídrico fluoruro

amoníaco

Carbonato:

Fosfato:

carbonato bic

arbonato

2 3+ H O HCOCO OH

3 24 2 4

fosfato

fosfato ácido

HPOPO OH

Solución ácido acético-acetato

Una solución reguladora que se usa bastante en los laboratorios de química esta constituida por ácido acético (ácido débil) y acetato de sodio (sal o base conjugada).

Esta solución reguladora se considera ácida.

Si se agregan cantidades iguales de ácido acético y acetato de sodio, se produce una solución reguladora que tiene un pH de 4.7.

Tal como se indicó en la introducción, el equilibrio que se produce es el siguiente:

ác. acético acetato

CH COOH CH COO H

Problema 1

Un ejemplo concreto de esta solución reguladora podría contener 0.1 mol/litro de ácido acético y 0.1 mol/litro de acetato de sodio. Para encontrar el pH de esta solución realizamos los siguientes cálculos partiendo del valor teórico de la constante de ionización del ácido acético que es 1.8x10-5:

pH=-log(1.

1.8 10 M

4.8x10 7 4)=

eq eq eq eq

CH COO H CH COOH MK H K K H K

CH COOH MC

Del ejemplo anterior, se puede generalizar diciendo que para cualquier solución reguladora, la concentración de ion hidrógeno o del ion hidroxilo es igual a:

ácido

eqOH K

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

También se puede utilizar la ecuación de Henderson-Hasselbach para calcular el pH:

0.1log1.8 10 log

4.74 log1

salpH pKa

ácido

Calculadora para ecuación de Henderson-Hasselbach

Problema 2 (agregar NaOH)

A la solución reguladora de ácido acético-acetato del problema 1 que tiene un pH de 4.74, se le puede agregar una cantidad de NaOH que haría la solución 0.02 M en NaOH si la solución reguladora no estuviera presente. Calcular el nuevo pH. En principio, al agregar una solución de base

fuerte (NaOH), esta reacciona con el ácido acético que constituye la solución reguladora.

La reacción que se lleva a cabo disminuye la concentración de ácido acético y aumenta la concentración de acetato de sodio:

- +3 3 2NaOH + CH COOH CH COO Na + H O

menos 0.02 M más 0. M 02

En vista de lo anterior, hay que modificar la ecuación ya que se consume la concentración de ácido acético (indicado con el signo negativo) y aumenta la concentración de ion acetato (indicado con signo positivo):

ceba=cantidad equivalente de base agregad

ácido -

0.1 - 1.8 10

a = 0.02M

0.021.2 10

log(1.2 10

) 4.92

Problema 3 (agregar HCl)

A la misma solución reguladora del problema 1 se le agrega una cantidad de HCl que haría que la solución fuera 0.02 M. En principio, al agregar una solución de ácido fuerte

(HCl), este reacciona con la base que es el acetato disminuyendo su concentración y aumentando la concentración de ácido:

- +3 3HCl + CH COO Na CH COOH + NaCl

menos 0.02 M más M 0.02

ceaa=cantidad equivalente de ácido agregad

ácido +

0.1 + 1.8 10

a = 0.02M

0.022.7 10

log(2.7 10

) 4.57

Comparación de pH

Solución ReguladoraSolución Reguladora Agregando baseAgregando base Agregando ácidoAgregando ácido

4.74 4.92 4.57

Buffer alcalino (problema 1)

Cuál es el pH de un buffer de amoníaco 0.2 M y cloruro de amonio 0.18 M si la Kb=1.8x10-5

amoníaco

1.8 10eq

NH OHK x

NH 0.2=1.8 10 =2x10 M

0.18NH

4.7 90 .3

Keq xM

Buffer alcalino (problema 2: + ácido)

¿Cuál es el nuevo pH del buffer anterior después de agregar HCl 0.01M?

amoníaco amonio

disminuye

aumenta

1.8 10eq

NH OHK x

NH 0.2=1.8 10 =1.8x10 M

0.18 0.01NH

4. 9.2

0 01Mceaa

cOH Keq x

Buffer alcalino (problema 3: + base)

¿Cuál es el nuevo pH del buffer anterior después de agregar NaOH 0.01M?

amonio amonia

disminu

ye aum enta

1.8 10eq

NH OHK x

NH 0.2=1.8 10 =1.22x10 M

0.18NH

4.6 9.355

cOH Keq x

Sistemas reguladores en la sangre

sangre es el fluido que transporta los gases de la respiración, los nutrientes y los productos de desecho entre los diversos órganos y tejidos.

Existen sistemas reguladores en la sangre que ayudan a mantener el pH a 7.35: El sistema regulador de fosfato dihidrogenado/fosfato

hidrogenado El sistema regulador del ácido carbónico/bicarbonato El sistema regulador de proteínas

Fosfato dihidrogenado-fosfato hidrogenado

Está constituido por dos aniones poliatómicos en la sangre, éstos son el fosfato dihidrogenado, H2PO4

-, y el fosfato hidrogenado, HPO4

El fosfato dihidrogenado, es un ácido débil y el fosfato hidrogenado es su base conjugada; por lo tanto, se establece el siguiente equilibrio:

fosfato dihidrogenado fosfato hidr

22 4 4

ogenado

H PO H HPO

Cuando se agrega un ácido este equilibrio se desplaza hacia la izquierda, lo cual produce más H2PO4

Cuando se agrega una base este equilibrio se desplaza hacia la derecha, lo cual produce más HPO4

fosfato hidrogenado

fosfato dih

idrogenad

H HPO H PO

fosfato dihidrogenado

22 4 4

fosfato hidroge a o

OH H PO HPO H O

ácido carbónico-bicarbonato

El sistema regulador de ácido carbónico-bicarbonato, tiene la máxima capacidad de controlar el pH de la sangre porque está vinculado a los pulmones y a los riñones. El equilibrio que se establece en la sangre es:

ácido carbónico bicarb

3 H CO H HCO

Como en el sistema regulador de fosfato dihidrogenado-fosfato hidrogenado, si se agrega ácido, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda:

Al agregar una base, el equilibrio se desplaza hacia la derecha:

bicarbonato

ácido carb

H HCO H CO

ácido carbónico

bicarbon t

2 OH H CO HCO H O

Sistema regulador de proteínas

Las proteínas constituyen un tercer tipo de sistema regulador de la sangre. Estas moléculas complejas contienen grupos carboxilato, -COO-, que reaccionan como bases, es decir, receptoras de protones. Las proteínas contienen también iones amonio, NH4

+, que donan protones para neutralizar el exceso de base.

Acidosis y alcalosis

Si el pH llega a bajar, lo cual significa que se incrementó la acidez de la sangre, a esta condición se le llama acidosis. La acidosis es característica de diabetes y enfisemas intratables.

Si se incrementa el pH de la sangre, lo cual significa que la sangre tiende a ser más alcalina, esta condición recibe el nombre de alcalosis.

Una dosis excesiva de bicarbonato, una exposición a altas altitudes baja la presión parcial del oxígeno, o una histeria prolongada puede causar alcalosis.

Química

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