Buffers Buffer: Resiste cambios en pH luego de la adición de pequeñas cantidades de ácido o base. Agua pura 1 L 1 L 1 L OH- H+ H+ OH- 0.1 mol HCl 0.1 mol NaOH H+ OH- [H+] = 0.1 M [H+] = 10-7 M [H+] = 10-13 M [OH-] = 0.1 M [OH-] = 10-13 M [OH-] = 10-7 M pH = 13 pH = 1 pH = 7 Conclusión: Agua pura NO es un buffer.

Conclusión: pH se puede ajustar por adición de ácido o HAc 3.6x10-5 M 1 L 1 L 1 L H+ OH- HAc 0.1 mol HCl 0.1 mol NaOH OH- H+ Ac- H+ OH- HAc Ac- [H+] = 0.1 M [H+] = 1.8x10-5 M [H+] = 10-13 M [OH-] = 0.1 M [OH-] = 10-13 M [OH-] = 5.6x10-10 M pH = 13 pH = 1 pH = 4.75 Conclusión: pH se puede ajustar por adición de ácido o base débil pero no actúa como un sistema buffer.

Buffers, tampones o soluciones reguladoras Soluciones de pares ácido base conjugados Resisten cambios de pH, incluso frente a la adición de ácido/bases fuertes

Para forman un buffer, una solución debe contener: (1) Un ácido débil (HA) + su base conjugada (A-) Ejemplo HAc + NaAc (2) Una base débil (B) + su ácido conjugado (BH+) Ejemplo NH3 + NH4Cl Ejemplo HF  F- + H+ NaF  Na+ + F- F- + H2O  HF + OH-

Buffers, tampones o soluciones reguladoras Si una pequeña cantidad de hidroxilo se adiciona a una solución equimolar de HF y NaF, HF reaccionará con OH- para formar F- y agua

Buffers, tampones o soluciones reguladoras Si se adiciona ácido, entonces F- reacciona para forma HF y agua.

Base fisicoquímica de la acción buffer 1.0 M HAc/1.0 M Ac- 1 L 1 L 1 L H+ OH- Ac- HAc H+ OH- HAc Ac- 0.1 mol HCl H+ OH- HAc Ac- 0.1 mol NaOH [H+] = 1.8x10-5 M HAc + OH-  Ac- + H2O Buffer contiene HAc, el cual remueve los OH- adicionados H+ + Ac-  HAc Buffer contiene Ac-, el cual remueve los Protones Adicionados, H+ pH = 4.75

Ecuación de Henderson-Hasselbalch. Adaptación de la ecuación de equilibrio de disociación de un ácido útil para calcular el pH de soluciones buffers. HA  H+ + A-

Acido (HA) + base conjugada (A-) HA  H+ + A- Base (B) + acido conjugado (BH+) BH+  H+ + B Debe usarse pKa,

Factores que influencian el pH de soluciones Buffer 1.- Dilución con agua: Buffer pH Valor de dilución Tetraoxalato de potasio 1.68 + 0.19 Ftalato ácido de potasio 4.01 + 0.05 Borax 9.18 + 0.01 2.- Temperatura

Cálculo de pH luego de agregar Ácido o base a un buffer 1.- Agregado de ácido

2.- Agregado de base

Cuando ácidos o bases fuertes se adicionan a un buffer….. …es seguro asumir que todo el ácido o base fuerte se consume en la reacción.

Ejemplo: HAc ( Ka = 1.8x10-5) Considere 1 Litro de una solución que contiene HAc 1.0 M y NaAc 1.0 M. (a) Calcule el pH y [H+] de la solución anterior. pH = 4.75 [H+] = 1.8x10-5 M (b) Calcule el pH de la solución anterior después de la adición de 0.10 mol de HCl. pH = 4.65 [H+] = 2.2x10-5 M (20% aumento) (c) Calcule el pH de la solución (a) después de la adición de 0.10 mol de NaOH. pH = 4.83 [H+] = 1.45x10-5 M (20% disminución)

(A) El ácido puro y luego agregar base fuerte (ej. NaOH) HAc HAc 2M HAc 1M / Ac- 1M 1 L 1 L HAc Ac- 1 mol NaOH Preparar un buffer con un acido y su base conjugada, se puede empezar por: (A) El ácido puro y luego agregar base fuerte (ej. NaOH) HAc + OH-  Ac- + H2O Inicial: 2 mol 1 mol 0 mol Cambio: -1 mol +1 mol Final: 1 mol 0 mol

(B) La base pura y luego agregar un ácido fuerte (ej. HCl) Ac- NaAc 2M HAc 1M / Ac- 1M 1 L 1 L HAc Ac- 1 mol HCl (B) La base pura y luego agregar un ácido fuerte (ej. HCl) H+ + Ac-  HAc Inicial: 1 mol 2 mol 0 mol Cambio: -1 mol +1 mol Final: 0 mol 1 mol

Ejercicio 1: Determine el pH de la solución resultante cuando se agregan 4,3 g de NH4Cl a 250 ml de NaOH 0.15 M. Kb NH3 = 1.8 x10-5 R.- pH =9.2

Capacidad Buffer () Efectividad de un buffer para resistir cambios en el pH luego de la adición de una base (o ácido) se evalúa por su capacidad buffer (): En forma aproximada es el número de moles de base (o ácido) que puede ser agregado a 1 L de solución para obtener un cambio de 1 unidad de pH (una disminución en [H+] por un factor de 10) Una ecuación más exacta es: C = concentración total del buffer, concentraciones molares del ácido y la base

Capacidad buffer y su dependencia del pH Buffer HAc 1M /NaAc 1M (pKa = 4.75) pH  pKa 1.15 pKa0.5 0.84 pKa1.0 0.38 pKa1.5 0.14 pKa2.0 0.05 Conclusiones: (1) A Buffer más efectivo cuando pH = pKa (2) Rango buffer útil es aproximadamente pH = pKa1

Ejercicio 2: Cual es la capacidad Buffer de una solución que contiene 0.36/L moles de ácido Bórico y 0.28/L moles de borato de sodio a pH: Ka ácido Bórico : 5.8 x 10 -10 a) 7,0 b) 9.24 R.- a) 0.0084 b) 0.37

Ejercicio 3: Si a una solución Buffer que contiene 0.1 mol/l de formiato de sodio y 0.1 mol /L de ácido fórmico se agregan 0.01 g/L de NaOH, determine la capacidad Buffer de la solución sobre el rango de pH. pKa Ac Formico: 3.75 R.- 0.115

Buffer en sistemas biológicos y farmacéuticos El pH del plasma sanguineo es de 7.4. 1) Plasma contiene ácido carbónico/bicarbonato y ácido fosfórico/ fosfatos [HCO3-] = 0.025 M [H2CO3] = 0.00125 M Rango útil: 6.2 < pH < 8.2

2) NaH2PO4 / K2HPO4 buffer fosfato (Sörensen) pKa = 7.2 H2PO4-  H+ + HPO42-

Rango útil: 7.1 < pH < 9.1 (3) Tris / HCl tris(hidroximetil) aminometano TrisH+  H+ + Tris pKa = 8.1 Rango útil: 7.1 < pH < 9.1 (4) NaH2PO4 / K2HPO4 buffer fosfato (Sörensen) H2PO4-  H+ + HPO42- pKa = 7.2 Rango útil: 6.2 < pH < 8.2 Buffer preferido

[ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] Influencia del pH sobre la solubilidad de drogas HP solid « HP solc HP sol + H O Û H O + + P - 2 3 S = [HP] sol solubilidad forma no disociada o En el equilibrio : [ ] [ ] H O + - P K = 3 a [ ] HP [ ] [ ] K HP P - = [ a ] H O + 3 [ ] [ ] Solubilidad total = S = HP + P - [ ] Sustituyendo HP por S o S S = S + ka [ o ] o H O + 3 æ Ka ö S = So ç 1 + [ ] ÷ ç ÷ è H O + ø 3

Ejercicio 4: Determine el pH bajo el cual una solución de 1 g de fenobarbital en 100 ml a 25 ºC, comenzará a precipitar. La solubilidad máxima de este fármaco es 0.0050 M y el pKa 7.41 a 25 ºC. MM de fenorbabital: 254 g/mol R.- 8.24

Especies polipróticas y tampones Poseen más de un protón ácido Si la diferencia entre Ka para la primera disociación y los valores subsecuentes Ka es 103 o mayor, el pH depende generalmente solo de la primera disociación.

DIPROTICOS H2A  H+ + HA-  2H+ + A2- Ka’ Ka’’ Generalmente, Ka’’ << Ka’ : HA- unido más fuerte al protón que H2A neutro. Acido carbónico H2CO3  H+ + HCO3-  2H+ + CO32- Ka’ = 4.2x10-7 Ka’’ = 4.8x10-11 pKa’ = 6.38 pKa’’ = 10.32 Solución exacta del sistema requiere la determinación de 5 conc: (a) H2CO3 , (b) HCO3- , (c) CO32- , (d) H+ , (e) OH- Solución de 5 ecuaciones: 3 equilibrios + balance masa + balance carga.

H2CO3  H+ + HCO3-  2H+ + CO32- Ka’ = 4.2x10-7 Ka’’ = 4.8x10-11 pKa’ = 6.38 pKa’’ = 10.32 Simplificaciones Debido a que: Ka’ >> Ka’’ Kb’’ >> Kb’ y H2CO3 - Considera solo: H2CO3  H+ + HCO3- Na2CO3 - Considera solo: CO32- + H2O  HCO3- + OH-

Si pH < ½(pKa’ + pKa’’): la solución contiene H2A y HA-. EN GENERAL: H2A  H+ + HA-  2H+ + A2- pKa’ pKa’’ Solo HA-: pH = ½(pKa’ + pKa’’) Si pH < ½(pKa’ + pKa’’): la solución contiene H2A y HA-. Si pH > ½(pKa’ + pKa’’): la solución contiene HA- y A2-.

TRIPROTICOS: Acido fosfórico H3PO4  H2PO4-  HPO42-  PO43- -H+ pKa’ = 2.12 pKa’’ = 7.21 pKa’’’ = 12.32

Diagramas de Ladder, especies en función del pH a pH = pKa, [A–]=[HA] pH Especie principal < pKa HA > pKa A– pH especie principal < pKa1 H2A pKa1 < pH < pKa2 HA– > pKa2 A2–

pH Major species < pKa1 H3A pKa1 < pH < pKa2 H2A– pKa2 < pH < pKa3 HA2– > pKa3 A3–

Ejercicio 8: ¿Cual es el porcentaje de ionización del fenobarbital (pKa = 7.48 a pH = 2 y a pH = 9?

Propiedades coligativas y significado biológico Soluciones Hipotónicas Hipertónicas Isotónicas 0.9 gr NaCl por 100 ml de solución Determinación de la tonicidad: Depresión de la temperatura de congelamiento Pedersen-Bjergaard: Establecieron el punto de congelamiento de la sangre humana y fluido lagrimal. (- 0.52 ºC). 0.90 % de NaCl

Cálculo de Tonicidad utilizando valores de Liso  Tf = i kf c L = i kf  Tf = L C L varia con la concentración de la droga. A una concentración de la droga que sea isotónica con la sangre humana L es designado como Liso

Valores promedio de Liso Ejemplo: para NaCl 0.90 % (0.154 M) Liso =  Tf = 0.52 = 3.4 C 0.154 Valores promedio de Liso Tipo Liso Ejemplo No electrolitos 1.9 Sacarosa Electrolitos débiles 2.0 ácido bórico Electrolitos uni-univalentes 3.4 NaCl Electrolitos uni-trivalentes 5.2 Na3(PO4)

Métodos de ajustamiento de tonicidad 1.- Método equivalente de cloruro de sodio (Mellen y Seltzer) “La cantidad equivalente de NaCl (E) o tonicidad equivalente de una droga es la cantidad de NaCl que es equivalente a 1 gramo de la droga” Sustancia MM E T 1% Liso Acido ascórbico 176.12 0.18 0.11 1.9 Sulfato de efedrina 428.54 0.23 0.14 5.8 Glucosa 198.17 0.16 0.09 1.9 NaCl 58.45 1.00 0.58 3.4

E = 17 (Liso/ MM) Cálculo de E Ejercicio 5: a)Una solución que contiene 1.0 gr de sulfato de efedrina en un volumen de 100 ml. ¿ Que cantidad de NaCl debe ser agregada para hacer la solución isotónica? ¿Cuanta glucosa debería ser requerida para este propósito? b) 2 gr de sulfato de efedrina en un volumen de 200 ml. R.- a) 0.67 g b) 1.34 g

2.- Método Crioscópico: 0.52 =  Tf = Solución isotónica Ejercicio 5: ¿Cuánto NaCl se requiere para hacer a 100 mL de una solución al 1% de un fármaco isotónico con el plasma? La solución al 1% del fármaco reduce el punto de congelamiento en 0.08. R.- 0.76 g

Ejercicio 7: 29. 53 ml de una solución contiene 291. 6 mg de AgNO3 Ejercicio 7: 29.53 ml de una solución contiene 291.6 mg de AgNO3 . Cuanto NaCl debe ser agregado a esta solución para hacerla isotónica con respecto a un fluido nasal. Asuma que el fluido nasal tiene un valor de isotonicida de 0.9 % de NaCl. (E = 0.33)