Soluciones Buffer

FUNDACIÓN UNIVERSITARIA DEL ÁREA ANDINA
FACULTAD DE SALUD – PROGRAMA DE ENFERMERÍA

JUAN CARLOS GONZALEZ ORTEGÓN


SOLUCIONES BUFFER
EQUILIBRIO ÁCIDO – BASE


1. Preparación de una solución buffer ácida.
Para prepara una solución buffer acida se debe mezclar un ácido débil con su base conjugada y este trabajara en un pH por debajo de 7.

HF + H2O F- + H3O2. Preparación de una solución buffer básica.
Para preparar una solución buffer básica se debe mezclar una base débil con su acido conjugado y este trabajara en un pH por encima de 7.

HF + H2O F- + H3O




3. Principio químico que explica el comportamiento de los sistemas buffer.
Brönsted y Lowry propusieron la teoría en la cual los ácidos y las basesactúan como pares conjugados. Ácido es aquella sustancia capaz de aportar protones y base aquella sustancia capaz de captarlos. No tiene presente en su definición el ion OH-.
Simbólicamente:
AH + H2O —-> A- + H3O+
El AH es el ácido, (ácido 1) de su base conjugada A- (base 1) y el agua (base 2) es la base de su ácido conjugado H3O+ (ácido 2).
4. Importancia de los sistemas buffer en losseres vivos.
El aspecto fundamental en la fisiología de los seres vivos es la homeostasis o la capacidad para mantener una situación de equilibrio dinámico favorable. En este fenómeno tiene gran importancia los sistemas amortiguadores que equilibran la presencia de sustancias ácidas o básicas para mantener el pH dentro de los limites fisiológicos.

5. Los principales sistemas buffer que seencuentran en la sangre son:

 Buffer del ácido carbónico – bicarbonato.
 Buffer fosfato monobásico – fosfato di básico.
 Buffer oxiHb – carboxiHb.
 Buffer de proteínas séricas.


6. El buffer de mayor capacidad de resistir cambios en el pH.
El buffer del ácido carbónico – bicarbonato es el amortiguador más importante del líquido extracelular porque tiene gran capacidad de evitar loscambios bruscos de pH de la sangre arterial debido a que se encuentra en una proporcion1/20.



7. ¿A qué pH se debe mantener la sangre?
El pH de la sangre debe mantenerse entre 7.35 – 7.45.

8. Principio isohidrico.

El ión H+ también penetra a las células para combinarse con los amortiguadores celulares, particularmente proteínas, fosfatos y hemoglobinatos: a este fenómeno queequilibra a todos los amortiguadores del cuerpo se le conoce como principio isohídrico o efecto del ión común.

9. ¿Qué pasa cuando cambia el pH en la sangre?
Una escalada hacia arriba o hacia abajo compromete seriamente nuestro metabolismo y nuestra vida. Por eso el buffer de los riñones cuando existe un aumento se llama acidosis y en este caso aumenta la reabsorción de bicarbonato (CO3H-). Esteanión se unirá al H+ formando CO3H2 (ácido carbónico). Luego una enzima (anhidrasa carbónica) se encarga de desdoblarlo en CO2 y H2O. De esta manera desaparece el H+ y se elimina a través de la orina, de esta manera el pH sale del rango de la acidosis.

10. Ecuación de Henderson-Hasselbalch. Concepto de pK

La concentración de H+ está vinculada a la naturaleza del electrolito débil.Considerando un ácido débil, de modo genérico como HAc, su equilibrio de disociación sería:

HAc Ac- + H+

Aplicando la ley de acción de masas, la constante de equilibrio K será:

K = (Ac-) x (H+) / (HAc)


Despejando (H+)

K x (HAc)
(H+) = --------------------
(Ac)


Aplicando logaritmoslog ( H+ ) = log K + log (HAc ) - log ( Ac-)

Multiplicando por -1


- log (H+) = - log K - log (HAc) + log (Ac-)

Si hacemos que
 - log (H+) = pH
 - log K = pK

Se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbalch

pH = pK + log (base ) / ( ácido )

Si en la ecuación la concentración de ácido es igual a la de la base, el cociente es 1, siendo el log de 1 = 0, se tiene que...