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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
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TITULACIÓN DEL ACIDO ACETICO CON NaOH
pKa
50% y 50%
NaOH añadido
Ecuación de Henderson-Hasselbach:pH = pKa + log [ A-] / [HA]
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Un amortiguador natural
His
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SOLUCION “BUFFER” o AMORTIGUADORA DE pH
“Mantiene constante el pH dentro de un rango determinado”
Ac. acético
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Ac. acético
Ión acetato
Buffer: ACIDO ACETICO + ACETATO DE SODIO
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Si añadimos por ejemplo NaOH a la solución buffer de Acido Acético/acetato de sodio se forma H2O
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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+]
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Soluciones constituidas por ACIDO
DEBIL y SAL DE ACIDO DEBIL
Ácido débil Sal o base conjugada
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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.
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Ecuación de “Henderson-Hasselbalch”
[A-]pH = pKa + log --------
[HA]
pK = - log Ka
Ka = constante de disociación del ácido débil
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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%
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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
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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
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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 +
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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
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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
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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
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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
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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
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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
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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