constituidas por un ácido débil y su base conjugada (sal...

SOLUCIONES BUFFERS

• Constituidas por un ácido débil y su base conjugada (sal) permite la adición de ácido o base sin variar considerablemente el pH.

• La capacidad búffer es máximo una unidad por encima y por debajo del pK del ácido débil

pK = valor de pH en el cual las concentraciones del ácido y la sal son iguales

TITULACIÓN DEL ACIDO ACETICO CON NaOH

pKa

50% y 50%

NaOH añadido

Ecuación de Henderson-Hasselbach:pH = pKa + log [ A-] / [HA]

Un amortiguador natural

His

SOLUCION “BUFFER” o AMORTIGUADORA DE pH

“Mantiene constante el pH dentro de un rango determinado”

Ac. acético

Ac. acético

Ión acetato

Buffer: ACIDO ACETICO + ACETATO DE SODIO

Si añadimos por ejemplo NaOH a la solución buffer de Acido Acético/acetato de sodio se forma H2O

Cuando se añade un ácido fuerte a una solución buffer: la baseConjugada A- acepta protones de H3O+ para formar ácido débil HA evitando formación de grandes [ H3O+]

Soluciones constituidas por ACIDO

DEBIL y SAL DE ACIDO DEBIL

Ácido débil Sal o base conjugada

LOS SISTEMAS AMORTIGUADORES DE pH (Buffer) AYUDAN A MANTENER CONSTANTE EL pH

• Los organismos deben controlar el pH de losdiferentes compartimentos de sus células.

Ej: En el humano el pH de la sangre, debe estarcercano a 7.4

AMORTIGUADORES → Sistemas químicos quemantienen el pH relativamente constante.

Ecuación de “Henderson-Hasselbalch”

[A-]pH = pKa + log --------

[HA]

pK = - log Ka

Ka = constante de disociación del ácido débil

Ecuacion de Henderson-Hassebalch

[ A- ]• pH = pKa + log

[ HA ]

Si [A-] = [HA] ⇒ pH = pKa

pKa : pH al cual el ácido débil esta disociado en 50%

CAPACIDAD BUFFER:cantidad de [ H+] o de [OH-]

que puede recibir una sol. Buffer sin cambio significativo de su pH

Es máxima una unidad por encima y por debajo del pKa de su ácido débil.

Ejemplo:• Buffer de acetato: rango de capacidad

amortiguadora = 3.75 - 4.75• Buffer de histidina = 5.0 - 7.0• Buffer de lactato = 2.86 - 4.86

Soluciones constituídas por ACIDO DEBIL ySAL DE ACIDO DEBIL = “buffer”

Ejemplos de sistemas amortiguadores :

a. Acetato de sodio / Ácido acéticob.Bicarbonato / Acido carbónicoc. Proteína Básica / Proteína Acidad. Sistemas de Fosfatose.Cloruro de amonio / hidróxido de amonio

COMO MANTIENE CONSTANTE EL pH UN SISTEMA BUFFER?

Consideremos una solución buffer de ACETATO1. Que está constituída por:CH3C00H y CH3COONa = sol. buffer(Ác. Acético) (Acetato de sodio)(AC. DEBIL) (Sal del ácido débil)

2. Cada componente en la solución se disocia:a) CH3C00H se disocia en: CH3COO- + H +

b) CH3COONa se disocia en: CH3COO- + Na +

Cuando se adiciona una “base” por ejemplo cualquier XOH ……….

• Supongamos una base como NaOH1. Que se disocia en Na + + OH-

(base)2. Se elevaría el pH si no hay un sistema

buffer,pero…3. el OH- producido reacciona con el ácido débil de

la solución buffer así:CH3C00H + OH- → CH3C00- + H20

Por tanto el pH no se altera

Cuando se adiciona un “ácido”por ejemplo cualquier AH ……….

• Supongamos un ácido como HCl1. Que se disocia en Cl- + H+

(protón)2. Se bajaría el pH si no hay un sistema buffer,pero…3. el H + producido es atrapado por el ión CH3C00- de la

solución buffer y que pasa a funcionar como baseCH3C00- + H +→ CH3C00H + H20

Por tanto el pH se mantiene constante

Importancia de los sistemas buffer en los seres vivos

1. Sus reacciones químicas son generalmente dependientes del pH

2. Hay reacciones que producen ácidos(↓ pH) y otras producen bases(↑pH) Ej. pH del plasma(7.35-7.45), pH gástrico(1.2-3.0), páncreas(7.8-8.0)

3. Cada fluído, compartimento u órgano funciona de modo óptimo a un valor de pH que entonces debe permanecer constante

Las enzimas tienen pH óptimo de funcionamiento. Ejemplo……..

PEPSINA: enzima gástrica, funciona a pH = 1.5-2-5TRIPSINA: ez. Intestinal, pH óptimo 7.5-8.5 y FOSFATASA ALCALINA: ez. intestinal, pH óptimo = 8-9

Algunos sistemas buffer en el humano:1. En el plasma: a) bicarbonato/ácido carbónico = HCO3

- / H2CO3

b) Proteína básica / proteína ácidac) Fosfato monohidrogenado / fosfato dihidrogenado

Ejemplo: Na2HPO4 / NaH2PO4

2. En los eritrocitos o glóbulos rojos se encuentran:a) y c), en el caso b) la hemoglobina en su forma ácida y básica

Nota: en acidosis metabólica por diabetes, ejercicio intenso, inanición, diarrea etc. disminuye el bicarbonato mientras que el ácido carbónico está igual

Control de pH en el organismo….

• Importante principalmente para las funciones pulmonar y renal por medio de los cuales se elimina el exceso de H+:

1. La función pulmonar reduce la pCO2 en la sangre aumentando la relación [HCO3

- ] / [H2CO3 ]

2. La función de los riñones es extraer de la sangre tanto HCO3

- como sea necesario y produciendo más transformando el CO2

3. La función de los riñones es extraer de la sangre tanto HCO3

- como sea necesario y producir más transformando el CO2 en HCO3

- y H+ .4. El H+ se elimina mediante el sistema buffer

HPO4= / H2PO4

- ó como NH4+

5. Todas estas las reacciones buffer se acoplan juntas:

1. H+ + NH3 → NH4+

2. H+ + HCO3- → H2O + CO2

3. H+ + HPO4= → H2PO4

-

6. Los procesos anteriores estan muy relacionados con la propiedad de la Hemoglobina de transportar O2 y CO2