SISTEMAS Y SOLUCIONES REGULADORES BUFFER ó TAMPON Semana 13- 2019 SISTEMAS Y SOLUCIONES REGULADORES BUFFER ó TAMPON Diapositivas con imágenes cortesía de Licda : Lilian Guzmán

Definición Los sistemas Buffer, amortiguadores, reguladores ó tampón son mezclas (soluciones, dispersiones coloidales), que tienden a mantener el pH constante (con pocas variaciones) cuando se le añaden pequeñas cantidades de ácidos y bases.

Componentes de los Buffers A- Buffer ácidos: formados de un ácido débil y su sal Ejemplos: Acido Débil / Sal CH3COOH / CH3COO-Na+. (Buffer de acetatos) H2CO3/ HCO3 – ( Buffer carbonatos). H2PO4- / HPO4 -2 ( Buffer de fosfatos). Note: el ácido débil posee un Hidrogeno más que la sal respectiva. En el caso de las sales a veces solo se indica al anión y no se coloca al ion metálico que lo acompaña.( vea ejemplos de arriba en buffer de carbonatos y fosfatos) Recuerde que todo ácido débil, tiene una Ka.

Cont. Compontes de los buffer B- Buffer Básicos: Formados por una base débil y su sal. Ejemplos: Base débil / Sal NH3 / NH4+Cl- C6H5NH2 / C6H5NH3+Cl- Note: Las bases débiles generalmente poseen Nitrógeno. Las sales de las bases débiles, poseen un Hidrógeno más que la base respectiva y pueden ir acompañadas de un anión ( Ej: Cl- ). Vea ejemplos anteriores. Recuerde que toda base débil, posee una Kb.

Los componentes de los buffer entran en un equilibrio : A- Buffer ácido Acido débil (donador de H+ )⇄ Sal ( base conjugada aceptor de H+) H2PO4 - ⇄ HPO4 -2 + H+ Acido débil (donador H+) Sal (base conjugada aceptor de H+ ) B- Buffer Básico : Base débil ( aceptor de protones H+) ⇄ sal (acido conjugado donador de H+ ) C2H6NH2 + H2O ⇄ C2H6NH3+ + OH - Base débil (aceptor Sal ( ácido conjugado donador de protones ( H +) de protones ( H+ )

Importancia de los buffer en los sistemas vivos Todo organismo vivo, uni o pluricelular, posee dentro y fuera de sus células, sistemas buffer que mantienen el pH dentro de rangos muy constantes. Todo proceso metabólico, requiere de un pH óptimo para realizarse y en el cuál, los enzimas trabajan a la capacidad necesaria, catalizando cada una de las reacciones. Si el pH se altera, se alteran las funciones biológicas incluso se puede llegar a la muerte, por esa razón la importancia de los buffer para mantener el pH en rangos óptimos.

Sistemas buffer de importancia en los seres vivos Buffer de carbonato ( H2CO3 / HCO3 - ), es el más importante en la sangre y fluidos extracelulares. Buffer de Fosfatos ( H2PO4 - / HPO4 -2 ) Es el más importante buffer intracelular. Proteínas : tanto en la sangre como dentro de la célula participan en la regulación del pH.

pH fisiológico Es el rango de pH, ideal ó adecuado, para el funcionamiento óptimo de los organismos. En el ser humano, el pH fisiológico( se toma como base el pH de la sangre ), está dentro de: 7.35 – 7.45 Si el pH baja y es menor de 7.35, genera una condición conocida como Acidosis. Si el pH aumenta y es mayor a 7.45, genera una condición conocida como Alcalosis.

ACIDOSIS ( pH sanguíneo menor de 7.35 ) A- Respiratoria: Ocurre al incrementarse la [CO2], por retención de CO2, debido a una inadecuada ventilación pulmonar o hipo ventilación Ej: neumonía, enfisema, asma, respiración lenta, bloqueo de vías respiratorias por cuerpo extraño.

B-Metabólica: Los pulmones y centros respiratorios funcionan normalmente, pero los ácidos metabólicos se producen muy rápido o se excretan con lentitud. Hay acumulación de ácidos ( Ej. Ácido láctico, cuerpos cetónicos ). También puede deberse a pérdida de bases, como el HCO3 - ej: diarrea. O incapacidad del riñón de excretar H+ .

En ambas acidosis, la compensación principal es la hiperventilación ( aumentar la [ O2] para disminuir [CO2 ]. En unos casos se puede administrar HCO3 – ( generalmente Intravenosa) para compensar la acidosis

ALCALOSIS ( pH sanguíneo mayor de 7.45) A-Respiratoria: Ocurre al disminuir la [CO2] y aumentar [O2], por hiperventilación ( Histeria, mal manejo de un respirador, llanto prolongado, respiración excesiva a gran altitud , por ejemplo los alpinistas, ejercicio extenuante, tensión nerviosa). Se compensa por excreción de HCO3 – por los riñones y respirar dentro de una bolsa o funda impermeable, ventilar con mezclas ricas en CO2.

B-Metabólica: el cuerpo pierde ácido ó retiene base ( HCO3 -), puede deberse a pérdida del contenido estomacal (vómitos ,succión nasogástrica), sobredosis de bicarbonato, ó medicamentos para úlcera estomacal ( antiácidos e inhibidores de bomba de protones) enfermedad renal, abuso de diuréticos. Se compensa con hipoventilación .

Cómo actúa un Buffer ácido? A) Al añadir un ácido ( H+), la sal ( anión), se combina con el H+ forma el ácido débil,   [ácido ] y  [sal ]. Ej. Buffer de H2CO3 / HCO3 – AÑADIMOS UN ÁCIDO H+ : HCO3 - + H+  H2CO3  [HCO3-] ( la sal) Y  [ H2CO3] (el ácido) AÑADIMOS UNA BASE OH- : El ácido débil, dona un H +, que se combina con el OH- y forma agua y la sal respectiva   [ácido ] y [ sal ]. H2CO3 + OH-  HCO3 - + H2O  [H2CO3] ( el ácido débil) y  [HCO3-]( la sal)

Buffer acido carbónico/bicarbonato: H2CO3/HCO3- H2CO3 + OH- ⇋ HCO3 – + H2O HCO3- + H+ → H2CO3 Note : ↓[ ácido] Y ↑ [ sal] [ H2CO3] y [HCO3-] Note: ↓ [sal] y ↑[ ácido] [HCO3-] y [H2CO3 ] 15

Buffer fosfatos H2PO4-/HPO4-2 H2PO4- + OH- ⇋ HPO4-2 + H2O HPO4-2 + H+ → H2PO4- Note: ↑[sal] y ↓[ácido] [ HPO4-2 ] y [H2PO4-] Note: ↑[ácido] y ↓[sal] [H2PO4 -] y [HPO4 -2] 16

Participa el extremo carboxilo terminal aceptando el H+ Buffer Proteínas: -NH3+ / COO- El –NH3+, representa el extremo amino terminal de la proteína y el –COO- el extremo carboxilo terminal. OH- H+ -NH3+/-COO- -COO- + H+ → -COOH Participa el extremo carboxilo terminal aceptando el H+ -NH3+ + OH- ⇋ -NH2 + H2O Participa el extremo amino Terminal, donando un H+, para unirse al OH- y forman agua. 17

Cómo actúa un buffer básico A) Al añadir un ácido  [H +], la base lo acepta y forma la sal. Entonces  [sal] y  [base] Ejemplo NH3 / NH4+Cl -. NH3 + H+  NH4+  [NH3]( la base) y  [ NH4 +] (la sal) B) Al añadir una base OH-, la sal dona un H+, que se combina con el OH- y forma H2O y la base respectiva.. NH4 + + OH-  NH3 + H2O  [NH4+] (la sal) y  [NH3] (la base)

Fórmulas para calcular el pH de los sistemas buffer: Se usaran las ecuaciones de Henderson-Hasselbach. A- Para Buffer ácidos: pH = pKa + log [Sal]/ [Acido].* el pKa, se calcula : pKa = -log Ka. * debe calcular primero la relación numérica [sal ] / [ácido ] y con éste resultado sacar el logaritmo. Como este puede ser positivo ó negativo, se sumará ó restará al pKa, según el caso.

Para buffer básicos 1) Calcular primero el pOH, luego restarlo de 14. pOH = pKb + log [Sal] [Base] Luego pH = 14 - pOH También puede hacerlo en una sola operación: pH = 14 – ( pKb + log [ Sal ]) Recordar que : pKb = - log Kb. Calcular primero la relación numérica de la [sal] / [base] y con éste resultado sacar el log. Como estamos obteniendo pOH , debe calcular el pH: ( recordar pH + pOH = 14 )  pH = 14 - pOH

Ejercicios . Calcule el pH de un buffer de HCOOH 0.2M y HCOO-Na+ , 0.27M. Si Ka = 2.1 x 10 -4. Procedimiento :Use la ec. de Henderson-Hasselbach pH = pKa + log [sal ] [acido] Calcule pKa = -log Ka pKa = -log 2.1 x 10-4 = 3.67 pH = 3.67 + log [0.27] sal [0.20] acido débil pH = 3.67 + log 1.35  pH = 3.67 +0.13 = 3.80 Respuesta : pH =3.80

Ejercicio buffer básico. Calcule el pH de una solución buffer formada por NH3 0.8M y NH4Cl 0.65M. Kb= 1.8 x 10 -5. Resolución, como es buffer básico (nos dan Kb),debe calcular primero el pOH . Usando ecuación : pOH = pKb + log [sal] / [base] calcule pKb= -log Kb  pKb = -log 1.8 x 10 -5 pKb = 4.74 Use ecuación Henderson - Hasselbach pOH = pKb +log [sal] [Base ] pOH = 4.74 + log 0.65 0.80 pOH = 4.74 + log o.81  pOH = 4.74 +( -0.09)  pOH = 4.65 Ahora calcule pH así : pH = 14 - pOH . Este paso es obligado para buffer básicos  pH = 14 - 4.65 = 9.35  pH = 9.35.

Ejemplo de buffer ácido añadiendo ácidos y bases. Calcule el pH de una solución buffer de CH3COOH 0.4M y CH3COO-Na+ 0.5M. Ka = 1.8 x 10-5. Cuando: A) Se añade HCl 0.08M. Al añadir HCl, se está añadiendo H+, y  [Acido] y [sal]. Hay que sumar al ácido débil la concentración del ácido añadido (0.08). A la sal se le resta la concentración del ácido añadido (o.o8). Nuevas concentraciones: [CH3COOH]: 0.4 + 0.08 = 0.48 [ Sal] : 0.5-0.08 = 0.42 Ahora calcule pH: pH = pKa + log [sal] / [acido]  pH= 4.74 + log 0.42 /0.48  pH = 4.74+log 0.875 pH = 4.74 + (-0.058)  pH = 4.68

Continuación de ejercicio: B- Se añade NaOH 0.06M. Al añadir NaOH, se está añadiendo OH-. Entonces  [ácido] y [sal]. Se resta la concentración de base añadida ( 0.06) a la concentración del ácido. Y a la sal se le suma esa concentración. Nuevas concentraciones : Acido [CH3COOH] = 0.4 -0.06 = 0.34 Sal : [CH3COO-Na+] = 0.5 +0.06 = 0.56. Ahora se calcula pH: pH = Pka + log [sal] [acido] pH = 4.74 + log 0.56/0.34  pH = 4.74 +log 1.64 pH = 4.74 + 0.21 = 4.95

Comparación de el pH, después de añadir H+ y OH- Si calculamos el pH del buffer sino se le hubiera añadido H+ y OH-, tenemos: pH = pKa + log [sal] [ácido] pH = 4.74 + log [CH3COONa] [CH3COOH] pH = 4.74 + log 0.5/0.4  pH= 4.74 + log 1.25 pH = 4.74 + 0.097 = 4.84 Ahora vea al añadir el HCl ( ácido) bajo a 4.68 Y al añadir NaOH ( base). subió a 4.95. usted puede ver que las variaciones fueron mínimas.

Ej: cálculo de pH de buffer básico Calcule el pH de un buffer formado por trimetilamina 0.3M ( Kb= 6.0 x 10 -5 ) y cloruro de trimetilamonio 0.4M. Resolución en éste caso la trimetilamina ( C3H9N )es la base y el cloruro de trimetil amonio ( C3H9NH +Cl -)la sal. Como es base, se calcula primero el pOH usando la fórmula ya dada y luego se resta de 14.: pOH = pKb +log [sal] / [Base] pKb= -log 6.0 x 10 -5 = 4.22 pOH = 4.22 + log 0.4/0.3 pOH = 4.22 +log 1.33  poH = 4.22 + 0.125  pOH = 4.34 Ahora calcule pH: Recuerde que pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH  pH = 14 - 4.34 Respuesta pH = 9.66

Cont. Ejercicios de Buffer básicos. Calcule el pH de una solución buffer que contiene NH3 0.4 M y NH4Cl 0.3M . Kb = 1.74 x 10 -5 Resolución : recuerde que es base, se calcula el pOH primero y luego el pH. Calcule pKb = -log Kb pOH = pKb + log Sal/ Base pOH = 4.76 + log 0.3 / 0.4  pOH = 4.76 + (-0.125) pOH = 4.63 ahora calcule pH pH = 14 –pOH  pH = 14 – 4.63 pH = 9.37.

Base [ NH3]= 0.4 – 0.07 = 0.33 y Sal [ NH4Cl] = 0.3 + 0.07 = 0.37 Que sucede si al buffer anterior le añadimos ácido, por ejemplo: HCl 0.07M. La base acepta el protón del ácido ( H+) y disminuye su concentración y forma a la sal. Por eso restamos la concentración del ácido añadido (0.07) a la base y la sumamos a la sal. Nuevas concentraciones: Base [ NH3]= 0.4 – 0.07 = 0.33 y Sal [ NH4Cl] = 0.3 + 0.07 = 0.37 Ahora calculemos el pH. Como es buffer básico, primero calculamos el pOH: pOH= pKb + log sal /base  pOH = 4.76+log 0.37 / 0.33 pOH = 4.76 +0.05 = 4.81 Ahora se calcula el pH : pH = 14- pOH = 14 - 4.81  pH =9.19

pOH =4.76 +( -0.23) = 4.53 ahora calcule el pH Si a ese buffer la añadimos una base. Por ejemplo NaOH 0.04 M. Aquí la sal dona un protón que se combina con el OH y forma agua y más base. Por eso restamos la concentración de NaOH ( o.o4) a la sal, y la sumamos a la base. Nuevas concentraciones : Sal [NH4Cl] = 0.3-o.o4 = o.26 Base [NH3] = 0.4 +0.04 = 0.44 Ahora calcule el pH, sabiendo que como es buffer básico primero calcula el pOH: pOH = pKb + log sal/base pOH = 4.76 + log 0.26/0.44 pOH =4.76 +( -0.23) = 4.53 ahora calcule el pH pH = 14 - pOH pH = 14-4.53= 9.47

3. Un paciente con enfisema pulmonar 3. Un paciente con enfisema pulmonar. Sus resultados de laboratorio son: H2CO3 : 0.030 M y HCO3- : 0.208 M. Ka = 4.3 x 10-7 ¿Calcule el pH sanguíneo del paciente? Presenta acidosis ó alcalosis.?

Calcule la relación entre [acido ]/ [sal] en un buffer que tiene un pH de 7.67 y una Ka = 4.3x 10-6

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