Amortiguadores o BufferSEMANA 13

Licda. Lilian Judith Guzman Melgar

Soluciones amortiguadoras

También llamadas soluciones:

✓ Buffer

✓ Reguladoras

✓ Tampón

Solución Buffer

✓ Es una solución de un ácido débil y su sal, o unabase débil y su sal.

✓ Una solución buffer previene cambios rápidos enel pH de una solución al agregar más ácido obase.

✓ Es una solución que mantiene el pH cuando seagregan pequeñas cantidades de acido o base

Componentes

BUFFER ACIDO

Formado por un acido débil y su sal.

Ejemplo:

CH3COOH/CH3COONa

BUFFER BASICO

Formado por una base débil y su sal.

Ejemplo:

NH3/NH4Cl

Función e Importancia

• Es importante que en los organismos vivoslas células mantengan un pH casiconstante para que se lleve acabo lasacciones enzimáticas y metabólicas.

• Los fluidos intracelulares y extracelularescontienen pares conjugados de ácidos-bases que actúan como buffer.

Sistemas buffer de importancia en los seres vivos

✓ BUFFER DE CARBONATOS (H2CO3 / HCO3-)

El mas importante en la sangre

✓BUFFER DE FOSFATOS (H2PO4- / HPO4

-2)

Es el mas importante BUFFER INTRACELULAR

✓BUFFER DE PROTEINAS

Tanto en sangre como dentro de la célula participa en la regulación del pH

Buffer Sanguíneo

La sangre cuenta con al menos tres sistemas amortiguadores :

1. Ácido carbónico / bicarbonato*

H2CO3 / HCO3-

2. Difosfato / monofostato

H2PO4- / HPO4

-2

3. Proteínas

Buffer acido carbónico/bicarbonato:H2CO3/HCO3

-

9

H2CO3 ⇋ H+ +HCO3 –

HCO3- + H+ → H2CO3

H+ + OH- → H2O

CO2 + H2O → H2CO3

OH-

H+

H2CO3 / HCO3-

Buffer fosfatos H2PO4-/HPO4

-2

10

H2PO4- ⇋ HPO4

–2 + H+

+

HPO4-2 + H+ → H2PO4

-

OH- + H+ → H2O

OH- H+

H2PO4- / HPO4

-2

Buffer Proteínas: NH3+/COO-

11

-NH3+/-COO-

-NH3+ ⇋ -NH2 + H+ -COO- + H+ → -COOH

OH- H+

H+ + OH- ⇋ H2O

pH SANGUINEO

7.35 – 7.456.8 7.8ACIDOSIS ALCALOSIS

Acidosis

Es una condición caracterizada por un exceso de acido en los líquidos del cuerpo. En la acidosis :

✓Hay una concentración elevada de iones hidrógeno.

✓ La persona tiene tendencia a morir en coma

Acidosis Respiratoria

Es una afección que ocurre cuando lospulmones no pueden eliminar todo el dióxidode carbono que el cuerpo produce. Estointerrumpe el equilibrio ácido-básico delcuerpo y los líquidos corporales se vuelvendemasiado ácidos.

“Aumento de concentración de ión hidrógeno a consecuencia de la retención de CO2”

Acidosis respiratoriaCO2 pH

Síntomas: Fallo de la ventilación, cese de la respiración, desorientación, debilidad ,coma.

Causa: Enfisema, neumonía, bronquitis, asmaDepresión del centro respiratorio por fármacos. Apoplejía, problemas de SNC.

Tratamiento: Corrección del problema, infusión de bicarbonato

Acidosis Metabólica

Alteración del equilibrio ácido-básico delcuerpo, que ocasiona acidez excesiva en lasangre.

Cuando la ingestión de: ión hidrógeno,o su producción endógena, excede de lacapacidad corporal de eliminación.

ACIDOSIS METABOLICAH+ pH

Síntomas: Aumento de la ventilación, fatiga, confusión

Causas: Enfermedad renal, hipertiroidismo, alcoholismo, inanición, de formación de ácidos en la diabetes mellitus, retención de ácidos por fallo renal.

Tratamiento: Bicarbonato sódico administrado oralmente, diálisis para el fallo renal, insulina para la cetosis diabética.

Alcalosis

Es una condición provocada por el exceso de base (álcali) en los líquidos del cuerpo.

En la alcalosis : ✓ Hay una concentración baja de iones

hidrógeno.✓ La persona puede morir de tetania* o

convulsiones.

Alcalosis Respiratoria

Ocasionada por los niveles bajos de CO2 ,

por hiperventilación, la altitud o una

enfermedad pulmonar primaria, enfermedad

del SNC, ansiedad, intoxicaciones o

ventilación artificial excesivamente intensa

que produzca una reducción de oxígeno en

la sangre que obliga al individuo a respirar

mas rápido, reduciendo los niveles de CO2 .

Alcalosis respiratoriaCO2 pH

Síntomas: Velocidad y profundidad de la respiración aumentadas, mareo y tetania.

Causas: Hiperventilación debida a ansiedad. Histeria,fiebre, ejercicios, reacción a fármacos(antihistamínicos), condiciones que causanhipoxia (ejemplo: neumonía, edema pulmonary enfermedades cardiacas)

Tratamiento: Eliminación del estado que produce laansiedad , respirar entre una bolsa depapel

Alcalosis Metabólica

Es ocasionada por un exceso de bicarbonato en lasangre y la disminución absoluto de la concentraciónde ión hidrogeno.

H+ pH Síntomas: respiración lenta, apatía y confusión,

Causas: vómitos, enfermedad de las glándulas adrenales, ingestión de exceso de álcalis.

Tratamiento: Infusión de solución salina, tratamiento de enfermedades subyacentes

Importancia de la concentración de CO2 y O2 en el equilibrio ácido-básico

de los seres vivos

✓La ↓ de la intensidad de la ventilaciónpulmonar ↑ la [ ] de CO2 en el liquidoextracelular, lo cual causa ↑ de ácidocarbónico y de iones hidrógeno. (acidosisrespiratoria).

✓Un ↑ en la intensidad de la ventilaciónpulmonar ↓ la [ ] de iones hidrógenoproduciendo alcalosis.

✓Una persona puede provocarvoluntariamente acidosis simplementeinhibiendo su respiración.

✓Por otra parte puede voluntariamenterespirar con intensidad y causar alcalosis.

ACIDOSIS

RESPIRATORIA CO2 ↑ pH ↓

METABOLICA H+ ↑ pH ↓

ALCALOSISRESPIRATORIA CO2 ↓ pH ↑

METABOLICA H+ ↓ pH ↑

Valores normales del buffer sanguíneo en la sangre arterial

Para cualquier solución Buffer, la concentración del ion :

HIDROGENO

BUFFER ACIDO

𝐻+ = 𝐾𝑎 ×𝐴𝐶𝐼𝐷𝑂

𝑆𝐴𝐿 𝑂 𝐼𝑂𝑁

HIDROXIDO

BUFFER BASICO

𝑂𝐻− = 𝐾𝑏 ×𝐵𝐴𝑆𝐸

𝑆𝐴𝐿 𝑂 𝐼𝑂𝑁

Ecuación de Henderson - Hasselbach

𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔𝐼𝑂𝑁

𝐴𝐶𝐼𝐷𝑂𝑝𝐾𝑎 = −𝑙𝑜𝑔 𝐾𝑎

𝑝𝐾𝑏 = −𝑙𝑜𝑔 𝐾𝑏𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔𝐼𝑂𝑁

𝐵𝐴𝑆𝐸

Ejercicios1. ¿Cuál es el pH de un buffer preparado con

CH3COOH 0.5M y CH3COONa 0.25M? Ka= 1.8x10-5

Para calcular el pH del buffer tenemos la siguiente información:

- Es un buffer ácido por que tiene una Ka

- Nos dan la concentración del ácido [CH3COOH] 0.50 M

- También tenemos la concentración de la sal [CH3COONa]0.25 M

Entonces podemos utilizar la fórmula :

𝐻+ = 𝐾𝑎 ×𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜

𝑆𝑎𝑙 𝑜 𝑖ó𝑛

Sustituimos valores:

𝐻+ = 1.8𝑥10−5 ×0.5

0.25𝐻+ = 3.6𝑥10−5

Ahora ya podemos calcular el pH porque ya tenemos la [H+]= 3.6x10-5

𝑝𝐻 = − log 𝐻+

𝑝𝐻 = − log 3.6𝑥10−5

𝑝𝐻 = 4.44

Si utilizamos la formula de Hendelson-Haselbach

Si calculamos pKapKa= - log KapKa= - log (1.8x10-5)pKa= 4.74

𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔𝐼𝑂𝑁

𝐴𝐶𝐼𝐷𝑂 𝑝𝐾𝑎 = −𝑙𝑜𝑔 𝐾𝑎

Sustituimos valores

𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔𝐼𝑂𝑁

𝐴𝐶𝐼𝐷𝑂

𝑝𝐻 = 4.74 + 𝑙𝑜𝑔0.25

0.5

𝑝𝐻 = 4.44

2. ¿Cuál es el pH de un buffer de amoníaco (NH3) 0.8 M y cloruro de amonio (NH4Cl) 0. 45M?

Kb= 1.8x10-5

• Si observamos la información que nos dan en el problema, este esun buffer básico porque nos dieron una Kb, tenemos laconcentración de la base [NH3]= 0.8M y la concentración de la sal[NH4Cl]= 0.45M

• Como es un buffer básico encontramos [OH-] entonces:

0𝐻− = 𝐾𝑏 ×𝐵𝑎𝑠𝑒

𝑆𝑎𝑙 𝑜 𝑖ó𝑛

Sustituimos valores

0𝐻− = 1.8𝑥10−5 ×0.8

0.45

0𝐻− = 3.2𝑥10−5

Como tenemos [OH- ] debemos calcular el pOH

𝑝𝑂𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻−

Sustituimos valores𝑝𝑂𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 3.2𝑥10−5

𝑝𝑂𝐻 = 4.49

Ya tenemos el valor de pOH y para saber el valor de pH debemos restar el valor de pOH de 14

pH + pOH = 14

pH= 14 – 4.49

pH= 9.51

Si usamos la ecuación de Henderson- Hasselbach

𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔𝐼𝑂𝑁

𝐵𝐴𝑆𝐸

Calculamos el valor de pKb

pKb = -log [Kb]

pKb = -log [1.8x10-5]

pKb = 4.74

Sustituimos valores en la fórmula de pH

𝑝𝐻 = 14 − 4.74 + 𝑙𝑜𝑔0.45

0.8

𝑝𝐻 = 9.51

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

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

¿Calcule el pH sanguíneo del paciente?

¿Presenta acidosis o alcalosis?

La información que nos proporcionan son laconcentración del acido H2CO3 = [0.030] y laconcentración del ion HCO3

- =[0.2] y la Ka

Si usamos la fórmula :

𝐻+ = 𝐾𝑎 ×𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜

𝑆𝑎𝑙 𝑜 𝑖ó𝑛

Sustituimos valores

𝐻+ = 4.3𝑥10−7 ×0.030

0.2

[H+]= 6.45x10 - 8

Como ya tenemos la concentración de iones hidrogeno ya podemos calcular el pH

𝑝𝐻 = − log 𝐻+

𝑝𝐻 = − log 6.45𝑥10−8

𝑝𝐻 = 7.19

¿Presenta acidosis o alcalosis?

Si el pH sanguíneo del paciente es 7.19 esto es menor 7.35 entonces presenta acidosis

4. Una persona esta respirando rápidamente. Sus resultados de

laboratorio revelaron 𝐻2𝐶𝑂3 ∶ 0.02 M y 𝐻𝐶𝑂3−: 0.4 M. Calcule su

pH sanguíneo. Ka = 4.3 x 10-7

Que información tenemos :

[acido] = 0.02 M , [ión] = 0.4 M y la Ka

Si usamos la fórmula

𝐻+ = 𝐾𝑎 ×𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜

𝑆𝑎𝑙 𝑜 𝑖ó𝑛Sustituimos valores

𝐻+ = 4.3𝑥10−7 ×0.02

0.4

𝐻+ = 2.15𝑥10−8

Ahora ya podemos calcular el pH

𝑝𝐻 = − log 𝐻+

𝑝𝐻 = − log 2.15𝑥10−8

𝑝𝐻 = 7.67

Si usamos la fórmula de Henderson-Hasselbach

Calculamos pKa

pKa= - log Ka

= - log 4.3x10-7

= 6.37

Sustituimos valores en la fórmula de pH

𝑝𝐻 = 6.37 + 𝑙𝑜𝑔0.4

0.02

𝑝𝐻 = 7.67

𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔𝐼𝑂𝑁

𝐴𝐶𝐼𝐷𝑂

5. Calcule la relación entre acido/sal en un buffer tiene un pH de 7.67 y una Ka= 4.3x 10-7

Que información tenemos para resolver el problema: pH y Ka, Entonces:

Encontramos la [H+] a partir del valor de pH, calculando el antilogaritmo

SHIFT LOG -7.67 =

esto da como resultado 2.14x10 -8

[H+ ] = 2.14x10-8

En la formula siguiente podemos identificar que datos conocemos

𝐻+ = 𝐾𝑎 ×𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜

𝑆𝑎𝑙 𝑜 𝑖ó𝑛

2.14𝑥10−8 = 4.3𝑥10−8 ×𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜

𝑆𝑎𝑙 𝑜 𝑖ó𝑛

Despejamos2.14𝑥10−8

4.3𝑥10−8=

𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜

𝑆𝑎𝑙 𝑜 𝑖ó𝑛

0.05=𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜

𝑆𝑎𝑙 𝑜 𝑖ó𝑛

BUFFER ACIDO

SI SE AGREGA

ACIDO BASE BASE

[H+] = Ka [ácido] + [ H+]

[ion] – [ H+][H+] = Ka [acido] - [OH-]

[ion] + [OH-]

BUFFER BASICO

SI SE AGREGA

ACIDO BASE

[OH-] = Kb [base] - [ H+]

[ion] + [ H+]

[OH-] = Kb [base] + [OH-]

[ion] – [OH-]

Ecuación de Henderson - Hasselbach

• BUFFER ACIDO Y SE LE AGREGA ACIDO

• BUFFER ACIDO Y SE LE AGREGA BASE

pH = pKa + log [ion] – [H+] [ácido] + [H+]

pH = pKa + log [ion] + [OH-] [ácido] - [OH-]

Ecuación de Henderson - Hasselbach

BUFFER BASICO Y SE LE AGRGA ACIDO

BUFFER BASICO Y SE LE AGREGA BASE

pH =14- (pKb + log [ion] + [H+]

[base] - [H+]

pH = 14-(pKb + log [ion] - [OH-]

[base] + [OH-]

Ejercicios6. Calcule el pH de una solución buffer, que tiene una

concentración de: 𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻 0.5𝑀 𝑦 0.8𝑀 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑂𝑂− ,

y una 𝐾𝑎 = 1.8𝑋10−4

Que información tenemos:

Concentración del acido [HCOOH]=0.5M

Concentración del ion [HCOO- ]=0.8 M

Y la Ka

Encontramos la [H+]

𝐻+ = 1.125x10-4

Ya podemos encontrar el pH

𝑝𝐻 = − log 𝐻+

𝑝𝐻 = − log 1.125𝑥10−4

𝑝𝐻 =3.95

𝐻+ = 1.8𝑥10−4 ×0.5

0.8

a) ¿Cuál es el pH de la solución anterior si se añade una solución de NaOH 0.06 M?

Este es un buffer ácido entonces el acido débil que lo forma seioniza aportando iones H+ y la sal se ioniza formando ionesbicarbonato [HCOO-].

Cuando se agrega iones OH- de una base fuerte estos sonatrapados por los iones H+ del acido por lo que disminuye lacantidad de acido del buffer. Entonces debemos resta a laconcentración de acido la concentración de NaOH que seagrego

𝐻+ = 𝐾𝑎 ×𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 − 𝑂𝐻−

𝑆𝑎𝑙 𝑜 𝑖ó𝑛 + 𝑂𝐻−

𝐻+ = 1.8𝑥10−4 ×0.5 − 0.06

0.8 + 0.06

𝐻+ = 9.21𝑥10−5

Ahora ya podemos calcular el pH porque yatenemos la concentración de iones H+

𝑝𝐻 = − log 𝐻+

𝑝𝐻 = − log 9.20𝑥10−5

𝑝𝐻 = 4.03

b. ¿Cuál será el pH del buffer anterior luego de agregar una solución 0.04 M de HCl?Tenemos un buffer acido que se le agrega una acido fuerte, esto significa que se están agregando H+

Quien atrapa a los iones H+ es el ion HCOO- para anular as cagas que están ingresando, entonces este se gasta o disminuye.

Tenemos que calcular [H+]

𝐻+ = 𝐾𝑎 ×𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝐻+

𝑆𝑎𝑙 𝑜 𝑖ó𝑛 − 𝐻+

𝐻+ = 1.8𝑥10−5 ×0.05 + 0.04

0.8 − 0.04

𝐻+ =1.28x10-4

Ahora ya podemos calcular el pH𝑝𝐻 = − log 𝐻+

𝑝𝐻 = − log 1.28𝑥10−4

𝑝𝐻 = 3.89

Para poder comprobar el comportamiento del buffer compararemos el pH

Cuando agregamos una base fuerte al buffer esperamos que el pHsuba poco pero que suba y así ocurrió cambio de 3.95 a 4.03

Cuando agregamos un acido fuerte al buffer esperamos que el pHbaje poco pero que baje y así ocurrió de 3.95 bajo a 3.89

pH al agregar HCl

pH del Buffer

pH al agregar NaOH

3.89 3.95 4.03

7. ¿Cuál es el pH de un buffer de etilamina (CH3CH2NH2) 0.2 M y cloruro de etilamonio (𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑁𝐻3

+ ) 0.18 M si la 𝐾𝑏 = 5.2𝑋10−4

Para resolver este problema podemos ver que es un buffer básico

porque nos dan Kb, nos proporcionaron la concentración de la base

[CH3CH2NH2]=0.2M , la concentración del ion [CH3CH2NH3+]= 0.18 M

Como es un buffer básico tenemos que encontrar la concentración de

iones [OH- ]

0𝐻− = 𝐾𝑏 ×𝐵𝑎𝑠𝑒

𝑆𝑎𝑙 𝑜 𝑖ó𝑛

0𝐻− = 5.2𝑥10−4 ×0.2

0.18

0𝐻− = 1.10𝑥10−4

Ahora ya se puede calcular el pOH

𝑝𝑂𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻−

𝑝𝑂𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 1.10𝑥10−4

𝑝𝑂𝐻 =3.88

pH + pOH = 14

pH= 14- 3.88 = 10.11

a) ¿Cuál es el nuevo pH del buffer anterior después de agregar HCl 0.015M?

El buffer es básico entonces

la base de este buffer proporciona cargas negativa [OH-]

La sal proporciona cargas positivas

Cuando agregamos un ácido fuerte estamos agregando iones H+

Quien atrapa las cargas positivas del ácido son las cargas negativasque proporciona la base entonces la cantidad de base en el bufferdisminuye.

Entonces en la formula para calcular [OH-]

0𝐻− = 𝐾𝑏 ×𝐵𝑎𝑠𝑒 − 𝐻+

𝑆𝑎𝑙 𝑜 𝑖ó𝑛 + 𝐻+

0𝐻− = 5.2𝑋10−4 ×0.2 − 0.015

0.18 + 0.015

0𝐻− = 4.93𝑋10−4

Ahora ya podemos calcular el pOH

𝑝𝑂𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻−

𝑝𝑂𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 4.93𝑥10−4

𝑝𝑂𝐻 = 3.31

Para calcular el pH

pH + pOH = 14

pH= 14 – 3.31

pH= 9.83

b) ¿Cuál es el pH del buffer si se agrega NaOH 0.025 M?

Ya que es un buffer básicola base aporta cargas negativos [OH-]y el ion aporta cargas positivas.

Cuando agregamos NaOH que es una base fuerte estamos agregando iones [OH-]

Quien atrapa los OH- de la base fuerte es el ion del buffer entonces este disminuye.

Calculamos la [OH-]

0𝐻− = 𝐾𝑏 ×𝐵𝑎𝑠𝑒 + 𝑂𝐻−

𝑆𝑎𝑙 𝑜 𝑖ó𝑛 − 𝑂𝐻−

Sustituimos valores

0𝐻− = 4.87𝑥10−3

Ya se puede calcular el pOH𝑝𝑂𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 𝑂𝐻−

𝑝𝑂𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 4.87𝑥10−3

𝑝𝑂𝐻 = 2.31

Para calcular el pH

pH + pOH = 14

pH= 14 – 2.31

pH= 11.69

0𝐻− = 5.2𝑥10−4 ×0.2 + 0.025

0.18 − 0.025

Para poder comprobar el comportamiento del buffer compararemos el pH

Cuando agregamos un acido fuerte al buffer esperamos que el pHbaje poco pero que baje y así ocurrió de 10.1 bajo a 9.83

Cuando agregamos una base fuerte al buffer esperamos que el pHsuba poco pero que suba y así ocurrió cambio de 10.1 a 11.69

pH al agregar HCl

pH del Buffer

pH al agregar NaOH

9.83 10.1 11.69

FIN