SEMANA 13 AMORTIGUADORES O BUFFER QUÍMICA 2017

AMORTIGUADORES O BUFFER   Buffer (sistemas amortiguadores, soluciones reguladoras o tampón) Buffer: definición, componentes y función. Buffer sanguíneos. Buffer intracelular. Fórmula de Henderson Hasselbach. Cálculo de pH de buffer ácidos y básicos. Cálculo de pH de buffer ácidos y básicos después de haber agregado un ácido o una base Acidosis y alcalosis: Definición Clasificación: Respiratoria y Metabólica Importancia médica de la acidosis y alcalosis Laboratorio: Soluciones Buffer

Definición Los Buffer son soluciones que pueden mantener su pH casi sin variar, evitando cambios bruscos de pH, cuando se les agregan pequeñas cantidades de ácidos ó bases. Los buffer pueden ser ácidos y básicos. Buffer ácido: Se preparan disolviendo en agua un ácido débil y su sal (ó base conjugada). Buffer básico: Se prepara en agua una base débil y su sal (ó ácido conjugado).

Ejemplos de Buffer Buffer ácidos = ácido débil/sal ó base conjugada De Acetatos: CH3COOH / CH3COO-Na+ De Carbonatos: H2CO3 / HCO3- De Fosfatos: H2PO4- / HPO4 -2 (el ácido débil tiene un H más que su sal) Buffer Básicos = base débil/sal ó ácido conjugado De Amoníaco (NH3): NH4OH / NH4+Cl- (la base débil tiene un H menos que su sal) Todos los buffer por ser débiles tienen su Ka o Kb

Cálculo del pH de un Buffer SOLUCIÓN DE BUFFER ÁCIDO SOLUCION DE BUFFER BÁSICO [H+] = Ka [ácido] [ion o sal] [OH - ]= Kb [base] [ion o sal] o base conjugada o ácido conjugado pH=-log [H+] pOH=-log [OH-]

Ejercicios ¿Cuál es el pH de un buffer preparado con ácido acético (CH3COOH) 0.4 M y acetato de sodio (CH3COONa) 0.35M? Ka= 1.8x10-5 ¿Cuál es el pH de un buffer de amoníaco (NH3) 0.6 M y cloruro de amonio (NH4Cl) 0. 55M? Kb= 1.8x10-5

Como funciona un buffer para amortiguar o evitar cambios bruscos de pH al agregarle ácidos y bases. Buffer de acetatos: CH3COOH(ácido débil)/CH3COO-(base conjugada) Al agregar base: CH3COOH + OH- ⇄ CH3COO- + H2O Al agregar ácido: CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ Buffer de amonio: NH3(base débil) / NH4+(ácido conjugado) Al agregar ácido: NH3 + H+ ⇄ NH4+ Al agregar base: NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

Como se calcula el nuevo pH del Buffer después de agregarle ácido o base: Ej: Buffer de acetatos: CH3COOH(ácido débil)/CH3COO-(base conjugada) Al agregar base: CH3COOH+OH- ⇄ CH3COO- ↑ + H2O Al agregar ácido: CH3COOH↑ ⇄ CH3COO- + H Buffer de amonio: NH3(base débil) / NH4+(ácido conjugado) Al agregar ácido: NH3 + H+ ⇄ NH4+ ↑ Al agregar base: NH3↑+ H2O ⇄ NH4+ + OH-

Nuevo pH de un Buffer ácido después de agregarle: ACIDO BASE [H+] = Ka [ácido] + [ H+] [ion] – [ H+] [H+] = Ka [acido] - [OH-] [ion] + [OH-]

Nuevo pH de un Buffer básico después de agregarle: ACIDO BASE [OH-] = Kb [base] - [ H+] [ion] + [ H+] [OH-] = Kb [base] + [OH-] [ion] – [OH-]

Ejercicios 1. Calcule el pH de una solución buffer que tiene una concentración de: HCOOH 0.5 M y 0.8 M de HCOO- , y una Ka= 1.8 x10 - 4. a) ¿Cuál es el nuevo pH del buffer anterior después de agregarle una solución de NaOH 0.06 M? b) ¿Cuál será el pH del buffer anterior luego de agregar una solución 0.04 M de HCl?

2. ¿Cuál es el pH de un buffer de amoniaco (NH3) 0 2. ¿Cuál es el pH de un buffer de amoniaco (NH3) 0.2 M y cloruro de amonio (NH4Cl) 0.18 M si la Kb=1.8x10 -5 a) ¿Cuál es el nuevo pH del buffer anterior después de agregar HCl 0.01M? b) ¿Cuál es el pH del buffer si se agrega NaOH 0.02 M?

Importancia en los seres vivos pH fisiológico normal: 7.35 – 7.45 El pH de la sangre debe mantenerse entre los valores normales 7.35 – 7.45 para que las enzimas catalicen las reacciones en los procesos metabólicos. Si el pH sube ó baja de estos rangos, puede causar la muerte. Si baja a menos de 7.35 se produce ACIDOSIS Si sube a más de 7.45 se produce ALCALOSIS Para que se mantengan normales estos valores, el cuerpo cuenta con varios sistemas buffer.

Sistemas buffer sanguíneos 1. Buffer de Carbonatos: es el más importante en la sangre y en los fluídos extracelulares: H2CO3 / HCO3- (también se puede escribir HCO3- /H2CO3) 2. Buffer de Fosfatos: es el más importante intracelular: H2PO4- / HPO4-2 (también se puede escribir HPO4-2 /H2PO4-) 3. Proteínas. (Recordar: el que tiene más H actúa como ácido en el buffer, el de menos H actuará como base)

Acidosis Respiratoria: Acidosis: exceso de ácido (H+) en los líquidos del cuerpo, puede ser respiratoria ó metabólica. Acidosis Respiratoria: Aumento de concentración de ión hidrógeno (H+) debido a la retención de CO2 por una hipo ventilación (CO2 pH) Acidosis Metabólica: Acumulación de H+ del metabolismo e incapacidad para su eliminación, ó pérdida de bases (H+  pH)

Alcalosis: exceso de base (álcali) OH- en los líquidos del cuerpo, puede ser respiratoria ó metabólica. Alcalosis Respiratoria: Ocasionado por niveles bajos de CO2 debido a hiperventilación (CO2  pH ) Alcalosis Metabólica: Exceso de bicarbonato HCO3- en la sangre y disminución del ión hidrógeno (H+ pH )

CO2 ↑ pH ↓ H+ ↑ pH ↓ CO2 ↓ pH ↑ H+ ↓ pH ↑ RESPIRATORIA ACIDOSIS METABOLICA H+ ↑ pH ↓ ALCALOSIS CO2 ↓ pH ↑ H+ ↓ pH ↑

Otra forma de calculos, con la Ecuación de Henderson - Hasselbach pH = pKa + log [ión] [ácido] pKa = - log Ka pH = 14 - ( pKb + log [ión]) [base] pKb = - log Kb

Otra forma de resolverlo, con la Ecuación de Henderson - Hasselbach BUFFER ACIDO Y SE LE AGREGA ACIDO BUFFER ACIDO Y SE LE AGREGA BASE pH = pKa + log [ion] – [H+] [ácido] + [H+] pH = pKa + log [ion] + [OH-] [ácido] - [OH-]

Otra forma de resolverlo con la Ecuación de Henderson - Hasselbach BUFFER BASICO Y SE LE AGREGA ACIDO BUFFER BASICO Y SE LE AGREGA BASE pH =14- (pKb + log [ion] + [H+] [base] - [H+] pH = 14-(pKb + log [ion] - [OH-] [base] + [OH-]