SOLUCIONES AMORTIGUADORAS SEMANA 13 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS Capítulo 10 Licda. Bárbara Toledo

mantener el pH constante cuando se añaden pequeñas cantidades de Concepto: Una solución amortiguadora, reguladora, Buffer o Tampón es un sistema que tiende a mantener el pH constante cuando se añaden pequeñas cantidades de ácidos (H+) o bases (OH-).

Una solución amortiguadora reduce el impacto de los cambios drásticos de pH ocasionados por haber agregado H+ u OH- a la solución. 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 (un ácido débil y su par conjugado). Ejemplo: CH3COOH/CH3COONa Buffer básico: Formado por una base débil y su sal (una base débil y su par conjugado). NH3/NH4Cl

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 ácidos-base que actúan como buffer.

Buffer Intracelular más importante: Buffer Sanguíneo más importante: H2PO4- / HPO4-2 Buffer Sanguíneo más importante: H2CO3 / HCO3-

Otros sistemas que ayudan a mantener el pH sanguíneo son: Proteínas Ácidos Nucleicos Coenzimas Algunos poseen grupos funcionales que son ácidos o bases débiles, por consiguiente, ejercen influencia en el pH intracelular.

El pH sanguíneo es de: 7.35 -7.45 Alcalosis pH arriba de 7.45 Acidosis debajo de 7.35

Tipos de Acidosis: Respiratoria y Metabólica

Cuando hay dificultad para respirar como en casos de enfisema o neumonía, se aumenta la concentración de CO2 y se disminuye la concentración de O2 por lo que el pH disminuye y se produce una acidosis.

La dificultad de respirar o un ambiente pobre en oxígeno, permite que se eleve la concentración de [CO2] favoreciendo la formación de ácido carbónico, el cual se disocia en H+ y HCO3- de acuerdo a la siguiente reacción: CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-

Tipos de Alcalosis: Respiratoria y Metabólica

Por el contrario cuando hay hiperventilación es decir que el paciente está respirando rápido, hay un aumento en la concentración O2 lo que provoca que se disminuya la concentración de CO2 y se genere un aumento en el pH produciéndose así una alcalosis.

La hiperventilación, genera Alcalosis porque el incremento de la [O2] hace bajar la [CO2] produciéndose menos H2CO3 y por consiguiente el pH sube. CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-

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] se disminuye la [sal ] Ya que el equilibrio se desplaza hacia la formación del ácido débil. Base conjugada (Sal) Ácido débil

Capacidad amortiguadora de un Buffer Acido Si se agrega una BASE FUERTE, los iones H+ presentes en solución neutralizan a los iones OH- produciendo H2O . Buffer Ácido HCOOH/HCOO- Na+ HCOOH + OH- HCOO- + H2O Al aumentar la [sal] se disminuye la [ácido] Ya que el equilibrio se desplaza hacia la formación de la base conjugada o sal. Ácido débil Base conjugada (Sal)

La Ecuación de Henderson Hasselbach Indica que donde existe un ácido débil y su base conjugada en iguales concentraciones, el pH deberá ser idéntico al valor del pKa . pH= pKa + Log [Sal] [Ácido] pKa = -log Ka Y para las bases: pH= 14 – pKb + Log [Sal] [Base] pKb = -log Kb

EJERCICIOS 1. Calcule el pH de una solución Buffer formada por 0.25 moles de CH3COOH (ácido acético) y 0.4 moles de CH3COONa (acetato de sodio) disueltos en 500 ml de solución. Tiene una Ka = 1.8 x 10-5 1.1 Cuál será el pH del buffer anterior si se añaden 0.03 moles NaOH 1.2 Cuál será el pH del buffer inicial si se añaden 0.02 moles HCl

2. Calcule el pH de una solución Buffer que tiene 0 2. Calcule el pH de una solución Buffer que tiene 0.2 moles de metilamina CH3NH2(base) y 0.3 moles de cloruro de metilamonio CH3NH3Cl (sal) en un litro. Tiene una kb= 4.4 x 10-4 3. Un sistema amortiguador de ácido carbónico-bicarbonato tiene un ph de 8.0 y una ka=4.2 x 10-7 . Calcule la proporción de concentración ácido carbónico (H2CO3) respecto de la concentración de bicarbonato (HCO3-).

OTRA FORMA DE calcular EL pH de UN Buffer Acido [H+] = Ka [ácido] [sal] pH = -Log [H+]

OTRA FORMA DE CALCULAR PH DE UN BUFFER BÁSICO [OH-] = kb [base] [sal] [H+] = 1 X 10-14 [OH] pH = -Log [H+]

FIN