Sem 14-SolucionesAmortiguadoras

Ing. Pablo Estrada Ing. Sergio Durini Licda. Karina Gálvez Ing. GFRozotto

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

SOLUCIÓN BUFFER

COMPONENTES

FUNCIÓN E IMPORTANCIA

BUFFER SANGUÍNEO

BUFFER BICARBONATO

H2CO3 ↔ H+ + HCO3-

CO2 + H2O → H2CO3

H+ + OH- → H2O

HCO3- + H+ → H2CO3-

BUFFER FOSFATOS

H2PO4- ↔ HPO42- + H+

HPO42- + H+ → H2PO42-

H+ + OH- → H2O

BUFFER PROTEÍNAS

NH3+ + OH- ↔ NH4+

-COO- + H+ → -COOH

BUFFER

ACIDOSIS

ACIDOSIS METABÓLICA

ACIDOSIS RESPIRATORIAS

ALCALOSIS

ALCALOSIS METABÓLICA

ALCALOSIS RESPIRATORIA

Importancia de la concentración de CO2 y O2 en el equilibrio ácido-básico de los seres vivos

La disminución de la intensidad de la ventilación pulmonar aumenta la concentración de CO2 en el líquido extracelular, lo cual causa aumento de ácido carbónico y de iones hidrógeno. (Acidosis respiratoria) Un aumento en la intensidad de la ventilación pulmonar disminuye la concentración de iones hidrógeno produciendo alcalosis.

DATO CURIOSOS

Adición de un acido o base a un buffer

Ecuación de Henderson - Hasselbach

EJEMPLO 1

¿Cuál es el pH de un buffer preparado con CH3COOH 0.35M y CH3COONa 0.15M? Ka= 1.8x10-5

CH3COOH / CH3COONa

[ácido] = [CH3COOH] = 0.35M [base]=[ion] = [CH3COONa] = 0.15M

Base conjugada

Acido

Ka = 1.8x10-5

Ionización del ácido

CH3COOH → CH3COO- + H+

pH = -Log(Ka) + Log

[ión]

[ácido]

Ionización de base conjugada

CH3COONa → CH3COO- + Na+

Al agregar OH- a la solución

[0.15]

OH- + H+ → H2O

= 4.38

pH = -Log(1.8x10-5) + Log

[0.35]

Al agregar H+ a la solución

CH3COO- + H+ → CH3COOH

EJEMPLO 2

¿Cuál es el pH de un buffer de amoníaco 0.25 M y cloruro de amonio 0. 40M? Kb= 1.8x10-5 . Luego indique el pOH.

NH3 / NH4Cl

[base] = [NH3] = 0.25M [acido]=[ion] = [NH4Cl] = 0.40M

Acido Conjugado

Base

Kb = 1.8x10-5

[ión]

pH = 14- (-Log(Kb) + Log )

[base]

pH + pOH = 14 pOH = 14 - pH pOH = 14 - 9.05 pOH = 4.95

[0.40]

) = 9.05

pH = 14-(-Log(1.8x10-5) + Log

[0.25]

EJEMPLO 3

a) Calcule el pH de una solución buffer, que tiene una concentración de: CH3COOH 0.40 M y 0.70 M de CH3COONa, y una Ka= 1.8 x10 -5. b) ¿Cuál es el pH de la solución anterior si se añade una solución de NaOH 0.05 M? c) ¿Cuál será el pH del buffer anterior luego de agregar una solución 0.03 M de HCl?

CH3COOH / CH3COONa

Base conjugada

Acido

EJEMPLO 3

a) Calcule el pH de una solución buffer, que tiene una concentración de CH3COOH 0.40 M y 0.70 M de CH3COONa, y una Ka= 1.8 x10-5.

CH3COOH / CH3COONa

Acido

Base conjugada

[ácido] = [CH3COOH] = 0.40M [base]=[ion] = [CH3COONa] = 0.70M

Ka = 1.8x10-5

pH = -Log(Ka) + Log

[ión]

[ácido]

[0.70]

= 4.99

pH = -Log(1.8x10-5) + Log

[0.40]

EJEMPLO 3

b) ¿Cuál es el pH de la solución anterior si se añade una solución de NaOH 0.05 M?

CH3COOH / CH3COONa

Acido

Base conjugada

[ácido] = [CH3COOH] = 0.40M-0.05M = 0.35M [base]=[ion] = [CH3COONa] = 0.70M + 0.05M = 0.75M

Ka = 1.8x10-5

pH = -Log(Ka) + Log

[ión]

[ácido]

[0.75]

= 5.08

pH = -Log(1.8x10-5) + Log

[0.35]

EJEMPLO 3

c) ¿Cuál será el pH del buffer anterior luego de agregar una solución 0.03 M de HCl?

CH3COOH / CH3COONa

Acido

Base conjugada

[ácido] = [CH3COOH] = 0.35M+0.03M = 0.38M [base]=[ion] = [CH3COONa] = 0.75M - 0.03M = 0.72M

Ka = 1.8x10-5

pH = -Log(Ka) + Log

[ión]

[ácido]

[0.72]

= 5.02

pH = -Log(1.8x10-5) + Log

[0.38]

EJEMPLO 4

a. ¿Cuál es el pH de un buffer de amoniaco 0.2 M y cloruro de amonio 0.14 M si la Kb= 1.8 x 10-5. b. ¿Cuál es el nuevo pH del buffer anterior después de agregar HCl 0.01M? c. ¿Cuál es el pH del buffer anterior si se agrega NaOH 0.02 M?

EJEMPLO 4

a. ¿Cuál es el pH de un buffer de amoniaco 0.2 M y cloruro de amonio 0.14M si la Kb= 1.8 x 10-5.

NH3 / NH4Cl

[base] = [NH3] = 0.2M [acido]=[ion] = [NH4Cl] = 0.14M

Acido Conjugado

Base

Kb = 1.8x10-5

[ión]

pH = 14- (-Log(Kb) + Log )

[base]

[0.14]

) = 9.41

pH = 14-(-Log(1.8x10-5) + Log

[0.20]

EJEMPLO 4

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

NH3 / NH4Cl

Acido Conjugado

Base

[base] = [NH3] = 0.20M-0.01M = 0.19 [acido]=[ion] = [NH4Cl] = 0.14M + 0.01 = 0.15

Kb = 1.8x10-5

[ión]

pH = 14- (-Log(Kb) + Log )

[base]

[0.15]

) = 9.36

pH = 14-(-Log(1.8x10-5) + Log

[0.19]

EJEMPLO 4

c. ¿Cuál es el pH del buffer anterior si se agrega NaOH 0.02 M?

NH3 / NH4Cl

Acido Conjugado

Base

[base] = [NH3] = 0.19M + 0.02M = 0.21 [acido]=[ion] = [NH4Cl] = 0.15M - 0.02 = 0.13

Kb = 1.8x10-5

[ión]

pH = 14- (-Log(Kb) + Log )

[base]

[0.13]

) = 9.46

pH = 14-(-Log(1.8x10-5) + Log

[0.21]

EJEMPLO 5

Se tiene un buffer acido compuesto por el acido nitroso y el ion nitrito. Indique cuantos moles de acido nitroso se deben agregar a 2 litros de solución, para formar un buffer con un pH=4.35 con el ion nitrito 0.25 M. Ka = 4.5x10-4.

V=2lt [base] = [ion] = 0.25M Ka = 4.5X10-4 pH = 4.35

[ión]

pH = -Log(Ka) + Log

[ión]

[ácido]

pH + Log(Ka) = Log

[ácido]

[ión]

[ión]

[acido] =

10pH + Log(Ka) =

10pH + Log(Ka)

[ácido]

[ión]

0.25

[acido] = = = 0.02M

10pH + Log(Ka)

104.35 + Log(4.5E-4)

EJEMPLO 5

Se tiene un buffer acido compuesto por el acido nitroso y el ion nitrito. Indique cuantos moles de acido nitroso se deben agregar a 2 litros de solución, para formar un buffer con un pH=4.35 con el ion nitrito 0.25 M. Ka = 4.5x10-4.

[acido] = 0.02M V = 2lt

n = VxM n=2lt x 0.02M n = 0.04mol HNO2

http://i.imgur.com/cTIMRCv.jpg

t: 20, r: infinite