Post on 20-Sep-2018
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.