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Semana 13
SISTEMAS Y SOLUCIONES
SISTEMAS Y SOLUCIONES
REGULADORES BUFFER ó
REGULADORES BUFFER ó
TAMPON
TAMPON
Diapositivas con imágenes cortesía de
Diapositivas con imágenes cortesía de
Licda : Lilian Guzmán
Licda : Lilian Guzmán
2015

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 Buffers
A- 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 metal 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 buffer
B- Buffer Básicos: Formados por una base débil y su
sal.
Ejemplos:
Base débil / Sal
NH3 / NH4+
Cl-
C6H5NH2 / C6H5NH3
+
Cl-
Note: La base débil 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-
)
Recuerde que toda base débil, posee una Kb.

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 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.

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
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],
debido a retención de CO2, debido a una inadecuada
ventilación pulmonar o hipo ventilación. Ej: neumonía,
enfisema, asma, bloqueo de vías por cuerpo extraño.
 B-Metabólica: En ésta los pulmones y centros
respiratorios funcionan normalmente, pero los ácidos
metabólicos se producen muy rápido o se excretan con
lentitud, entonces hay acumulación de ácidos ( Ej.
Ácido láctico, cuerpos cetónicos). También puede
deberse pérdida de bases, ej: diarrea, enfermedades
 renales, incapacidad de excretar orina ácida .
 En ambas acidosis, la compensación principal es la
hiperventilación ( eliminar CO2).

ALCALOSIS ( pH sanguíneo mayor de 7.45)
 A-Respiratoria: Ocurre al disminuir la [CO2], 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.
 B-Metabólica: en ésta 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,  aumenta [ácido ] y disminuye
[sal ].
Ej Buffer de H2CO3 / HCO3 –
AÑADIMOS UN ÁCIDO H
AÑADIMOS UN ÁCIDO H+ :
+ :
HCO3 -
+ H+
 H2CO3
 [HCO3-
] ( la sal) Y  [ H2CO3] (el ácido)
AÑADIMOS UNA BASE OH
AÑADIMOS UNA BASE OH- :
- :
El ácido débil, dona un H +
, que se combina con el OH-
y
forma agua. Y la sal respectiva  disminuye [ácido ] y
aumenta [ sal ].
H2CO3 + OH-
 HCO3 -
+ H2O
 [H2CO3] ( el ácido débil) y  [HCO3-
]( la sal)

11
H2CO3/HCO3
-
H2CO3 + OH-
HCO
⇋ 3
–
+ H2O
HCO3
-
+ H+
→ H2CO3
Note : ↓[ ácido] Y ↑ [ sal]
[ H2CO3] y [HCO3
-
]
Note: ↓ [sal] y ↑[ ácido]
[HCO3
-
] y [H2CO3 ]
OH
-
H+

12
H2PO4
-
/HPO4
-2
H2PO4
-
+ OH-
HPO
⇋ 4
-2
+ H2O
HPO4
-2
+ H+
→ H2PO4
-
Note: ↑[sal] y ↓[ácido]
[ HPO4
-2
] y [H2PO4
-
]
OH- H+
Note: ↑[ácido] y ↓[sal]
[H2PO4
-
] y [HPO4
-2
]

13
-NH3
+
/-COO-
-NH3
+
+ OH-
-NH
⇋ 2 + H2O
Participa el extremo amino
Terminal, donando un H+,
para unirse al OH- y forman
agua.
-COO-
+ H+
→ -COOH
Participa el extremo carboxilo terminal
aceptando el H+
OH
- H+

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+
 [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
Disminuye [NH4
+
](la sal) y aumenta [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
sacar el logaritmo. Como este puede ser positivo ó
negativo, se sumará ó restará al pKa, según el caso.

Para buffer básicos
1) Calcular primero el pOH, luego restarlo de 14.
pOH = pKb + log [Sal]
[Base]
Recordar que:
pKb= - log Kb.
Calcular primero la relación numérica de la [sal] / [base]
Luego 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
= 3.67
pH = 3.67
+ log [0.27]
[0.20]
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, 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
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.

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]. Hay que sumar a la
concentración del ácido, el ácido añadido (0.08). A la sal se
le resta el 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 disminuye [ácido] y
aumenta [sal]. Es decir 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 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
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+
) 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 + o.o7 = 0.37
Ahora 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 NaOH
0.04 M. Aquí la sal dona un protón que se combina con el
OH y forma agua y más base. Por eso restamos la
cantidad 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

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