Química III Soluciones reguladoras. Ing. Esp. Fanny E. Molina S.

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Lorenzo Gonzalo Padilla Castro
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1 Química III Soluciones reguladoras Ing. Esp. Fanny E. Molina S. 1

2 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

3 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.

4 Importancia 1. Los organismos vivos poseen sistemas reguladores en el plasma (Ácido carbónico H2CO3 con bicarbonato HC03 - ) cuyo ph es de alrededor de 7. V=1 ml de HCL 10 M V=1 lt V=1 lt PLASMA p H de 7,4 A 7,2 AGUA p H de 1 a 2 unidades

5 Importancia 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.

6 Cuidados 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.

7 Preparación 1. Por neutralización parcial: BD + AF Sal + H 2 O Ej.: NH 4 OH + HCL NH 4 Cl + H 2 O Siempre que el reactivo en exceso sea la base débil AD + BF Sal + H 2 O Ej.: CH 3 COOH + NaOH CH 3 CONa + H 2 O 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

8 Composición 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. Si tenemos: Ácido débil + Sal (AD + Sal) Ej.: C 6 H 5 COOH + C 6 H 5 COONa Base débil + Sal (BD + Sal) Ej.: NH 4 OH + NH 4 Cl Acido Débil Sal Base Débil Sal

9 Ecuación de Henderson Hasselbalch La ecuación es simplemente otra forma de la expresión de Ka HA H + + A - K a = [H + ] [A - ] [HA] Log K a = Log [H + ] [A - ] [HA] Log K a = Log [H + ] + Log [A - ] [HA] - Log [H + ] = - Log K a + Log [A - ] [HA] p H = p K a + Log [A - ] [HA] p H = p K a + Log [B] [BH + ] p K a = es de este acido

10 Efecto del ión Común Si se tiene la reacción: CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Si: V 1 = V 2 al adicionar una sal por ejemplo: CH 3 CONa CH 3 COO - + Na + El ión añadido reacciona con el H + y la reacción se desplaza hacia la izquierda, atendiendo al principio de LECHATELIER aumenta V 2 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

11 Calculo del p H 1. Cuando la neutralización es parcial Inicial: 1.0 mol 0,4 mol 0 mol 0 mol NH 4 0H + HCl NH 4 Cl + H 2 0 Final: 0,6 mol 0 mol 0,4 mol 0,4 mol Que queda: Base débil = Ácido fuerte = Sal = H 2 O = 1,0-0,4 = 0,6 moles = Cb 0 mol 0,4 = Cs 0,4 mol

12 Calculo del p H Se establece el sistema regulador Inicial: Cb 0 mol 0 mol NH 4 OH NH 4 OH Equilibrio: (Cb-X)mol X mol X mol Inicial: Cs 0 mol 0 mol NH 4 CL NH 4 CL Final: 0 mol Cs Cs NH 4 * OH Donde: NH X Cs K b NH 4 por lo que: OH 4 OH X NH OH Cb X K b 4 1,8* Cs * X K b * Cb 1,8*10 * 0,6mol 5 K b X 2,7 *10 Cb Cs 0,4mol p OH =4,57 p H= 9,43 4

13 Calculo del p H 2. Cuando se adiciona directamente Ácido débil y su sal Inicial: Ca=0,5mol/l HOCL CLO Equilibrio: (Ca-X)mol X mol X mol H Inicial: Cs=0,5mol/l 0 mol 0 mol NaOCL CLO Na final: 0 mol Cs Cs Ka CLO * H por lo que: Ka Cs X Ca p H= 7,49 HOCL Donde: CLO X Cs H X HOCL Ca X K b 3,2 * * K a * Ca 3,2*10 *0,5mol 8 X Cs 0,5mol 4 3,2*10

14 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.

15 Acción reguladora Ej.: Si al sistema del ejercicio anterior HOCL H NaOCL Na OCL OCL se le adiciona 100 mmol/l de NaOH (base fuerte) = 0,1mol/l, esta reacciona con el componente ácido Inicial: Ca b 0 0 HOCL NaOH NaOCL H 2O Equilibrio: Ca-b 0 b b Ca H K a H Cs 8 0,4mol 8 3,2*10 2,13*10 0,6mol Ca b K a donde: Ca - b = 0,5-0,1 = 0,4 mol Cs b H p H =7,67 Δ p H = 7,67-7,5 = 0,17 aumenta es lógico se le adiciona una base Cs + b = 0,5+0,1 = 0,6 mol H 3,2*10-8

16 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: Ca o 1 Cs Ca H K a donde: p H = p Ka Cs es decir Ca = Cs Cuando es AD+Sal y Cb o 1 Cs Cb OH Kb donde: p OH = p Kb Cs es decir Cb = Cs Cuando es BD+Sal y

17 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

18 Ejemplos 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

19 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 CH 3 COONa? se debe añadir, si se necesita que la solución final tenga una concentración de CH 3 COOH 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 CH 3 COOH = 60 g/mol, se conoce que K a =1,8x10-5. R: 7,0347g de CH 3 COONa 2. Se prepara una solución mezclando 100ml de acido nítrico (HNO 3 ) 0,1M con 300ml de hidróxido de amonio (NH 4 OH) 0,2 M Cuál es el p H de la solución resultante?, Se conoce que K b = 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.

20 Por su atención Muchas Gracias

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