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Introducción a la Química de los Sistemas Biológicos - 2017 Guía de estudio Nº 9: Disoluciones buffer
GUIA DE ESTUDIO Nº 9: Disoluciones buffer o reguladoras
I.- Conceptos básicos
Concepto de disolución buffer o reguladora. Propiedades y acción reguladora de las disoluciones buffer. pH de una solución buffer. Ecuación de Henderson-Hasselbach.
II.- Objetivos
Caracterizar las soluciones buffers e identificar los fundamentos de su acción reguladora. Aplicar la ecuación de Henderson Hasselbach a la resolución de problemas numéricos.
III.- Actividades
Actividad Nº 1: 1.1.- Definir el concepto de solución buffer, teniendo en cuenta la Teoría de Brönsted-Lowry. Plantear un ejemplo de buffer ácido y buffer básico, identificando los pares ácido/ base conjugados.
1.2.- Indicar cuáles de los siguientes sistemas se comportan como soluciones buffer. a) HCl/ Na Cl b) NH 3 / NH 4 NO 3 c) NaH 2 PO 4 / Na 2 HPO 4 d) H 2 SO 4 / KHSO 4
e) HClO 4 / Na ClO 4 f) NH 3 / NH 4 Cl g) H 2 CO 3 / NaHCO 3
1.3.- Dadas las siguientes soluciones indicar cuáles pueden comportarse como soluciones reguladoras. Justificar indicando el par ácido /base conjugada. a) Una solución 0,1 M de ácido acético (HAc) b) Una solución de ácido acético (HAc) 0,1M y acetato de sodio (NaAc) 0,05M (Ka=1,82 x10-5) c) Una solución de ácido clorhídrico 0,1M y cloruro de sodio 0,1M
Para empezar a trabajar las actividades presentadas a continuación, te
proponemos reveer los conceptos publicados en PEDCo sobre equilibrio
ácido-base. Recordá que disponés del foro para hacer tus consultas.
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d) Una solución 0,1 M en carbonato de sodio y 0,1M en carbonato ácido de sodio e) Una solución que se prepara disolviendo NaH 2 PO 4 y Na 2 HPO 4 f) Una solución de NH 3 g) Una solución 0,1 M de amoníaco y 0,05M de cloruro de amonio (Kb=1,82 x10-5) h) Un litro de solución de NH 4 Cl 0,1 M a la que se le agrega un mol de HCl i) Una solución 0,15M en CH 3 NH 3 Cl y 0,1M en CH 3 NH 2
1.4.- Dado el siguiente texto: “Los sistemas amortiguadores más importantes en la sangre son proteínas como la hemoglobina (HHb), la oxihemoglobina (HHbO 2 ), y los sistemas de bicarbonato (HCO 3 1-^ /H 2 CO 3 ) y fosfato (H 2 PO 4 1-^ /HPO 4 2-). El sistema bicarbonato predomina en el plasma y fluido intersticial, mientras que el fosfato y proteínas predominan en los espacios intracelulares” (Avila y Fainstein: 2001). a) Identificar y nombrar cada una de las especies que intervienen en los amortiguadores de origen inorgánico citados en el texto. b) Escribir las respectivas ecuaciones de ionización, identificando los pares ácido / base conjugados.
1.5.- Analizar las siguientes premisas e indicar sin son correctas o incorrectas justificando en todos los casos “El bicarbonato es un tampón fundamental en el organismo y normalmente está presente en los fluidos biológicos como bicarbonato sódico (siendo el sodio el principal ion positivo en los fluidos extracelulares). ¿Qué características del bicarbonato sódico contribuyen a su eficacia como tampón biológico?” a) El ion bicarbonato se puede combinar con un protón para formar ácido carbónico, absorbiendo así protones de la disolución y elevando el pH sanguíneo. b) El ácido carbónico, que se puede formar a partir de CO 2 y agua, puede disociarse en H+^ y HCO 3 1-^ para proporcionar H+^ y elevar el pH sanguíneo. c) El ácido carbónico, que se puede formar a partir del bicarbonato, se convierte en CO 2 y agua mediante una reacción enzimática muy rápida. d) El CO 2 , por ser volátil, puede ser rápidamente eliminado del organismo en cantidades variables mediante la respiración. Nota de interés: Desde PEDCo podrán acceder a un sitio con info complementaria para resolver este ejercicio.
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3.3.- Considerando que el ácido acético CO 3 -COOH tiene un pKa = 4,76 y que el anión fosfato diácido H 2 PO 4 1- tiene un pKa = 6,86, responder: a) ¿Cuál de los dos es el ácido más fuerte? b) Si se dispone de soluciones de acético y de anión fosfato diácido de igual concentración, ¿cuál tendrá mayor pH? c) Si se dispone de soluciones de ácido acético y de anión fosfato diácido de igual pH, ¿cuál de ellas tiene mayor concentración? d) ¿Qué especie química predomina en una solución de ácido acético de pH = 3? ¿Y a pH = 5,5 y a pH = 9? e) ¿Qué pH tendrá una solución de ácido acético en la que hay igual concentración de anión acetato y de acético? f) ¿Qué especie química predomina en una solución de anión fosfato diácido de pH = 3? ¿Y a pH = 5,5 y a pH = 9? g) ¿Una solución de ácido acético puede ser un buffer de utilidad para regular el pH en el rango fisiológico (7,35 – 7,45)? ¿Y una solución de anión fosfato diácido? Justificar.
3.4.- Se dispone de un litro de una disolución buffer 0,15 M en ácido acético y 0,10 M en acetato de sodio (Ka=1,82 x10-5) a) Calcular el pH de la disolución. b) Calcular el pH cuando se agregan 0,02 moles de HCl a la disolución original, despreciando el cambio de volumen. c) Calcular el pH cuando se agregan 0,02 moles de NaOH a la disolución original, despreciando el cambio de volumen. d) Calcular el pH cuando se agrega agua a la disolución original hasta duplicar su volumen.
3.5.- Se tiene una disolución acuosa de HCN y NaCN (Ka = 4,8 x 10-10). Determinar el pH de la solución cuando: a) la concentración del ácido y la sal son iguales. b) la concentración del ácido es 20 veces mayor a la de la sal. c) la concentración de la sal es 20 veces mayor a la del ácido.
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3.6.- Una disolución de ácido acético y acetato de sodio tiene un pH de 5,2, siendo la concentración del ácido de 0,20 M Ka = 1,8 x 10-5. a) Calcular la concentración del acetato de sodio. b) Si se miden 250 mL de la disolución original y se agrega agua hasta completar 1000 mL ¿Cuál será el pH de la nueva solución?
3.7.- Se prepara una disolución buffer de trimetilamina (CH 3 ) 3 N y cloruro de trimetilamonio (CH 3 ) 3 NHCl en agua. a) Plantear las ecuaciones de disociación del sistema buffer. b) Calcular el pH si se prepara un litro de disolución, con 0,08 moles de trimetilamina y 0,17 moles de cloruro de trimetilamonio (Kb = 7,4 x 10-5) c) Calcular el pH de la disolución reguladora cuando se agregan 0,01 moles de hidróxido de potasio ¿Pierde su capacidad reguladora?
Actividad Nº 4 4.1.- Explicar cuando la capacidad de una disolución buffer es máxima, teniendo en cuenta la ecuación de Henderson-Hasselbach.
4.2.- Explicar cuál de los siguientes sistemas reguladores es el más adecuado para preparar una disolución buffer que regule a pH= 7,20: a) NH 4 +/ NH 3 Ka= 5,5 x 10- b) H 2 PO 4 1-^ /HPO 4 2-^ Ka= 6,20 x 10- c) HCO3- / CO3 2- Ka= 4,70 x 10- d) CH 3 COOH/ CH 3 COO-^ Ka= 1,8 x 10-
4.3.- Teniendo en cuenta las ecuaciones de disociación del ácido fosfórico y considerando los pares ácido/base, indicar qué soluciones deberían emplearse para preparar una disolución buffer de pH alcalino: a) H 3 PO 4 (ac) H+^ (ac) + H 2 PO 4 –^ (ac) Ka= 7.5 x 10 -3; pKa 2, b) H 2 PO 4 -^ (ac) H+^ (ac) + HPO 42 –^ (ac) Ka= 6.2 x 10 -8; pKa 7, c) HPO 42 –^ (ac) H+^ (ac) +PO 4 3-^ (ac) Ka= 4.8 x 10 -13^ ; pKa= 12,
Para seleccionar el buffer más adecuado se debe considerar el
intervalo de pH para el cual el sistema buffer tiene capacidad
reguladora.
