SOLUCIONES AMORTIGUADORAS “BUFFER” “SOLUCIONES TAMPÓN” OBJ: Definir concepto de Solución Amortiguadora y verificar matemáticamente el pH de una solución Buffer.

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-).

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: CH3COOH/CH3COONa Buffer básico: Formado por una base débil NH3/NH4Cl

Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl © Ed. Santillana

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.

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: H2PO4- / HPO4-2 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.

Tabla de soluciones reguladoras Ácido débil Fórmula Base conjugada Rango de pH Ácido acético CH3COOH acetato CH3COO- 3.6 - 5.8 Ácido carbónico H2CO3 bicarbonato HCO3- 5.4 - 7.4 Ácido fórmico HCOOH formiato HCOO- 2.7 - 4.7 Ácido fluorhídrico HF fluoruro F- 2.2 - 4.2 Base débil ácido conjugado Amoníaco NH3 amonio NH4+ 8.2 - 10.2 Carbonato CO3-2 9.3 - 11.3 Fosfato PO4-3 fosfato hidrogenado HPO4-2 11.6 - 13.6

El pH sanguíneo 7.35 -7.45

pH sanguíneo 7.35 -7.45 Alcalosis Acidosis pH pH arriba de 7.45 debajo de 7.35

Tipos de Acidosis: Respiratoria y Metabólica

Al aumentar la concentración de CO2 disminuye la concentración de O2 y el pH disminuye por lo que hay acidosis, puede darse por respiración dificultosa, enfisema o neumonía.

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

Respiratoria Al aumentar la concentración O2 disminuye la concentración de CO2 y el pH aumenta por lo que hay alcalosis, puede ser por hiperventilación o respiración rápida.

La hiperventilación, genera Alcalosis porque el incremento de la [O2] hace bajar la [CO2] produciéndose menos H2CO3 y por consiguiente el pH 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+ HCOO- + H+ ↔ HCOOH Al aumentar la [ácido], disminuye la [sal] Ya que el equilibrio tiende a formar el ácido. Ácido débil Base conjugada (Sal)

Capacidad amortiguadora de un Buffer Ácido 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], 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 pH= pKa + Log [Sal] [Acido] Donde: pKa = -log Ka Y para las bases: pOH= pKb + Log [Sal] [Base] Donde: pKb = -log Kb

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

1. Calcule el pH de una solución Buffer formada por 0 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. Teniendo una Ka = 1.8 x 10-5

Calcular : [CH3COOH]= 0.25 moles= 0.5M Tenemos: 0.25 moles de CH3COOH 0.40 moles de CH3COONa 500 ml de solución Ka= 1.8 x 10-5 Calcular : [CH3COOH]= 0.25 moles= 0.5M 0.5 L [CH3COONa]=0.40 moles =0.8M 0.5L [H+]= Ka [ácido] [sal] [H+]= 1.8 x 10-5 [0.5M] = 1.125 x 10 -5 [0.8M] pH = -log 1.125 X 10-5 = 4.94

Con la ecuación de Henderson-Hasselbach pH = pKa + log [sal] [ácido] pKa=-log Ka pKa = -log ( 1.8 x 10-5) = pKa =4.74 pH= 4.74 + log (0.8M) (0.5M) pH= 4.74+0.20= 4.94

Cuál será el pH del buffer anterior si añadimos 0.03 moles NaOH [NaOH]= 0.03 moles = 0.06 M 0.5 L CH3COOH + OH- ↔ CH3COO_ + H2O 0.5 M 0.06M 0.8M 0.5M-0.06M =0.44M de CH3COOH 0.8M+0.06M=0.86M de CH3COO-

NUEVO pH pH = pKa + log [sal] [ácido] pKa=-log Ka pKa = -log ( 1.8 x 10-5) = pKa =4.74 pH= 4.74 + log (0.86M) (0.44M) pH= 4.74 + 0.29= 5.03

Cuál será el pH del buffer inicial si añadimos 0.02 moles HCl [HCl]= 0.02 moles = 0.04 M 0.5 L CH3COONa + H+ ↔ CH3COOH + Na+ 0.8 M 0.04M 0.5M 0.8M-0.04M =0.76M de CH3COO- 0.5M+0.04M=0.54M de CH3COOH

NUEVO pH pH = pKa + log [sal] [ácido] pKa=-log Ka pKa = -log ( 1.8 x 10-5) = pKa =4.74 pH= 4.74 + log (0.76M) (0.54M) pH= 4.74 + 0.14= 4.88

Tenemos: 0.2 moles de CH3NH2 0.3 moles de CH3NH3Cl 1 Lt de solución Kb= 4.4 x 10-4 [OH-]= Kb [base] [sal] [OH-]= 4.4 x 10-4 [0.2M] = 2.93 x 10 -4 [0.3M] pOH = -log 2.93 X 10-4 = 3.53 Recordar: pH+ pOH= 14 pH= 14 - 3.53= 10.47

Con la ecuación de Henderson-Hasselbach pOH = pKb + log [sal] [base] pKb=-log Kb pKb = -log ( 4.4 x 10-4) = pKb =3.36 pOH= 3.36 + log (0.3M) (0.2M) pOH= 3.36 + 0.176= 3.53 pH = 14 – 3.53 = 10.47