Semana 13SISTEMAS Y SOLUCIONES SISTEMAS Y SOLUCIONES REGULADORES BUFFER ó REGULADORES BUFFER ó

TAMPONTAMPON

2013

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 Buffers

A- Buffer ácidos: formados de un ácido débil y su sal.

Ejemplos:

CH3COOH / CH3COO-Na+.

H2CO3/ HCO3 – ( Buffer carbonatos).

H2PO4- / HPO4 -2 ( Buffer de fosfatos).Note que el ácido débil posee un Hidrogeno

más que la sal respectiva.Recuerde que todo ácido débil, tiene una Ka.

Cont. Comp. de los bufferB- Buffer Básicos: Formados por una base débil

y su sal.Ejemplos:NH3 / NH4+Cl-

C6H5NH2 / C6H5NH3+Cl-

Note: La base débil posee un Hidrogeno menos que la sal respectiva.

Recuerde que toda base débil, posee una Kb.

Importancia de los buffer en los sistemas vivos Todo organismo vivo, uni o pluricelular, posee dentro

de sus células y fuera de ellas en caso de los pluricelulares, sistemas buffer que mantienen el pH dentro de rangos muy constantes. Todo proceso metabólico, requiere de un pH óptimo para realizarse y en cuál, los enzimas trabajan catalizando cada una de las reacciones. Si el pH se altera, se alteran las funciones biológicas incluso se puede llegar a la muerte.

Sistemas buffer de importancia en los seres vivosBuffer 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 fisiológicoEs el rango de pH, ideal ó adecuado, para un funcionamiento óptimo de los organismos.

En el ser humano, el pH fisiológico, es decir el pH de la sangre, está dentro de:

7.35 – 7.457.35 – 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: Incremento de la [CO2], debido a retención de CO2, debido a inadecuada ventilación pulmonar o hipo ventilación. Ej: neumonía, enfisema,

Asma, bloqueo de vías por cuerpo extraño.

B-Metabólica: acumulación de ácidos ( Ej. Ácido láctico, cuerpos cetónicos),pérdida de bases, ej: diarrea, enfermedades renales, incapacidad de excretar orina ácida

ALCALOSIS ( pH sanguíneo mayor de 7.45)

A-Respiratoria: disminución de la [CO2], producida por hiperventilación ( ejercicio extenuante, tensión nerviosa).

B-Metabólica: pérdida del contenido estomacal ( vómitos), sobredosis de bicarbonato, ó medicamentos para úlcera estomacal ( antiácidos e inhibidores de bomba de protones) enfermedad renal, abuso de diuréticos. Incremento en [ HCO3-].

Cómo actúa un Buffer ácido?A) Al añadir un ácido ( H+), la sal ( anión), se combina con el H+

forma el ácido débil, aumenta [ácido ] y disminuye [sal ]. Ej Buffer de H2CO3 / HCO3 –

AÑADIMOS UN ÁCIDO HAÑADIMOS UN ÁCIDO H+ :+ :

HCO3 - + H+ H2CO3 (disminuye [HCO3-] ( la sal), aumenta [ H2CO3] (el ácido)

AÑADIMOS UNA BASE OHAÑADIMOS UNA BASE OH- : - :

El ácido débil, dona un H +, que se combina con el OH- y forma agua. disminuye [ácido ]y aumenta [ sal ].

H2CO3 + OH- HCO3 - + H2O Disminuye [H2CO3] ( el ácido) y aumenta [HCO3-]( la sal)

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H2CO3/HCO3-

H2CO3 + OH- HCO⇋ 3 – + H2O

HCO3- + H+ → H2CO3

Note : ↓[ ácido] Y ↑ [ sal]

Note: ↓ [sal] y ↑[ ácido]

OH- H+

12

H2PO4-/HPO4

-2

H2PO4 - + OH- HPO⇋ 4-2 + H2O HPO4

-2 + H+ → H2PO4

-

Note: ↑[sal] y ↓[ácido]

OH- H+

Note: ↑[ácido] y ↓[sal]

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-NH3+/-COO-

NH3+ + OH- NH⇋ 2 + H2O -COO- + H+ → -

COOH

OH- H+

Cómo actúa un buffer básicoA) Al añadir un ácido, H+, la base lo acepta y

forma la sal. Entonces aumenta [sal] y disminuye

[base] Ejemplo NH3 / NH4+Cl -.

NH3 + H+ NH4+

Disminuye [NH3]( la base) y aumenta [ NH4 +](la sal)

B) Al añadir una base OH-, la sal dona un H+, que se combina con el OH- y forma H2O.

NH4 + + OH- NH3 + H2O Disminuye [NH4+](la sal) y aumenta [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].* Recordar que pKa, se calcula : pKa = -log Ka.* debe calcular la relación sal/ ácido y sacar el

logaritmo. Como este puede ser positivo ó negativo, se sumará ó restará al pKa, según el caso.

Para buffer básicos 1) Calcular primero el pOH, luego restarlo de

14. pOH = pKb + log [Sal] [Base]Recordar que:pKb= - log Kb.Luego se calcula 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 Kb = 2.1 x 10 -4. Procedimiento:Use pH = pKa + log [sal] [acido]Calcule pKa : -log Ka pKa = -log 2.1 x 10-4 =

3.67 pH = 3.67 + log [0.27] [0.20]pH = 3.67 + log 1.35 pH = 3.67 +0.13 = 3.80 Respuesta = 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, debe calcular primero el pOH.

Calcule pKb. pKb= -log Kb pKb= -log 1.8 x 10 -5 pKb= 4.74 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 + pOH = 14 pH = 14-pOH 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+, por lo tanto se

incrementa [Acido] y disminuye [sal]. Ahora nuevas concentraciones:

[CH3COOH]: 0.4 + 0.08 = 0.48 [ Sal] : 0.5-0.08 = 0.42Ahora calcule pH:pH = pKa + log [sal] / [acido] pH= 4.74 + log 0.42 /0.48 pH = 4.74+log0.875pH = 4.74 + (-0.058) pH = 4.68

Continuación de ejercicio:B- Se añade NaOH 0.06M. Al añadir NaOH,

se está añadiendo OH-. Entonces disminuye [ácido] y aumenta [sal]. Las nuevas concentraciones son :

[CH3COOH] = 0.4 -0.06 = 0.34[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

1.64pH = 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 1.25pH = 4.74 + 0.097 = 4.84 Ahora vea al añadir el HCl ( ácido) bajo a 4.68Y 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 es la base y el cloruro de trimetil amonio es la sal. Como es base, se calcula primero el pOH usando la fórmula ya dada:

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 = 14pH = 14 – pOH pH = 14- 4.34 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.

pOH = pKb + log Sal/ BasepOH = 4.76 + log 0.3 / 0.4 pOH = 4.76 + (-0.125)pOH = 4.63 ahora calcule pHpH = 14 –pOH pH = 14 – 4.63 pH = 9.37.Que sucede si añadimos HCl 0.07M La base disminuye: 0.4 – 0.07 = 0.33 y

la sal aumenta 0.3 + o.o7 = 0.37pOH=pKb + log sal/base pOH = 4.63+log 0.37 / 0.33 pOH = 4.68.

Lea y comenta “Química y salud”pág. 306 “Tampones en la sangre”.