SISTEMAS Y SOLUCIONES REGULADORES BUFFER ó TAMPON Semana 13 SISTEMAS Y SOLUCIONES REGULADORES BUFFER ó TAMPON 2013

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: CH3COOH / CH3COO-Na+. H2CO3/ HCO3 – ( Buffer carbonatos). H2PO4- / HPO4 -2 ( Buffer de fosfatos). Note que el ácido débil posee un Hidrogeno más que la sal respectiva. Recuerde que todo ácido débil, tiene una Ka.

Cont. Comp. de los buffer B- Buffer Básicos: Formados por una base débil y su sal. Ejemplos: NH3 / NH4+Cl- C6H5NH2 / C6H5NH3+Cl- Note: La base débil posee un Hidrogeno menos que la sal respectiva. Recuerde que toda base débil, posee una Kb.

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

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 un funcionamiento óptimo de los organismos. En el ser humano, el pH fisiológico, es decir 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: Incremento de la [CO2], debido a retención de CO2, debido a inadecuada ventilación pulmonar o hipo ventilación. Ej: neumonía, enfisema, Asma, bloqueo de vías por cuerpo extraño. B-Metabólica: acumulación de ácidos ( Ej. Ácido láctico, cuerpos cetónicos),pérdida de bases, ej: diarrea, enfermedades renales, incapacidad de excretar orina ácida

ALCALOSIS ( pH sanguíneo mayor de 7.45) A-Respiratoria: disminución de la [CO2], producida por hiperventilación ( ejercicio extenuante, tensión nerviosa). B-Metabólica: pérdida del contenido estomacal ( vómitos), sobredosis de bicarbonato, ó medicamentos para úlcera estomacal ( antiácidos e inhibidores de bomba de protones) enfermedad renal, abuso de diuréticos. Incremento en [ HCO3-].

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

Buffer acido carbónico/bicarbonato: H2CO3/HCO3- H2CO3 + OH- ⇋ HCO3 – + H2O HCO3- + H+ → H2CO3 Note : ↓[ ácido] Y ↑ [ sal] Note: ↓ [sal] y ↑[ ácido] 11

Buffer fosfatos H2PO4-/HPO4-2 H2PO4 - + OH- ⇋ HPO4-2 + H2O HPO4-2 + H+ → H2PO4- Note: ↑[sal] y ↓[ácido] Note: ↑[ácido] y ↓[sal] 12

Buffer Proteínas: NH3+/COO- OH- H+ -NH3+/-COO- NH3+ + OH- ⇋ NH2 + H2O -COO- + H+ → -COOH 13

Cómo actúa un buffer básico A) Al añadir un ácido, H+, la base lo acepta y forma la sal. Entonces aumenta [sal] y disminuye [base] Ejemplo NH3 / NH4+Cl -. NH3 + H+  NH4+ Disminuye [NH3]( la base) y aumenta [ NH4 +](la sal) B) Al añadir una base OH-, la sal dona un H+, que se combina con el OH- y forma H2O. NH4 + + OH-  NH3 + H2O Disminuye [NH4+](la sal) y aumenta [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].* Recordar que pKa, se calcula : pKa = -log Ka. * debe calcular la relación sal/ ácido y 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] Recordar que: pKb= - log Kb. Luego se calcula 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 Kb = 2.1 x 10 -4. Procedimiento: Use pH = pKa + log [sal] [acido] Calcule pKa : -log Ka pKa = -log 2.1 x 10-4 = 3.67 pH = 3.67 + log [0.27] [0.20] pH = 3.67 + log 1.35  pH = 3.67 +0.13 = 3.80 Respuesta = 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, debe calcular primero el pOH. Calcule pKb. pKb= -log Kb  pKb= -log 1.8 x 10 -5 pKb= 4.74 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 + pOH = 14 pH = 14-pOH  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+, por lo tanto se incrementa [Acido] y disminuye [sal]. Ahora 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+log0.875 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 disminuye [ácido] y aumenta [sal]. Las nuevas concentraciones son : [CH3COOH] = 0.4 -0.06 = 0.34 [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 es la base y el cloruro de trimetil amonio es la sal. Como es base, se calcula primero el pOH usando la fórmula ya dada: 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  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. 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. Que sucede si añadimos HCl 0.07M La base disminuye: 0.4 – 0.07 = 0.33 y la sal aumenta 0.3 + o.o7 = 0.37 pOH=pKb + log sal/base  pOH = 4.63+log 0.37 / 0.33 pOH = 4.68.

Lea y comenta “Química y salud”pág. 306 “Tampones en la sangre”.