Química III Soluciones reguladoras

Ing. Esp. Fanny E. Molina S. 1

Soluciones Reguladoras

1. Definición de soluciones reguladoras 2. Importancia de las soluciones reguladoras 3. Cuidados 4. Preparación de las soluciones reguladoras 5. Composición 6. Ecuación de Henderson Hasselbalch 7. Efecto del ión común 8. Como se calcula el pH de una solución

reguladora 9. Acción reguladora 10. Capacidad reguladora

11. Sistemas tampón más usados

12. Problemas propuestos

2

Soluciones reguladoras

También llamadas soluciones tampón o buffer, son aquellas soluciones que limitan los cambios de pH, es decir cambian ligeramente la concentración de iones hidrógeno, cuando se le añaden pequeñas cantidades de un ácido fuerte o de una base fuerte, en consecuencia su pH varia muy poco.

1. Los organismos vivos poseen sistemas reguladores en el plasma (Ácido carbónico H2CO3 con bicarbonato HC03

-) cuyo pH es de alrededor de 7.

Importancia

V=1 lt V=1 lt

V=1 ml de HCL 10 M

PLASMA AGUA

p H de 7,4 A 7,2 p H de 1 a 2 unidades

2. Para el correcto funcionamiento de cualquier sistema biológico que dependa en grado crítico del pH.

• Las proteínas y los ácidos nucleicos mantienen su identidad gracias a un pH constante, si este varía se desnaturalizan las proteínas.

• La extracción de enzimas debe efectuarse manteniendo el pH constante, ello se logra adicionando una solución reguladora.

Importancia

Al preparar las soluciones reguladoras debe tenerse en cuenta:

1. Evitar sustancias que reaccionen con otros componentes del sistema que se desee regular

2. Las disoluciones tampón tienen una capacidad limitadas de absorber iones H+ y OH-

3. Una solución tampón tiene su máxima capacidad cundo las concentraciones del ácido débil y su base conjugada son iguales; por consiguiente, para hacer una solución tampón escogemos un ácido cuya ka conduzca a un valor de concentración próximo al que se desea.

Cuidados

1. Por neutralización parcial:

BD + AF → Sal + H2O

Ej.: NH4OH + HCL → NH4Cl + H2O

Siempre que el reactivo en exceso sea la base débil

AD + BF → Sal + H2O

Ej.: CH3COOH + NaOH → CH3CONa + H2O

Siempre que el reactivo en exceso sea el ácido débil

2. Disolviendo en agua:

Una base débil y la sal de la misma base

Un ácido débil y la sal del mismo ácido

Preparación

Las soluciones reguladoras contienen dos solutos, uno de ellos puede reaccionar con los iones hidrógeno (H+) y el otro con los iones (OH-) los componentes no deben reaccionar entre si.

Composición

Acido

Débil Sal

Si tenemos:

Ácido débil + Sal (AD + Sal)

Ej.: C6H5COOH + C6H5COONa

Base débil + Sal (BD + Sal)

Ej.: NH4OH + NH4Cl

Base Débil Sal

Ecuación de Henderson Hasselbalch

La ecuación es simplemente otra forma de la expresión de Ka

HA ↔ H+ + A-

[H +] [A-]

[HA]

K a = [H +] [A-]

[HA]

Log K a = Log

[H +] + Log K a = Log [HA]

[A-] Log

[H +] - Log = - Log K a + [HA]

[A-] Log

p H = p K a + [HA]

[A-] Log

p H = p K a + [BH+]

[B] Log p K a = es de este acido

Efecto del ión Común

Si se tiene la reacción: CH3COOH ↔ CH3COO - + H+

Si: V1= V2

al adicionar una sal por ejemplo:

CH3CONa → CH3COO - + Na+

El ión añadido reacciona con el H+ y la reacción se desplaza hacia la izquierda, atendiendo al principio de “LECHATELIER” aumenta V2 se pierde el equilibrio, se reprime la disociación del ácido y la concentración de H+ disminuye.

El efecto del ión común es el fundamento para obtener el control del pH, este actúa cuando la sal adicionada contiene un ión ya existente en un ácido débil esta se ioniza inmediatamente lo cual restringe la ionización del ácido con la consiguiente reducción de la acidez y mayor estabilización del pH, de manera análoga sucede en el caso de tener una base débil y adicionarle una sal

Calculo del p H

Que queda:

Base débil = 1,0 - 0,4 = 0,6 moles = Cb

Ácido fuerte = 0 mol

Sal = 0,4 = Cs

H 2O = 0,4 mol

1. Cuando la neutralización es parcial

Final: 0,6 mol 0 mol 0,4 mol 0,4 mol

Inicial: 1.0 mol 0,4 mol 0 mol 0 mol

NH40H + HCl → NH4Cl + H20

Calculo del p H Se establece el sistema regulador

Inicial: Cb 0 mol 0 mol

OHNHOHNH 44 Equilibrio: (Cb-X)mol X mol X mol

Inicial: Cs 0 mol 0 mol

CLNHCLNH 44 Final: 0 mol Cs Cs

OHNH

OHNHKb

4

4 *

Donde: CsXNH

4

XOH

XCbOHNH 4

45 1010*8,1 bK

por lo que:

Cb

XCsKb

* 5

5

10*7,24,0

6,0*10*8,1*

mol

mol

Cs

CbKX b

p OH =4,57

p H= 9,43

Calculo del p H

2. Cuando se adiciona directamente Ácido débil y su sal

Inicial: Ca=0,5mol/l

HCLOHOCL Equilibrio: (Ca-X)mol X mol X mol

Inicial: Cs=0,5mol/l 0 mol 0 mol

NaCLONaOCL final: 0 mol Cs Cs

HOCL

HCLOKa

*

Donde: CsXCLO

XH

XCaHOCL

48 1010*2,3 bK

por lo que:

Ca

XCsKa

* 8

8

10*2,35,0

5,0*10*2,3*

mol

mol

Cs

CaKX a

p H= 7,49

Acción reguladora

Se presenta cuando el sistema regulador trata

de mantener el pH, cuando es sometido a

variaciones como:

• Al sistema regulador se le adiciona un ácido

fuerte

• Al sistema regulador se le adiciona una base

fuerte

• Al diluir: En general el p H no cambia con la

dilución.

Acción reguladora

OCLHHOCL OCLNaNaOCL

se le adiciona 100 mmol/l de NaOH (base fuerte) = 0,1mol/l, esta reacciona

con el componente ácido Inicial: Ca b 0 0

OHNaOCLNaOHHOCL 2 Equilibrio: Ca-b 0 b b

Cs

CaKH a

bCs

bCaKH a

donde: Ca - b = 0,5-0,1 = 0,4 mol

Cs + b = 0,5+0,1 = 0,6 mol

H 3,2*10-8

88 10*13,26,0

4,010*2,3

mol

molH p H =7,67

Δ p H = 7,67- 7,5 = 0,17 aumenta es lógico se le adiciona una base

Ej.: Si al sistema del ejercicio anterior

Capacidad reguladora

Se define como el número de moles de base fuerte requeridos para causar el

aumento de una unidad de p H en un litro de solución reguladora. Dicho de

otra manera la cantidad de ácido o de base que ellas son capaces de

consumir. La capacidad reguladora depende de:

o La concentración de los componentes

o La relación de la concentración de los componentes

La máxima capacidad reguladora se logra cuando:

o 1Cs

Ca es decir Ca = Cs Cuando es AD+Sal y

Cs

CaKH a donde: p H = p Ka

o 1Cs

Cb es decir Cb = Cs Cuando es BD+Sal y

Cs

CbKOH b donde: p OH = p Kb

Sistemas tampón mas utilizados

1. Tampones de McILVAINE: cubre el campo de p H

desde 2 – 8 se preparan mezclando soluciones de

ácido cítrico con nitrógeno fosfato di sódico

2. Tampón de CLARK LUBS: incluyen el campo de

valores de p H que va de 2 – 10 haciendo uso de 3

sistemas a saber:

Ácido ftálico y ftalato ácido de potasio

Dihidrógeno fosfato de potasio e hidrogeno

fosfato dipotasico

Acido borico y borato sodico

En el caso de los alimentos, ellos contienen muchas sustancias capaces de participar en el control del pH y en los sistemas de amortiguación entre ellos se encuentran:

1. Para los tejidos vegetales: proteínas, los ácidos poli carboxílicos que generalmente actúan con los fosfatos

• Ácido cítrico (limones y tomate)

• Ácido málico (manzana, tomate, lechuga)

• Ácido oxálico (lechuga y ruibarbos)

• Ácido tartárico (uva, piña tropical)

2. Para los tejidos animales: las proteínas, los ácidos orgánicos como el ácido láctico y las sales del ácido fosfórico (sales orgánicas débiles)

La leche por su contenido de dióxido de carbono, proteínas, fosfatos, citratos, y otros constituyentes menores

Ejemplos

Problemas propuestos

1. Se desea preparar en un laboratorio 500 ml de una solución

amortiguadora, cuyo pH sea de 4,90, empleando para ello acido acético

y su sal (acetato de sodio). ¿Cuantos gramos de CH3COONa? se debe

añadir, si se necesita que la solución final tenga una concentración de

CH3COOH de 0,1200 M. Explique con palabras y haciendo uso de las

ecuaciones químicas correspondientes, como actúa el sistema si se

adiciona una pequeña cantidad de CH3COOH = 60 g/mol, se conoce

que Ka=1,8x10-5.

R: 7,0347g de CH3COONa

2. Se prepara una solución mezclando 100ml de acido nítrico (HNO3) 0,1M

con 300ml de hidróxido de amonio (NH4OH) 0,2 M ¿Cuál es el p H de la

solución resultante?, Se conoce que Kb = 1,8x10-5. Si al sistema

regulador anterior se le adicionan 0,008moles de HCl y se asume que no

hay cambio de volumen ¿Cuál será en nuevo valor de pH de la solución?,

¿Es razonable el valor obtenido? Explique con palabras que pasa en el

sistema si se le añade una pequeña cantidad de NaOH

R: pH inicial= 9,95, pH final= 9,62 si es normal, se está adicionando,

acido disminuye el pH es razonable.

Por su atención

Muchas Gracias