Semana 13- 2019

SISTEMAS Y SOLUCIONES REGULADORES BUFFER ó

TAMPONDiapositivas con imágenes cortesía de Licda :

Lilian Guzmán

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.

Componentes de los BuffersA- Buffer ácidos: formados de un ácido débil y su sal

Ejemplos:

Acido Débil / Sal

CH3COOH / CH3COO-Na+. (Buffer de acetatos)

H2CO3/ HCO3– ( Buffer carbonatos).

H2PO4- / HPO4 -2 ( Buffer de fosfatos).

Note: el ácido débil posee un Hidrogeno más que la sal respectiva.

En el caso de las sales a veces solo se indica al anión y no se coloca al ion metálico que lo acompaña.( vea ejemplos de arriba en buffer de carbonatos y fosfatos)

Recuerde que todo ácido débil, tiene una Ka.

Cont. Compontes de los bufferB- Buffer Básicos: Formados por una base débil y su sal.

Ejemplos:

Base débil / Sal

NH3 / NH4+Cl-

C6H5NH2 / C6H5NH3+Cl-

Note: Las bases débiles generalmente poseen Nitrógeno. Las sales de las bases débiles, poseen un Hidrógeno más que la base respectiva y pueden ir acompañadas de un anión ( Ej: Cl- ). Vea ejemplos anteriores.

Recuerde que toda base débil, posee una Kb.

Los componentes de los buffer entran en un equilibrio :

A- Buffer ácido

Acido débil (donador de H+ )⇄ Sal ( base conjugada aceptor de H+)

H2PO4 - ⇄ HPO4

-2 + H+

Acido débil (donador H+) Sal (base conjugada aceptor de H+ )

B- Buffer Básico :

Base débil ( aceptor de protones H+) ⇄ sal (acido conjugado donador de H+ )

C2H6NH2 + H2O ⇄ C2H6NH3+ + OH -

Base débil (aceptor Sal ( ácido conjugado donador

de protones ( H +) de protones ( H+ )

Importancia de los buffer en los sistemas vivos

Todo organismo vivo, uni o pluricelular, posee dentro y

fuera de sus células, sistemas buffer que mantienen el

pH dentro de rangos muy constantes. Todo proceso

metabólico, requiere de un pH óptimo para realizarse y

en el cuál, los enzimas trabajan a la capacidad

necesaria, catalizando cada una de las reacciones. Si

el pH se altera, se alteran las funciones biológicas

incluso se puede llegar a la muerte, por esa razón la

importancia de los buffer para mantener el pH en

rangos óptimos.

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.

pH fisiológico

Es el rango de pH, ideal ó adecuado, para el

funcionamiento óptimo de los organismos.

En el ser humano, el pH fisiológico( se toma como

base el pH de la sangre ), está dentro de:

7.35 – 7.45

Si el pH baja y es menor de 7.35, genera una

condición conocida como Acidosis.

Si el pH aumenta y es mayor a 7.45, genera una

condición conocida como Alcalosis.

ACIDOSIS ( pH sanguíneo menor de 7.35 )

A- Respiratoria: Ocurre al incrementarse la [CO2], por retención de CO2, debido a una inadecuada ventilación pulmonar o hipo ventilación Ej: neumonía, enfisema, asma, respiración lenta, bloqueo de vías respiratorias por cuerpo extraño.

B-Metabólica: Los pulmones y centros respiratorios funcionan normalmente, pero los ácidos metabólicos se producen muy rápido o se excretan con lentitud. Hay acumulación de ácidos ( Ej. Ácido láctico, cuerpos cetónicos ). También puede deberse a pérdida de bases, como el HCO3

- ej: diarrea. O incapacidad del riñón de excretar H+ .

En ambas acidosis, la compensación principal es la hiperventilación ( aumentar la [ O2] para disminuir [CO2 ].

En unos casos se puede administrar HCO3 – ( generalmente Intravenosa) para compensar la acidosis

ALCALOSIS ( pH sanguíneo mayor de 7.45)

A-Respiratoria: Ocurre al disminuir la [CO2] y aumentar [O2], por hiperventilación ( Histeria, mal manejo de un respirador, llanto prolongado, respiración excesiva a gran altitud , por ejemplo los alpinistas, ejercicio extenuante, tensión nerviosa). Se compensa por excreción de HCO3 – por los riñones y respirar dentro de una bolsa o funda impermeable, ventilar con mezclas ricas en CO2.

B-Metabólica: el cuerpo pierde ácido ó retiene base ( HCO3 -), puede deberse a pérdida del contenido estomacal (vómitos ,succión nasogástrica), sobredosis de bicarbonato, ó medicamentos para úlcera estomacal ( antiácidos e inhibidores de bomba de protones) enfermedad renal, abuso de diuréticos. Se compensa con hipoventilación .

Cómo actúa un Buffer ácido?A) Al añadir un ácido ( H+), la sal ( anión), se combina con el

H+ forma el ácido débil, → [ácido ] y [sal ].

Ej. Buffer de H2CO3 / HCO3 –

AÑADIMOS UN ÁCIDO H+ :

HCO3 - + H+→ H2CO3

[HCO3-] ( la sal) Y [ H2CO3] (el ácido)

AÑADIMOS UNA BASE OH- :

El ácido débil, dona un H +, que se combina con el OH- y forma agua y la sal respectiva → [ácido ] y [ sal ].

H2CO3 + OH-→ HCO3 - + H2O

[H2CO3] ( el ácido débil) y [HCO3-]( la sal)

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H2CO3/HCO3-

H2CO3 + OH- ⇋ HCO3 – + H2O

HCO3- + H+ → H2CO3

Note : ↓[ ácido] Y ↑ [ sal]

[ H2CO3] y [HCO3-]

Note: ↓ [sal] y ↑[ ácido]

[HCO3-] y [H2CO3 ]

OH-H+

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H2PO4-/HPO4

-2

H2PO4- + OH- ⇋ HPO4

-2 + H2O HPO4-2 + H+ → H2PO4

-

Note: ↑[sal] y ↓[ácido]

[ HPO4-2 ] y [H2PO4

-]

OH- H+

Note: ↑[ácido] y ↓[sal][H2PO4

-] y [HPO4-2]

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-NH3+/-COO-

-NH3+ + OH- ⇋ -NH2 + H2O

Participa el extremo amino

Terminal, donando un H+, para

unirse al OH- y forman agua.

-COO- + H+ → -COOHParticipa el extremo carboxilo

terminal aceptando el H+

OH- H+

Cómo actúa un buffer básicoA) Al añadir un ácido [H +], la base lo acepta y forma

la sal. Entonces [sal] y [base]

Ejemplo NH3 / NH4+Cl -.

NH3 + H+→ NH4+

[NH3]( la base) y [ NH4+] (la sal)

B) Al añadir una base OH-, la sal dona un H+, que se combina con el OH- y forma H2O y la base respectiva..

NH4 + + OH-→ NH3 + H2O

[NH4+] (la sal) y [NH3] (la base)

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].*

el pKa, se calcula :

pKa = -log Ka.

* debe calcular primero la relación numérica [sal ] / [ácido ] y con

éste resultado sacar el logaritmo. Como este puede ser positivo ó negativo, se sumará ó restará al pKa, según el caso.

Para buffer básicos1) Calcular primero el pOH, luego restarlo de 14.

pOH = pKb + log [Sal]

[Base]

Luego pH = 14 - pOH

También puede hacerlo en una sola operación:

pH = 14 – ( pKb + log [ Sal ])

[Base]

Recordar que : pKb = - log Kb.

Calcular primero la relación numérica de la [sal] / [base] y con éste resultado sacar el log. Como estamos obteniendo pOH , debe calcular el pH: ( recordar pH + pOH = 14 ) → pH = 14 - pOH

Ejercicios . Calcule el pH de un buffer de HCOOH 0.2M y

HCOO-Na+ , 0.27M. Si Ka = 2.1 x 10 -4.

Procedimiento :Use la ec. de Henderson-Hasselbach

pH = pKa + log [sal ]

[acido]

Calcule pKa = -log Ka pKa = -log 2.1 x 10-4 = 3.67pH = 3.67 + log [0.27] sal

[0.20] acido débil

pH = 3.67 + log 1.35 → pH = 3.67 +0.13 = 3.80

Respuesta : pH =3.80

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 (nos dan Kb),debe calcular primero el pOH .

Usando ecuación : pOH = pKb + log [sal] / [base]

calcule pKb= -log Kb → pKb = -log 1.8 x 10 -5→ pKb = 4.74

Use ecuación Henderson - Hasselbach

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 = 14 - pOH . Este paso es obligado para buffer básicos

→ pH = 14 - 4.65 = 9.35 → pH = 9.35.

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+, y [Acido] y [sal]. Hay que sumar al ácido débil la concentración del ácido añadido (0.08). A la sal se le resta la concentración del ácido añadido (o.o8). 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+log 0.875

pH = 4.74 + (-0.058) → pH = 4.68

Continuación de ejercicio: B- Se añade NaOH 0.06M. Al añadir NaOH, se está

añadiendo OH-. Entonces [ácido] y [sal]. Se resta la concentración de base añadida ( 0.06) a la concentración del ácido. Y a la sal se le suma esa concentración. Nuevas concentraciones :

Acido [CH3COOH] = 0.4 -0.06 = 0.34

Sal : [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

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.

Ej: cálculo de pH de buffer básicoCalcule 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 ( C3H9N )es la base y el cloruro de trimetil amonio ( C3H9NH +Cl -)la sal. Como es base, se calcula primero el pOH usando la fórmula ya dada y luego se resta de 14.:

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

Respuesta pH = 9.66

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. Calcule pKb = -log Kb

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 al buffer anterior le añadimos ácido,

por ejemplo: HCl 0.07M. La base acepta el protón del

ácido ( H+) y disminuye su concentración y forma a la

sal. Por eso restamos la concentración del ácido

añadido (0.07) a la base y la sumamos a la sal.

Nuevas concentraciones:

Base [ NH3]= 0.4 – 0.07 = 0.33 y

Sal [ NH4Cl] = 0.3 + 0.07 = 0.37Ahora calculemos el pH. Como es buffer básico, primero

calculamos el pOH:

pOH= pKb + log sal /base → pOH = 4.76+log 0.37 / 0.33

pOH = 4.76 +0.05 = 4.81

Ahora se calcula el pH :

pH = 14- pOH = 14 - 4.81 → pH =9.19

Si a ese buffer la añadimos una base. Por ejemplo NaOH0.04 M. Aquí la sal dona un protón que se combina con el OH y forma agua y más base. Por eso restamos la concentración de NaOH ( o.o4) a la sal, y la sumamos a la base. Nuevas concentraciones :

Sal [NH4Cl] = 0.3-o.o4 = o.26

Base [NH3] = 0.4 +0.04 = 0.44 Ahora calcule el pH, sabiendo que como es buffer básico primero calcula el pOH:

pOH = pKb + log sal/base

pOH = 4.76 + log 0.26/0.44

pOH =4.76 +( -0.23) = 4.53 ahora calcule el pH

pH = 14 - pOH pH = 14-4.53= 9.47

3. Un paciente con enfisema pulmonar. Sus resultados de laboratorio son: H2CO3 : 0.030 M y HCO3

- : 0.208 M. Ka = 4.3 x 10-7

¿Calcule el pH sanguíneo del paciente? Presenta acidosis ó alcalosis.?

Calcule la relación entre [acido ]/ [sal] en un buffer que tiene un pH de 7.67 y una Ka = 4.3x 10-6

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