AMORTIGUADORES QUIMICOS

Presentación del tema: "AMORTIGUADORES QUIMICOS"— Transcripción de la presentación:

1 AMORTIGUADORES QUIMICOS
Y FISIOLÓGICOS. SEMANA 13 2015 Licda. Corina Marroquín O.

2 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-).

3 Una solución amortiguadora:
reduce el impacto de los cambios drásticos de H+ y OH-. Pueden ser ácidas y básicas.

4 AMORTIGUADORES

5 Componentes de los buffers:
Buffer ácido: Formado por un ácido débil y su sal. CH3COOH/CH3COONa Buffer básico: Formado por una base débil y su sal. NH3/NH4Cl

6 Función e Importancia Biológica: Carbonatos, Fosfatos y proteínas.
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. Principales amortiguadores sanguíneos: Carbonatos, Fosfatos y proteínas.

7 Buffer Sanguíneo más importante: Buffer Intracelular más importante:
H2CO3 / HCO3- Buffer Intracelular más importante: H2PO4- / HPO4-2

8 PROTEINAS

9 Otros sistemas que ayudan a mantener
el pH sanguíneo son: Ácidos Nucléicos Coenzimas Metabolitos intermediarios

10 Relación de H2CO3/ HCO3- es de 1/10

11 El PH sanguíneo es de:

12 El pH sanguíneo es de: 7.35 -7.45 Alcalosis Acidosis PH PH
arriba de 7.45 Acidosis PH debajo de 7.35

13 PH SANGUÍNEO.

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16 Tipos de Acidosis: Respiratoria Y Metabólica

17 ACIDOSIS RESPIRATORIA.
CO2 O2 y el pH Sintomas: Fallos de ventilación, cese de respiración, desorientación, debilidad, coma. Causas: enfisema, neumonía, asma; Depresión del centro respiratorio por fármacos, paro cardiovascular, trauma de tórax. (cualquier problema para respirar). Tx: Solución de bicarbonato.

18 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: H2CO3 (1/10) HCO3- CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ H+ + HCO3-

19 ACIDOS METABOLICA. Síntomas: fatiga, confusión. Causas: Enfermedad renal, hepatitis, cirrosis, aumento de la formación de ácidos en diabetes mellitus, hipertitiroidismo, inanición, perdida de álcalis por diarrea, retención de ácidos por fallo renal. Tx: Bicarbonato oral.

20 Acidosis Metabólica H2CO3 (1/10) HCO3- 
CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ H+ + HCO3- 

21 Tipos de Alcalosis: Respiratoria Y Metabólica

22 ALCALOSIS RESPIRATORIA
O2 CO2 y el pH Síntomas: Hiperventilación, mareo. Causas: ansiedad, histeria, fiebre, ejercicio. Tx: Respirar en una bolsa de papel.

23 La hiperventilación, genera y por consiguiente el pH sube.
Alcalosis porque el incremento de la [O2] hace bajar la [CO2] produciéndose menos H2CO3 y por consiguiente el pH sube.

24 ALCALOSIS METABOLICA. Causas: Ingesta exagerada de álcalis. (enfermedad péptica). Obstrucción intestinal alta. Vómitos prolongados.

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27 APARATOS PARA MEDIR GASES SANGUÍNEOS
Y ELECTROLITOS.

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29 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 de a formar el ácido. Ácido débil Sal conjugada (Sal)

30 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)

31 Procedimiento para calcular pH de
Soluciones Buffer [H+] = Ka [ácido] [sal] pH = -log [H+] [OH-] = kb [base] pOH=-log [OH-]

32 La Ecuación de Henderson Hasselbach
indica que en una solución en la que se encuentran presentes un ácido débil y su base conjugada en iguales concentraciones, el pH deberá ser idéntico al valor del pKa para dicho par ácido base conjugada o sal. pH= pKa + Log [Sal] [Ácido] pKa = -log Ka

33 Para las bases: pOH= pKb + Log [Sal] [Base] pKb = -log Kb

34 Calcule el pH de una solución Buffer formada por 0
Calcule el pH de una solución Buffer formada por 0.5 M de CH3COOH (ácido acético) y 0.8 M de CH3COONa (acetato de sodio) . Teniendo una Ka = 1.8 x 10-5

35 Tenemos: 0.5 moles de CH3COOH 0.8 moles de CH3COONa Ka= 1.8 x 10-5 [H+]= Ka [ácido] [sal] [H+]= 1.8 x 10-5 [0.5M] = x 10-5 [0.8M] pH = -log X 10-5 = 4.94

36 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= log (0.8M) (0.5M) pH= = 4.94

37 Cuál será el pH del buffer anterior si añadimos 0.06 M NaOH
CH3COOH + OH- ↔ CH3COONa + H2O 0.5 M M M 0.5M-0.06M =0.44M de CH3COOH 0.8M+0.06M=0.86M de CH3COO-

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

39 Cuál será el pH del buffer inicial si añadimos 0.04 M HCl
CH3COONa + H+ ↔ CH3COOH + NaCl 0.8 M M 0.5M 0.8M-0.04M =0.76M de CH3COO- 0.5M+0.04M=0.54M de CH3COOH

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

41 2. Calcule el pH de una solución Buffer alcalino formado, de CH3NH2 0
2.Calcule el pH de una solución Buffer alcalino formado, de CH3NH2 0.2M (base) y de cloruro de metilamonio CH3NH3Cl 0.3M (sal). kb= 4.4 x 10-4

42 [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= = 10.47

43 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= log (0.3M) (0.2M) pOH= = 3.53 pH = 14 – 3.53 = 10.47

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45 REPÚBLICA DE MACEDONIA- SKOPJE