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SEMANA 13 SOLUCIONES BUFFER

SEMANA 13 SOLUCIONES BUFFER. BUFFER También llamado Solución Reguladora, 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. BUFFER También llamado SoluciónReguladora, 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 soluciónamortiguadorareduce el impacto de los cambios drásticos deH+y OH- . Está formada por un ÁCIDO DÉBILy una SALdel mismo ÁCIDO o por una BASE DÉBILy una SALde la misma BASE. La solución amortiguadora contiene especies que van areaccionar 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. Capacidad amortiguadora de un Buffer Ácido • Al agregar un ACIDO FUERTE: • Los iones H+adicionados reaccionan con la SAL del ÁCIDO DÉBIL en solución y producen el ÁCIDO DÉBIL. Buffer Ácido HCOOH/HCOO-Na+ HCOO- +H+↔HCOOH

  6. Al agregar 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

  7. Forma en que actúan EJERCICIO: Capacidad amortiguadora de un buffer básico. NH3/NH4Cl

  8. Capacidad amortiguadora de un buffer básico • Al agregar un ACIDO FUERTE: • Los iones H+adicionados reaccionan con la Baseen solución y producen Sal y agua. • NH3/NH4Cl (NH4OH / NH4 Cl ) NH4OH +H+↔NH4+ + H2O Al agregar una BASE FUERTE: Los iones OH-adicionados reaccionan con la sal para formar nuevamente la base débil. NH4+ + OH-↔ NH4OH

  9. 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.

  10. Buffer Intracelular más importante: H2PO4- / HPO4-2 Buffer Sanguíneo más importante: H2CO3 / HCO3- Como producto final del metabolismos de produce CO2 en las células; una parte de éste se lleva a los pulmones para eliminarlo y lo demás se disuelve en el plasma y saliva para formar ácido carbónico. CO2 + H2O ↔ H2CO3 Los riñones aportan HCO3- produciendoseasi el buffer. CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ H+ + HCO3-

  11. Otros sistemas que ayudan a mantener el pH • sanguíneo son: • 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 las moléculas.

  12. pH sanguíneo 7.35 -7.45 Los cambios de pH por debajo de 6.8 y por encima de 8 no permiten el funcionamiento adecuado de las células y a éstos niveles sobreviene la muerte.

  13. Valores Normales en Sangre Arterial

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

  15. Tipos de Acidosis: Respiratoria y Metabólica Acidosis respiratoria: Al aumentar la concentración de CO2 se produce mas H2CO3; produciéndose mas H+ y por lo tanto el pH disminuye por lo que hay acidosis, puede darse por respiración dificultosa, enfisema o neumonía. Al aumentar CO2 el O2 disminuye.

  16. Resumiendo el proceso se daría así: 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-

  17. Tipos de Alcalosis: Respiratoria y Metabólica Alcalosis 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.

  18. La hiperventilación, genera: Alcalosis porque el incremento de la[O2] hace bajar la[CO2] produciéndosemenos H2CO3 y por consiguiente el pH sube.

  19. Al bajar la presión parcial de CO2 el equilibrio lleva a la formación de CO2 Y H2O. CO2 + H2O ↔ H2CO3 Esto disminuye la [ H+ ] y por lo tanto eleva el pH.

  20. pKa y pKb De la misma forma que para el pH, hay expresiones similares para pKa y pKb, basadas en las constantes de ionización. Por lo tanto: cuanto mas grande es pka más débil es el ácido cuanto mas grande es pKb mas débil es la base Ejercicio: Encuentre el pKa del ácido acético, si posee un valor de Ka = 1.8 x 10-5.

  21. Para un par conjugado ácido base el producto de Ka y Kb es igual a Kw. Por lo tanto cuando se conoce una de ellas se puede obtener el valor de la otra. Para un par conjugado ácido base :

  22. CÁLCULO DE PH EN UN BUFFER Ecuación de Henderson Hasselbach pOH= pKb + Log [Sal] [Base]

  23. Otro procedimiento para calcular pH en soluciones Buffer: [H+] = Ka [ácido] [sal] pH = -log [H+] [OH-] = Kb [base] [sal] [H+] = 1 X 10-14 [OH]

  24. 1.Calcule el pH de una solución Buffer formada por 0.5 moles de CH3COOH (ácido acético) y 0.8 moles de CH3COONa (acetato de sodio) disueltos en 1000 ml de solución. Ka = 1.8 x 10-5 [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

  25. Resolución 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

  26. 2.Cuál será el pH del buffer anterior si se le AGREGAN NaOH 0.06 M ?. 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-

  27. 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

  28. 3.¿Cuál será el pH del buffer inicial si añadimos HCl 0.04 M ? 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

  29. 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

  30. 4. ¿Cuál será el pH de un buffer preparado asi: 0.2 moles de CH3NH2 0.3 moles de CH3NH2Cl en 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 pH+ pOH= 14 pH= 14 - 3.53= 10.47

  31. Resolución: (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

  32. FIN

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