1 / 24

Semana 13

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

kelly-vargas
Download Presentation

Semana 13

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

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

  2. 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.

  3. 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.

  4. 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.

  5. 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.

  6. 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.

  7. 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 de7.35, genera una condición conocida como Acidosis. Si el pH aumenta y es mayor a 7.45, genera una condición conocida comoAlcalosis.

  8. ACIDOSIS ( pH sanguíneo menor de7.35 ) • 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

  9. 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-].

  10. 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)

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

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

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

  14. 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)

  15. 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.

  16. 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

  17. 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

  18. 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.

  19. 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

  20. 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

  21. 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.

  22. 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

  23. 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.

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

More Related