SEMANA 13 SOLUCIONES BUFFER Una solucin Reguladora Buffer

SEMANA 13 SOLUCIONES BUFFER

Una solución Reguladora, Buffer , Tampón o Amortiguadora es: un sistema que tiende a mantener el p. H casi constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos (H+) ó bases (OH-).

Una solución amortiguadora reduce el impacto de los cambios drásticos de H+ y OH-. Se prepara con un ÁCIDO DÉBIL y una SAL del mismo ÁCIDO o empleando 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: CH 3 COOH/CH 3 COONa Buffer básico: Formado por una base débil y su sal. Ejemplo: NH 3/NH 4 Cl

Función e Importancia Biológica: En los organismos vivos, las células deben mantener un p. H 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: H 2 PO 4 - / HPO 4 -2 Buffer Sanguíneo más importante: H 2 CO 3 / HCO 3 -

Otros sistemas que ayudan a mantener el p. H sanguíneo son: ØH 2 PO 4 - / HPO 4 -2 ØProteínas ØÁcidos Nucleicos ØCoenzimas ØMetabolitos intermediarios Algunos poseen grupos funcionales que son ácidos o bases débiles, por consiguiente, ejercen influencia en el p. H intracelular y éste afecta la estructura y el comportamiento de tales moléculas.

El p. H sanguíneo 7. 35 -7. 45

p. H sanguíneo Acidosis p. H debajo de 7. 35 -7. 45 Alcalosis p. H arriba de 7. 45

Tipos de Acidosis: Respiratoria y Metabólica

Al aumentar la concentración de CO 2 disminuye la concentración de O 2 y el p. H disminuye por lo que hay acidosis, puede darse por respiración dificultosa, efisema o neumonía.

La dificultad de respirar o un ambiente pobre en oxígeno, permite que se eleve la concetración de [CO 2] favoreciendo la formación de ácido carbónico, el cual se disocia en H+ y HCO 3 - de acuerdo a la siguiente reacción: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 ↔ H+ + HCO 3 -

Tipos de Alcalosis: Respiratoria y Metabólica

Respiratoria Al aumentar la concentración O 2 disminuye la concentración de CO 2 y el p. H aumenta por lo que hay alcalosis, puede ser por hiperventilación o respiración rápida.

La hiperventilación, genera Alcalosis porque el incremento de la [O 2] hace bajar la [CO 2] produciéndose menos H 2 CO 3 y por consiguiente el p. H sube.

Capacidad amortiguadora de un Buffer Ácido Si se agrega un ACIDO FUERTE: Los iones H+ adicionales reaccionan con la SAL del ÁCIDO DÉBIL en solución y producen el ÁCIDO DÉBIL Buffer Ácido HCOOH/HCOO- Na+ Ácido débil Base conjugada (Sal) HCOO- + H+ ↔ HCOOH Al aumentar la [ácido], disminuye la [sal] Ya que el equilibrio tiende a formar el ácido.

Capacidad amortiguadora de un Buffer Ácido v. Si se agrega una BASE FUERTE, los iones H+ presentes en solución neutralizan a los iones OH- produciendo H 2 O. Buffer Ácido HCOOH/HCOO- Na+ Ácido débil Base conjugada (Sal) HCOOH + OH- ↔ HCOO- + H 2 O Al aumentar la [sal], disminuye la [ácido] Ya que el equilibrio se desplaza hacia la formación de la base conjugada o sal.

La Ecuación de Henderson Hasselbach p. H= p. Ka + Log [Sal] [Ácido] Donde: p. Ka = -log Ka Y para las bases: p. OH= p. Kb + Log [Sal] [Base] Donde: p. Kb = -log Kb

Procedimiento para calcular p. H de Soluciones Buffer [H+] = Ka [ácido] [sal] p. H = -log [H+] [OH-] = kb [base] [sal] [H+] = 1 X 10 -14 [OH]

1. Calcule el p. H de una solución Buffer formada por 0. 25 moles de CH 3 COOH (ácido acético) y 0. 4 moles de CH 3 COONa (acetato de sodio) disueltos en 500 ml de solución. Teniendo una Ka = 1. 8 x 10 -5

Tenemos: 0. 25 moles de CH 3 COOH 0. 40 moles de CH 3 COONa 500 ml de solución Ka= 1. 8 x 10 -5 Calcular : [CH 3 COOH]= 0. 25 moles= 0. 5 M 0. 5 L [CH 3 COONa]=0. 40 moles =0. 8 M 0. 5 L [H+]= Ka [ácido] [sal] [H+]= 1. 8 x 10 -5 [0. 5 M] = 1. 125 x 10 -5 [0. 8 M] p. H = -log 1. 125 X 10 -5 = 4. 94

Con la ecuación de Henderson-Hasselbach p. H = p. Ka + log [sal] [ácido] p. Ka=-log Ka p. Ka = -log ( 1. 8 x 10 -5) = p. Ka =4. 74 p. H= 4. 74 + log (0. 8 M) (0. 5 M) p. H= 4. 74+0. 20= 4. 94

Cuál será el p. H del buffer anterior si añadimos 0. 03 moles Na. OH [Na. OH]= 0. 03 moles = 0. 06 M 0. 5 L CH 3 COOH + OH- ↔ CH 3 COO_ + H 2 O 0. 5 M 0. 06 M 0. 8 M 0. 5 M-0. 06 M =0. 44 M de CH 3 COOH 0. 8 M+0. 06 M=0. 86 M de CH 3 COO-

NUEVO p. H = p. Ka + log [sal] [ácido] p. Ka=-log Ka p. Ka = -log ( 1. 8 x 10 -5) = p. Ka =4. 74 p. H= 4. 74 + log (0. 86 M) (0. 44 M) p. H= 4. 74 + 0. 29= 5. 03

Cuál será el p. H del buffer inicial si añadimos 0. 02 moles HCl [HCl]= 0. 02 moles = 0. 04 M 0. 5 L CH 3 COONa + H+ ↔ CH 3 COOH + Na+ 0. 8 M 0. 04 M 0. 5 M 0. 8 M-0. 04 M =0. 76 M de CH 3 COO 0. 5 M+0. 04 M=0. 54 M de CH 3 COOH

NUEVO p. H = p. Ka + log [sal] [ácido] p. Ka=-log Ka p. Ka = -log ( 1. 8 x 10 -5) = p. Ka =4. 74 p. H= 4. 74 + log (0. 76 M) (0. 54 M) p. H= 4. 74 + 0. 14= 4. 88

Tenemos: 0. 2 moles de CH 3 NH 2 0. 3 moles de CH 3 NH 3 Cl 1 Lt de solución Kb= 4. 4 x 10 -4 [OH-]= Kb [base] [sal] [OH-]= 4. 4 x 10 -4 [0. 2 M] = 2. 93 x 10 [0. 3 M] p. OH = -log 2. 93 X 10 -4 = 3. 53 Recordar: p. H+ p. OH= 14 p. H= 14 - 3. 53= 10. 47 -4

Con la ecuación de Henderson-Hasselbach p. OH = p. Kb + log [sal] [base] p. Kb=-log Kb p. Kb = -log ( 4. 4 x 10 -4) = p. Kb =3. 36 p. OH= 3. 36 + log (0. 3 M) (0. 2 M) p. OH= 3. 36 + 0. 176= 3. 53 p. H = 14 – 3. 53 = 10. 47