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 50% y 50% pka 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
Buffer: ACIDO ACETICO + ACETATO DE SODIO Ac. acético Ión acetato
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 base Conjugada A- acepta protones de H 3 O + 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 los diferentes compartimentos de sus células. Ej: En el humano el ph de la sangre, debe estar cercano a 7.4 AMORTIGUADORES Sistemas químicos que mantienen 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 ph = pka + log [ A - ] [ 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 y SAL DE ACIDO DEBIL = buffer Ejemplos de sistemas amortiguadores : a. Acetato de sodio / Ácido acético b.bicarbonato / Acido carbónico c. Proteína Básica / Proteína Acida d. Sistemas de Fosfatos e.cloruro de amonio / hidróxido de amonio
COMO MANTIENE CONSTANTE EL ph UN SISTEMA BUFFER? Consideremos una solución buffer de ACETATO 1. Que está constituída por: CH 3 C00H y CH 3 COONa = sol. buffer (Ác. Acético) (Acetato de sodio) (AC. DEBIL) (Sal del ácido débil) 2. Cada componente en la solución se disocia: a) CH 3 C00H se disocia en: CH 3 COO - + H + b) CH 3 COONa se disocia en: CH 3 COO - + Na +
Cuando se adiciona una base por ejemplo cualquier XOH. Supongamos una base como NaOH 1. 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: CH 3 C00H + OH - CH 3 C00 - + H 2 0 Por tanto el ph no se altera
1. Que se disocia en Cl - + H + (protón) Cuando se adiciona un ácido por ejemplo cualquier AH. Supongamos un ácido como HCl 2. Se bajaría el ph si no hay un sistema buffer,pero 3. el H + producido es atrapado por el ión CH 3 C00 - de la solución buffer y que pasa a funcionar como base CH3C00 - + H + CH 3 C00H + H 2 0 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 = 1.5-2-5 TRIPSINA: 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 = HCO 3- / H 2 CO 3 b) Proteína básica / proteína ácida c) Fosfato monohidrogenado / fosfato dihidrogenado Ejemplo: Na 2 HPO 4 / NaH 2 PO 4 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 pco 2 en la sangre aumentando la relación [HCO 3- ] / [H 2 CO 3 ] 2. La función de los riñones es extraer de la sangre tanto HCO 3- como sea necesario y produciendo más transformando el CO 2
3. La función de los riñones es extraer de la sangre tanto HCO 3- como sea necesario y producir más transformando el CO 2 en HCO 3- y H +. 4. El H + se elimina mediante el sistema buffer HPO 4 = / H 2 PO 4- ó como NH 4 + 5. Todas estas las reacciones buffer se acoplan juntas: 1. H + + NH 3 NH 4 + 2. H + + HCO 3- H 2 O + CO 2 3. H + + HPO 4 = H 2 PO 4-6. Los procesos anteriores estan muy relacionados con la propiedad de la Hemoglobina de transportar O 2 y CO 2