AMORTIGUADORES O BUFFER SEMANA No. 13 AMORTIGUADORES O BUFFER Licda. Bárbara Toledo

Una solución reguladora, Buffer , Tampón Concepto: Una solución reguladora, Buffer , Tampón o Amortiguadora es un sistema que tiende a mantener el pH constante cuando se añaden pequeñas cantidades de ácidos (H+) o bases (OH-). La solución amortiguadora contiene especies que van a reaccionar con los iones H+ y OH- agregados.

Buffer ácido: Formado por un ácido débil y su sal. Ejemplo: Componentes: Buffer ácido: Formado por un ácido débil y su sal. Ejemplo: CH3COOH/CH3COONa Buffer básico: Formado por una base débil 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 Metabolitos intermediarios 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 Arriba de 7.8 o debajo de 6.8 se produce daños cerebrales irreversibles e incluso la muerte

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 ser 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

Al aumentar la concentración O2 disminuye la concentración de CO2 y el pH aumenta por lo que hay alcalosis, puede se 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 Buffer Ácido HCOOH/HCOO- Na+ Si se agrega un ACIDO FUERTE: Los iones H+ adicionales reaccionan con la SAL del ÁCIDO DÉBIL en solución y producen el ÁCIDO DÉBIL 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 Buffer Ácido HCOOH/HCOO- Na+ Si se agrega una BASE FUERTE, los iones H+ presentes en solución neutralizan a los iones OH- produciendo H2O . 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] Donde: pKa = -log Ka Y para las bases: pH= 14 – pKb + Log [Sal] [Base] Donde: pKb = -log Kb

Procedimiento para calcular pH de Soluciones Buffer Acido [H+] = Ka [ácido] [sal] pH = -Log [H+] pH = pKa + Log [sal] [ácido]

Procedimiento para calcular pH de Soluciones Buffer Básico [OH-] = kb [base] [sal] [H+] = 1 x 10-14 [OH] pH = -Log [H+] pH = 14 - pKb + Log [sal] [base]

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. Teniendo una Ka = 1.8 x 10-5

Cuál será el pH del buffer anterior si añadimos 0.03 moles NaOH Cuál será el pH del buffer inicial si añadimos 0.02 moles HCl

2.Calcule el pH de una solución Buffer formada, si en 1 L de ella hay 0.2 moles de CH3NH2 (base) kb= 4.4 x 10-4 y 0.3 moles de cloruro de metilamonio CH3NH3Cl (sal)

FIN