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SEMANA 13 SOLUCIONES BUFFER

SEMANA 13 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 - ). .

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SEMANA 13 SOLUCIONES BUFFER

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Presentation Transcript

  1. SEMANA 13 SOLUCIONES BUFFER

  2. 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-).

  3. Una solución amortiguadora reduce el impacto de los cambios drásticos de H+ y OH- . Se prepara con un ÁCIDO DÉBILy unaSALdel mismo ÁCIDO o empleando unaBASE DÉBILy una SALde la misma BASE. La solución amortiguadora contiene especies que van a reaccionar con los iones H+ y OH- agregados.

  4. Componentes: Buffer ácido: Formado por un ácido débil y su sal. Ejemplo: CH3COOH/CH3COONa Buffer básico: Formado por una base débil y su sal. Ejemplo: NH3/NH4Cl

  5. 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.

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

  7. 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.

  8. El pH sanguíneo 7.35 -7.45

  9. pH sanguíneo 7.35 -7.45 Alcalosis pH arriba de 7.45 Acidosis pH debajo de 7.35

  10. Tipos de Acidosis: Respiratoria y Metabólica

  11. 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.

  12. La dificultad de respirar o un ambiente pobre en oxígeno, permite que se eleve la concetración 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-

  13. Tipos de Alcalosis: Respiratoria y Metabólica

  14. 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.

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

  16. 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

  17. 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. Base conjugada (Sal) Ácido débil

  18. 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

  19. Procedimiento para calcular pH de Soluciones Buffer [H+] = Ka [ácido] [sal] pH = -log [H+] [OH-] = kb [base] [sal] [H+] = 1 X 10-14 [OH]

  20. 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

  21. Tenemos: 0.25 moles de CH3COOH 0.40 moles de CH3COONa 500 ml de solución 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

  22. 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

  23. 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-

  24. 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

  25. 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

  26. 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

  27. Tenemos: 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

  28. 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

  29. FIN

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