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Soluciones Reguladoras by a54ouq6

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									Química


          Soluciones Reguladoras
                        Lic. Raúl Hernández M.
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                                                  Contenido


                       1   Concepto y componentes


                       2   Buffer sanguíneos


                       3   Cálculo de pH de buffer


                       4   Aplicación biológica




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                           Nombres Usados




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                                       Importancia

    Las soluciones reguladoras son muy
     importantes en las reacciones químicas que se
     llevan a cabo en el laboratorio, en los procesos
     industriales y en nuestro cuerpo.
    Por ejemplo, la actividad catalítica de las
     enzimas en las células, la capacidad portadora
     de oxígeno por la sangre y, en general, las
     funciones de los fluidos de los organismos
     animales y vegetales dependen del pH, el cual
     es regulado por uno o varios de estos sistemas.

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                                                           Definición


                                        Solución
                                       Reguladora



               Es una                               Si se agrega
               solución                             una pequeña
               constituida de un                    cantidad de ácido o
               ácido débil y su sal,                base a la solución
               o una base débil y                   reguladora, el pH de
               su sal.                              la solución
                                                    permanece casi
                                                    constante.



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              Un buen ejemplo de

              una solución reguladora es la sangre
              que tiene un pH de 7.35. La adición de
              "pequeñas" cantidades de ácido o base
              a la sangre, hará que ésta cambie su
              valor de pH relativamente poco en el
              orden de unas pocas centésimas.


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              Puede haber soluciones

              reguladoras básicas que tienen valores
              de pH por encima de 7, y soluciones
              reguladoras ácidas con valores de pH
              menores de 7.



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              Las soluciones reguladoras básicas se
              preparan a partir de mezclas de bases
              débiles base que se disocia o ioniza en
              pequeño grado, es decir que produce
              una pequeña cantidad de iones hidroxilo
              (OH-) en agua. y sus sales o ácidos
              conjugados.



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              Las soluciones reguladoras ácidas se
              preparan a partir de mezclas de ácidos
              débiles es un ácido que se disocia o
              ioniza en pequeño grado; es decir que
              produce una cantidad muy pequeña de
              iones hidrógeno (H+). y sus sales o
              bases conjugadas.



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                       Tabla de soluciones reguladoras

      Ácido débil      Fórmula    Base conjugada       Fórmula   Rango de pH

 Ácido acético         CH3COOH        acetato          CH3COO-     3.6 - 5.8

 Ácido carbónico        H2CO3       bicarbonato         HCO3-      5.4 - 7.4

 Ácido fórmico         HCOOH          formiato         HCOO-       2.7 - 4.7

 Ácido fluorhídrico      HF           fluoruro           F-        2.2 - 4.2


      Base débil       Fórmula   ácido conjugado       Fórmula   Rango de pH

 Amoníaco                NH3          amonio            NH4+      8.2 - 10.2
 Carbonato              CO3-2       bicarbonato         HCO3-     9.3 - 11.3
 Fosfato                PO4-3    fosfato hidrogenado   HPO4-2     11.6 - 13.6




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                                     Ecuaciones de equilibrio

    A continuación se muestran las ecuaciones de
     equilibrio entre el ácido o base débil y su
     correspondiente ácido o base conjugada para
     los ejemplos de la tabla anterior:
            Ácido acético:

                                                      
                       CH 3COOH         CH 3COO  H
                       ác. acético       acetato



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                                  Ecuaciones de equilibrio

            Ácido carbónico:

                       H 2CO3           HCO3  H 
                       ác. carbónico   bicarbonato

            Ácido fórmico:

                         HCOOH       HCOO   H 
                         ác. fórmico formiato

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                                       Ecuaciones de equilibrio

            Ácido fluorhídrico:

                          HF                      F  H 
                          ác. fluorhídrico    fluoruro



            Amoníaco:

                       NH 3 + H 2 O                     
                                                     NH 4  OH 
                       amoníaco                      amonio

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                                         Ecuaciones de equilibrio

            Carbonato:

                       CO32 + H 2 O                  
                                                   HCO3  OH 
                       carbonato                 bicarbonato



            Fosfato:

                           
                         PO4 3 + H 2 O                  
                                                    HPO 42  OH 
                         fosfato                    fosfato ácido

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                       Solución ácido acético-acetato

     Una solución reguladora que se usa bastante en los
      laboratorios de química esta constituida por ácido
      acético (ácido débil) y acetato de sodio (sal o base
      conjugada).
     Esta solución reguladora se considera ácida.




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     Si se agregan cantidades iguales de ácido acético y
      acetato de sodio, se produce una solución reguladora
      que tiene un pH de 4.7.
     Tal como se indicó en la introducción, el equilibrio que
      se produce es el siguiente:


                                                   
                       CH 3COOH      CH 3COO  H
                       ác. acético    acetato



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     Un ejemplo concreto de esta solución reguladora podría
      contener 0.1 mol/litro de ácido acético y 0.1 mol/litro de
      acetato de sodio. Para encontrar el pH de esta solución
      realizamos los siguientes cálculos partiendo del valor
      teórico de la constante de ionización del ácido acético
      que es 1.8x10-5:

              CH 3COO    H  
       K eq                      H    K eq
                                                    CH 3COOH  =K  0.1M       H    K eq
                CH 3COOH                        CH 3COO  
                                                                  eq
                                                                      0.1M     
                                                              
         H    1.8 x105 M
         
       pH=-log(1.8x105 )= 4.74



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    Del ejemplo anterior, se puede generalizar
     diciendo que para cualquier solución
     reguladora, la concentración de ion hidrógeno o
     del ion hidroxilo es igual a:


               ácido      OH   
                                        Keq
                                               base 
   H   Keq
     
                                     
               ion                          ion 

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                  Ecuación de Henderson-Hasselbalch

     También se puede utilizar la ecuación de Henderson-
      Hasselbach para calcular el pH:

                       pH  pKa  log
                                              sal 
                                             ácido 
                       pKa   log K a

                       pH   log1.8 x10     5
                                                   log
                                                         0.1
                                                         0.1
                       pH  4.74  log1
                       pH  4.74  0
                       pH  4.74
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     Calculadora para ecuación de Henderson-Hasselbach




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                         Problema 2 (agregar NaOH)

    A la solución reguladora de ácido acético-
     acetato del problema 1 que tiene un pH de 4.74,
     se le puede agregar una cantidad de NaOH que
     haría la solución 0.02 M en NaOH si la solución
     reguladora no estuviera presente. Calcular el
     nuevo pH.
            En principio, al agregar una solución de base
             fuerte (NaOH), esta reacciona con el ácido
             acético que constituye la solución reguladora.



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    La reacción que se lleva a cabo disminuye la
     concentración de ácido acético y aumenta la
     concentración de acetato de sodio:

                 NaOH + CH 3COOH      CH 3COO - Na + + H 2O
                       menos 0.02 M    más 0.02 M




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     En vista de lo anterior, hay que modificar la ecuación ya
      que se consume la concentración de ácido acético
      (indicado con el signo negativo) y aumenta la
      concentración de ion acetato (indicado con signo
      positivo):
           H   Keq
                     ácido - ceba 
                     ion + ceba 
                ceba=cantidad equivalente de base agregada = 0.02M

                 H   1.8 x10
                                 5    0.1 - 0.02   1.2 x105 M
                                      0.1  0.02 
                 pH   log(1.2 x105 M )  4.92
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                                  Problema 3 (agregar HCl)

     A la misma solución reguladora del problema 1 se le
      agrega una cantidad de HCl que haría que la solución
      fuera 0.02 M.
                En principio, al agregar una solución de ácido fuerte
               (HCl), este reacciona con la base que es el acetato
               disminuyendo su concentración y aumentando la
               concentración de ácido:

                 HCl + CH 3COO- Na +          CH 3COOH + NaCl
                       menos 0.02 M           más 0.02 M



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             H    
                         Keq
                               ácido + ceaa 
                              ion - ceaa 
             ceaa=cantidad equivalente de ácido agregada = 0.02M

              H   1.8 x10
                                5    0.1 + 0.02   2.7 x105 M
                                     0.1  0.02 
             pH   log(2.7 x105 M )  4.57




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                                      Comparación de pH




                       4.74          4.92             4.57




           Solución Reguladora   Agregando base   Agregando ácido




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                       29
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                                 Buffer alcalino (problema 1)

     Cuál es el pH de un buffer de amoníaco 0.2 M y cloruro
      de amonio 0.18 M si la Kb=1.8x10-5


                                   
                                NH 4  OH                 NH 4  OH  
                                                               

                                                   K eq                1.8 x105
             NH 3 + H 2 O
            amoníaco            amonio                         NH 3 


                   OH    Keq
                                  NH3  =1.8 x105  0.2M  =2x105M
                                NH              0.18M 
                                     4

                   pOH  4.70  pH  9.3


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                    Buffer alcalino (problema 2: + ácido)

     ¿Cuál es el nuevo pH del buffer anterior después de
      agregar HCl 0.01M?

                       NH 3 + H     NH 
                                        4
                                                           NH 4  OH  
                                                               

               amoníaco             amonio         K eq                1.8 x105
               disminuye            aumenta
                                                               NH 3 

        OH     
                      Keq
                             NH3  ceaa  =1.8 x105  0.2M  0.01 =1.8x105 M
                           NH   ceaa             0.18M  0.01
                                4        
         pOH  4.74  pH  9.26



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                       Buffer alcalino (problema 3: + base)

     ¿Cuál es el nuevo pH del buffer anterior después de
      agregar NaOH 0.01M?

               NH  + OH          NH 3  OH 
                  4
                                                          NH 4  OH  
                                                              

            amonio               amoniaco         K eq                1.8 x105
           disminuye              aumenta
                                                              NH 3 

       OH     
                     Keq
                            NH3  ceba  =1.8 x105  0.2M  0.01 =1.22x105M
                          NH   ceba 
                                                     0.18M  0.01
                               4

        pOH  4.65  pH  9.35



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                       Sistemas reguladores en la sangre

     sangre es el fluido que transporta los gases de la
      respiración, los nutrientes y los productos de desecho
      entre los diversos órganos y tejidos.
     Existen sistemas reguladores en la sangre que ayudan
      a mantener el pH a 7.35:
            El sistema regulador de fosfato dihidrogenado/fosfato
             hidrogenado
            El sistema regulador del ácido carbónico/bicarbonato
            El sistema regulador de proteínas




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              Fosfato dihidrogenado-fosfato hidrogenado

     Está constituido por dos aniones poliatómicos en la
      sangre, éstos son el fosfato dihidrogenado, H2PO4-, y el
      fosfato hidrogenado, HPO4-2.
     El fosfato dihidrogenado, es un ácido débil y el fosfato
      hidrogenado es su base conjugada; por lo tanto, se
      establece el siguiente equilibrio:

                             
                       H 2 PO4                          
                                               H   HPO4 2
                       fosfato dihidrogenado        fosfato hidrogenado




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     Cuando se agrega un ácido este equilibrio se desplaza
      hacia la izquierda, lo cual produce más H2PO4-.
                                
                       H   HPO4 2                           
                                                        H 2 PO4
                          fosfato hidrogenado          fosfato dihidrogenado

     Cuando se agrega una base este equilibrio se desplaza
      hacia la derecha, lo cual produce más HPO4-2.
                               
                  OH   H 2 PO4                            
                                                         HPO4 2  H 2O
                          fosfato dihidrogenado        fosfato hidrogenado



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                                ácido carbónico-bicarbonato

     El sistema regulador de ácido carbónico-bicarbonato,
      tiene la máxima capacidad de controlar el pH de la
      sangre porque está vinculado a los pulmones y a los
      riñones.
                  El equilibrio que se establece en la sangre es:


                                                             
                        H 2CO3                  H  HCO       3

                        ácido carbónico              bicarbonato




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     Como en el sistema regulador de fosfato dihidrogenado-
      fosfato hidrogenado, si se agrega ácido, el equilibrio se
      desplaza hacia la izquierda:
                                         
                        H  HCO           3            H 2CO3
                                 bicarbonato          ácido carbónico

     Al agregar una base, el equilibrio se desplaza hacia la
      derecha:

                       OH   H 2CO3                   HCO3  H 2O
                               ácido carbónico        bicarbonato


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                       Sistema regulador de proteínas

     Las proteínas constituyen un tercer tipo de
     sistema regulador de la sangre. Estas
     moléculas complejas contienen grupos
     carboxilato, -COO-, que reaccionan como
     bases, es decir, receptoras de protones. Las
     proteínas contienen también iones amonio,
     NH4+, que donan protones para neutralizar el
     exceso de base.




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                                      Acidosis y alcalosis

     Si el pH llega a bajar, lo cual significa que se incrementó
      la acidez de la sangre, a esta condición se le llama
      acidosis. La acidosis es característica de diabetes y
      enfisemas intratables.
     Si se incrementa el pH de la sangre, lo cual significa que
      la sangre tiende a ser más alcalina, esta condición
      recibe el nombre de alcalosis.
     Una dosis excesiva de bicarbonato, una exposición a
      altas altitudes baja la presión parcial del oxígeno, o una
      histeria prolongada puede causar alcalosis.



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Química




LOGO      Lic. Raúl Hernández Mazariegos

								
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