SOLUCIONES 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 y su sal. 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 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.

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 Alcalosis pH arriba de 7,45

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, efisema 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. Base conjugada (Sal) Ácido débil

ALTERACIONES ÁCIDO-BASE Exceso de CO2 (neumopatía obstructiva, daño muscular respiración) Acidosis respiratoria Alcalosis respiratoria Acidosis metabólica Alcalosis metabólica Déficit de CO2 (hiperventilación crónica como histeria e intoxicación con salicilatos) Aumento de ácido fijo (EB negativo) (cetosis diabética, diarrea) Aumento de base fija (EB positivo) (vómitos persistentes)

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] [Ácido] 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 0,25 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 = O,5 L 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: Kb= 4,4 x 10-4 [OH-]= Kb [base] [sal] 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

FIN