Amortiguadores

Equipo 5 Sistemas amortiguadores

Anaya Gutiérrez Erick Jesús

Jóse Ruíz Diego

García García Esmira Jazmin

Mendez Silva Clara Anaid

García Montesinos Ana Paola Gonzales Galindo Jesús Antonio

Yépez Cancino Ana Lilia

AMORTIGUADORES

/ TAMPONES FISIOLÓGICOS -Son los sistemas encargados de evitar grandes variaciones

del valor de pH. -También son los denominados “amortiguadores, buffer, o tampones”.

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Amortiguadores

AMORTIGUADORES/ TAMPONES FISIOLÓGICOS

>Mantienen su pH a valores aproximadamente constantes. >Cuando está basada en un ácido débil contiene concentraciones relativamente altas del ácido débil y de la sal del ácido. >”Los amortiguadores resisten tanto a la adición de ácidos como de bases.“

Importancia biológica de los amortiguadores

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El bicarbonato y otros amortiguadores en circunstancias normales mantienen el pH del liquido extracelular entre 7.35 y 7.45. las alteraciones sospechadas del equilibrio ácido básico se verifican al medir el pH de la sangre arterial y el contenido de CO2 de la sangre venosa.

Algunas causas del acidosis ( pH sanguíneo < 7.35 ) son cetosis diabética y acidosis Láctica. la alcalosis (ph > 7.45) puede presentarse después de vomito de contenidos gástricos ácidos. además, la diabetes insípida nefrogenica, que comprende la incapacidad de concentrar orina o para hacer concentraciones o cambios sutiles de la osmolaridad del liquido, se produce por la falta de capacidad de respuesta de los autor receptores de los tubulos renales de ADH en conjunto con la Capacidad de diferencia de PH

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Sistema de amortiguación en células sanguíneas

Mantener el pH en los fluidos intra y extracelulares es fundamental puesto que ello influye en la actividad biológica de las proteínas, enzimas, hormonas, la distribución de iones a través de membranas, etc…

Los tampones fisiológicos Los tampones fisiológicos son la primera línea de defensa frente a los cambios de pH de los líquidos corporales, entre los que destacan: el tampón fosfato, el tampón bicarbonato y el tampón hemoglobina. Cualquier desviación tiene efectos muy negativos en la estabilidad de las membranas celulares, las estructuras de las proteínas ye n las actividades de las enzimas. Se puede producir la muerte si el pH de la sangre desciende por debajo de 6.8 o se eleva por arriba de 7.8. Cuando pH < 7.35, se le conoce como acidosis. Cuando pH >7.45 se le conoce como alcalosis.

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Los alimentos ayudan y su influencia en el pH Actualmente la mayor parte de la población mundial está sometida a factores estresantes que dañan su salud, colaborando en el aumento de la acidez corporal. Por lo cual es lógico y razonable elevar la proporción de la ingesta de alimentos que tiendan a alcalinizar. Cuando el pH está fuera de equilibrio, el oxígeno desciende, las células respiran en un ambiente anaeróbico por fermentación, haciendo aumentar la acidez; el cáncer es el resultado de un ambiente ácido”. La acidosis es la tendencia más común, ya que el metabolismo ordinario genera diversos ácidos dentro del cuerpo.

Sistemas reguladores en el agua

(Sistemas de amortiguación en aguas del subsuelo y lagos)

El principal amortiguador “natural” del agua es el ion bicarbonato ( =6.35, =10.32).Dado que la capacidad amortiguadora de una solución es proporcional a la concentración del amortiguador, la susceptibilidad del agua a acidificarse dependerá en gran medida de su capacidad amortiguadora. En el agua la fuente más importante del ion bicarbonato es la piedra caliza o carbonato de calcio( , la cual reacciona con los iones hidronio de acuerdo a la siguiente ecuación:

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La capacidad amortiguadora de los lagos junto con el pH de la precipitación pluvial están correlacionadas con la vida acuática de los mismos.

Los lagos en cuyo fondo abunda la piedra caliza presentan concentraciones relativamente elevadas de bicarbonato disuelto, por tanto son menos susceptibles a la acidificación. El granito, la piedra arenosa, la grava y otros tipos de rocas que tiene poco o nada de se asocian con los lagos que tienen una gran susceptibilidad a la acidificación

CONSTANTES DE DISOCIACIÓN Ka y Kb Un ácido, AH, es una substancia que en disolución acuosa cede protones al agua: AH + H2O --> A- + H3O+ De forma análoga, una base, A-, es una substancia que acepta protones del agua, por ejemplo: A- + H2O --> AH + OHSi las reacciones anteriores ocurren sólo parcialmente en el equilibrio, se habla de ácidos y bases débiles. En este último caso se usan las constantes ácida o básica: Ka (Constante de disociación de un ácido débil) Kb (Constante de disociación de hidrólisis)

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Ka = [A-] [H3O+] / [AH] Ejemplo: Ácido acético: HOAc HOAc + H2O Ka =

[OAc-][H

OAc- + H3O

3O]

[HOAc] Kb = [AH] [OH-] / [A-] Ejemplo: Amoníaco: NH3 NH3 + H2O Kb =

NH4+ + OH-

[NH4+][OH-] [NH3t]

pOH

El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido. Esto es, la concentración de iones OH-: pOH = − log10.[OH − ]

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Constante Kw El agua experimenta una ligera ionización:

•

La constante de equilibrio para la automatización del agua es

También se puede expresar como

Para indicar que la constante de equilibrio se refiere a la automatización del agua se remplaza Kc con Kw

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Donde Kw se denomina constante del producto iónico El agua pura a 25o C las concentraciones de los iones H+ y OHson iguales

Entonces

Independientemente de que se trate de agua pura o de una disolución acuosa de especies disueltas, la siguiente relación siempre se cumple a 25o C :

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Consideraciones : La disolución es neutra

:La disolución es ácida :La disolución es básica

En la practica Podemos cambiar tanto la concentración de iones H+ como la de los iones OHSi ajustamos una disolución de manera que: la concentración de OH- debe cambiar a …

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pH El pH en una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrogeno (en mol/L).

Ejemplo La concentración de iones de hidrogeno en una botella de vino de mesa, justo después de que se le removió el corcho, fue de Calcule al pH del vino.

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El acido nítrico (HNO3) se utiliza para la producción de un fertilizantes, colorantes, medicamentos y explosivos. Calcule el pH de una disolución de HNO3 que tiene una concentración de ion hidrogeno de 0.76M

En ocasiones nos proporcionan el valor del pH de una disolución y se nos pida calcular la concentración de ion H+ para ello necesitamos obtener el antilogaritmo de la ecuación:

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Ejemplo El pH del agua de lluvia recolectada en determinada región, en un día en particular fue de 4.82. calcule la concentración del ion H+ del agua de lluvia.

Por lo tanto

Para calcular

necesitamos tomar el antilogaritmo de -4.82

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

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