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SEMANA 13 SOLUCIONES BUFFER. Una solución Reguladora, Buffer, Tampón o Amortiguadora es: un sistema que tiende a mantener el pH casi constante cuando.

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1 SEMANA 13 SOLUCIONES BUFFER

2 Una solución Reguladora, Buffer, 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 - ).

3 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.

4 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

5 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 como buffer.

6 Buffer Intracelular más importante: H 2 PO 4 - / HPO 4 -2 Buffer Sanguíneo más importante: H 2 CO 3 / HCO 3 -

7 Otros sistemas que ayudan a mantener el pH sanguíneo son: H 2 PO 4 - / HPO 4 -2 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 tales moléculas.

8 El pH sanguíneo

9 pH sanguíneo pH sanguíneo AcidosispH debajo de 7.35 AlcalosispH arriba de 7.45

10 Tipos de Acidosis: RespiratoriayMetabólica

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

12 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 -

13 Tipos de Alcalosis: RespiratoriayMetabólica

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

15 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 pH sube.

16 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 + HCOO - + H + HCOOH Al aumentar la [ácido], disminuye la [sal] Ya que el equilibrio tiende a formar el ácido. Ácido débil Base conjugada (Sal)

17 Capacidad amortiguadora de un Buffer Ácido Si se agrega una BASE FUERTE, los iones H + presentes en solución neutralizan a los iones OH - produciendo H 2 O. 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 + 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. Ácido débil Base conjugada (Sal)

18 La Ecuación de Henderson Hasselbach pH= pKa + Log [Sal] [Ácido] [Ácido] Donde: pKa = -log Ka Y para las bases: pOH= pKb + Log [Sal] [Base] [Base] Donde: pKb = -log Kb

19 Procedimiento para calcular pH de Soluciones Buffer [H + ] = Ka [ácido] [sal] [sal] pH = -log [H + ] [OH - ] = kb [base] [sal] [sal] [H+] = 1 X [OH] [OH]

20 1.Calcule el pH 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

21 Tenemos: 0.25 moles de CH 3 COOH 0.40 moles de CH 3 COONa 500 ml de solución Ka= 1.8 x Calcular : [CH 3 COOH]= 0.25 moles= 0.5M 0.5 L [CH 3 COONa]=0.40 moles =0.8M 0.5L [H+]= Ka [ácido] [sal] [H+]= 1.8 x [0.5M] = x [0.8M] 4.94 pH = -log X = 4.94

22 Con la ecuación de Henderson-Hasselbach pH = pKa + log [sal] [ácido] pKa=-log Ka pKa = -log ( 1.8 x ) = pKa =4.74 pH= log (0.8M) (0.5M) pH= = 4.94

23 Cuál será el pH del buffer anterior si añadimos 0.03 moles NaOH [NaOH]= 0.03 moles = 0.06 M 0.5 L CH 3 COOH + OH - CH 3 COO _ + H 2 O 0.5 M 0.06M0.8M 0.5M-0.06M =0.44M de CH3COOH 0.8M+0.06M=0.86M de CH3COO-

24 NUEVO pH pH = pKa + log [sal] [ácido] pKa=-log Ka pKa = -log ( 1.8 x ) = pKa =4.74 pH= log (0.86M) (0.44M) 5.03 pH= = 5.03

25 Cuál será el pH 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 0.04M0.5M 0.8M-0.04M =0.76M de CH3COO- 0.5M+0.04M=0.54M de CH3COOH

26 NUEVO pH pH = pKa + log [sal] [ácido] pKa=-log Ka pKa = -log ( 1.8 x ) = pKa =4.74 pH= log (0.76M) (0.54M) 4.88 pH= = 4.88

27 Tenemos: 0.2 moles de CH 3 NH moles de CH 3 NH 3 Cl 1 Lt de solución Kb= 4.4 x [OH-]= Kb [base] [sal] [OH-]= 4.4 x [0.2M] = 2.93 x [0.3M] 3.53 pOH = -log 2.93 X = 3.53 Recordar: pH+ pOH= 14 pH= = 10.47

28 Con la ecuación de Henderson-Hasselbach pOH = pKb + log [sal] [base] pKb=-log Kb pKb = -log ( 4.4 x ) = pKb =3.36 pOH= log (0.3M) (0.2M) pOH= = 3.53 pH = 14 – 3.53 = 10.47

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