18 Soluciones Reguladoras I 25 04 05

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18 Soluciones Reguladoras I 25 04 05

  1. 1. Soluciones reguladoras I Clase 18 25 de Abril de 2005 Dra. Marisa Repetto Catedra de Qu í mica General e Inorganica
  2. 2. Efecto de ion común En una reacción química en equilibrio, la adición de un compuesto que al disociarse produce un ión común con las especies químicas en equilibrio, produce un desplazamiento del equilibrio denominado efecto del ion común.
  3. 3. Efecto de ion común ¿Que pasa cuando se disuelven dos compuestos diferentes? H 2 O CH 3 -COONa Na + + CH 3 -COO - CH 3 -COOH H + + CH 3 -COO -    La reacción se desplaza hacia la izquierda y el pH aumenta. Se hace menos ácida .
  4. 4. <ul><li>Sistema ácido débil- sal </li></ul><ul><li>NaAc  Na + + Ac - </li></ul><ul><li>H 2 O + HAc H 3 O + + Ac - </li></ul><ul><li>[H 3 O + ] . [Ac - ] </li></ul><ul><li>Ka = _______________ </li></ul><ul><li>[ HAc ] </li></ul><ul><li>Despejando la [H 3 O + ] : </li></ul><ul><ul><ul><li>[H 3 O + ] = Ka . [HAc] / [Ac - ] </li></ul></ul></ul>
  5. 5. Ecuación de Henderson- Hasselbalch <ul><li>Aplicando logaritmos y multiplicando por (-1), resulta: </li></ul><ul><ul><ul><li>- log [H 3 O + ] = - log Ka - log [HAc] + log [Ac - ] </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li> </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>[Ac - ] </li></ul></ul></ul><ul><li>pH = pK a + log ________ </li></ul><ul><li> [HAc] </li></ul><ul><li>[ HA ] > ó = a 0,1 M </li></ul><ul><li>se desprecia la ionización y la hidrólisis de la sal </li></ul>
  6. 6. <ul><ul><ul><li>[Sal] </li></ul></ul></ul><ul><li>pH = pK a + log ________ </li></ul><ul><li> [Ácido] </li></ul><ul><ul><ul><li> [ base de Lewis ] </li></ul></ul></ul><ul><li>pH = pK a + log </li></ul><ul><li> [Ácido de Lewis ] </li></ul><ul><ul><ul><li> [ A - ] </li></ul></ul></ul><ul><li>pH = pK a + log ______ </li></ul><ul><li> [ AH ] </li></ul>
  7. 7. <ul><li>Sistema Base débil - Sal </li></ul><ul><li>M ezcla de amoníaco / cloruro de amonio en agua; el equilibrio iónico será: </li></ul><ul><li>NH 4 Cl  NH 4 + + Cl - </li></ul><ul><ul><ul><li>NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>  </li></ul></ul></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>La solución será menos básica. </li></ul><ul><li>El ion común inhibe la ionización de la base </li></ul>
  8. 8. <ul><ul><ul><li>NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - </li></ul></ul></ul><ul><li>[HO - ] . [NH 4 + ] </li></ul><ul><li>Kb = _______________ </li></ul><ul><li>[NH 3 ] </li></ul><ul><li>Desp ejando [HO - ] , aplicando logaritmo y multiplicando por (-1), resulta </li></ul><ul><ul><ul><li> [NH 4 + ] </li></ul></ul></ul><ul><li>pOH = pKb + log ________ </li></ul><ul><li> [NH 3 ] </li></ul><ul><li> [Sal] </li></ul><ul><li>pOH = pKb + log ________ </li></ul><ul><li> [Base ] </li></ul>
  9. 9. Soluciones amortiguadoras ó reguladoras (buffer) La solución tiene la capacidad de resistir los cambios de pH cuando se agregan pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. Ácido débil (suministra protones a una base fuerte) y su base conjugada (aceptará protones de un ácido fuerte) Base débil (acepta protones de un ácido fuerte) y su ácido conjugado (cede protones a una base fuerte)
  10. 10. Efecto de ion común
  11. 11. Soluciones amortiguadoras ó reguladoras 1. Sistema Ácido - Sal: Constituido por un ácido débil y una sal de ese ácido y una base fuerte. Ejemplo: HAc / NaAc; HCN / NaCN. 2. Sistema Base - Sal: constituido por una base débil y una sal de esa base con un ácido fuerte. Ej.: NH 3 / NH 4 Cl .
  12. 12. 3. Sistema Salino: puede estar constituido por: * una sal monosustituida y otra disustituida de un ácido poliprótico débil (por ej. H 3 PO 4 ) con una base fuerte. Ej.: NaH 2 PO 4 / K 2 HPO 4 . * una sal disustituida y otra trisustituida del mismo ácido. Ej.: K 2 HPO 4 / Na 3 PO 4 .
  13. 13. 4. Anfolitos: son sustancias que tienen en su molécula grupos ácidos y básicos. Son generalmente moléculas de sustancias orgánicas, como por ejemplo los aminoácidos (g licina ).
  14. 14. 1-Sistema ácido débil / sal : NaAc  Na + + Ac - HAc H + + Ac - [Sal] pH = pK a + log ________ [Ácido] <ul><li>Si aumenta [H + ]  aumentan los moles de ácido </li></ul><ul><li>disminuyen los moles de sal </li></ul><ul><ul><ul><li> disminuye pH </li></ul></ul></ul><ul><li>Si aumenta [OH - ]  disminuyen los moles ácido </li></ul><ul><ul><ul><li> aumentan los moles de sal </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li> aumenta el pH </li></ul></ul></ul>
  15. 15. <ul><li>2-Sistema base débil / sal : </li></ul><ul><li>NH 4 Cl  NH 4 + + Cl - </li></ul><ul><li>NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - </li></ul><ul><ul><ul><li> [Sal] </li></ul></ul></ul><ul><li>pOH = pKb + log ________ </li></ul><ul><li> [Base] </li></ul><ul><li>Si aumenta [H + ]  aumentan los moles de sal </li></ul><ul><li>disminuyen los moles de base </li></ul><ul><ul><ul><li> disminuye pH, aumenta el pOH </li></ul></ul></ul><ul><li>Si aumenta [OH - ]  disminuyen los moles sal </li></ul><ul><ul><ul><li> aumentan los moles de base </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li> aumenta el pH, disminuye el pOH </li></ul></ul></ul>
  16. 16. 3. Sistema Salino Están constituidos por dos sales de un ácido poliprótico (por ejemplo H 3 PO 4 ), con distinto grado de sustitución. Se considera a la sal: más sustituida  como sal menos sustituida  como ácido Ejemplo: Sea el sistema NaH 2 PO 4 / K 2 HPO 4 . NaH 2 PO 4  será el ácido K 2 HPO 4  será la sal
  17. 17. cuyos valores son : Ka 1  1 .10 -2 , Ka 2  1 .10 -7 , Ka 3  1 .10 -12 ¿Cuál es el valor de Ka que se deberá seleccionar para calcular el pH del buffer ? [H + ] . [H 2 PO 4 - ] H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 - Ka 1 = _____________ [H 3 PO 4 ] [H + ] . [PO 4 3- ] HPO 4 2- H + + PO 4 3- Ka 3 = _____________ [HPO 4 2- ] [H + ] . [HPO 4 2- ] H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2- Ka 2 = _____________ [H 2 PO 4 - ]
  18. 18. Para responder esta pregunta debemos plantear las ecuaciones de ionización de las sales que forman el sistema buffer: En el ejemplo mencionado: NaH 2 PO 4 Na + + H 2 PO 4 - K 2 HPO 4 2K + + HPO 4 2- iones derivados del H 3 PO 4 y ver cuál de las reacciones de equilibrio del ácido débil poliprótico, contiene las especies derivadas de él.
  19. 19. Soluciones amortiguadoras ó reguladoras H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2- Ka 2 =1 . 10 -7 Siguiendo el razonamiento anterior: [Sal] [HPO 4 2- ] pH = pka + log ________ pH = pka + log ________ [Ácido] [H 2 PO 4 - ] Conclusión : La constante que debe usarse es la que corresponde al equilibrio que involucra a las dos especies que constituyen el buffer.
  20. 20. Efecto de ion común
  21. 21. Capacidad reguladora máxima y rango útil de un buffer . <ul><li>Una solución buffer tiene capacidad reguladora máxima, </li></ul><ul><li>cuando la variación del pH ante el agregado de una misma </li></ul><ul><li>cantidad de iones protones o iones hidroxilo es mínima. </li></ul><ul><li>[sal] = 1 entonces pH = pKa </li></ul><ul><li> [ácido] </li></ul><ul><li>[sal] = 1 entonces pOH = pKb </li></ul><ul><li> [base] </li></ul><ul><ul><li>La capacidad reguladora disminuye a medida </li></ul></ul><ul><ul><li>que nos alejamos de estas condiciones. </li></ul></ul>
  22. 22. ¿ entre qué valores de pH puede un buffer actuar amortiguando el pH ante el agregado de H + o de OH - ? Relación [sal] / [ácido] o [sal] / [base] intervalo de 10 a 0,1, relación comprendida entre: diez partes de sal a una parte de ácido o base, o una parte de sal a diez partes de ácido o base efecto amortiguador eficaz RANGO ÚTIL DE UNA SOLUCIÓN REGULADORA.
  23. 23. Capacidad reguladora máxima y rango útil de un buffer . Resumiendo: - Cuando la capacidad reguladora es máxima la relación [sal] / [ácido] o [sal] / [base] es igual a la unidad y en este caso: pH = pKa + log 1 = pKa o pOH = pKb + log 1 = pKb - Cuando la razón [sal] / [ácido] o [sal] / [base] es igual a 10, el pH será: pH = pKa + log 10 = pKa + 1 pOH = pKb + log 10 = pKb + 1
  24. 24. - Cuando la razón [sal] / [ácido] o [sal] / [base] es igual a 1/10, o sea 0,1: pH = pKa + log 0,1 = pKa - 1 pOH = pKb + log 0,1 = pKb - 1 Por lo que el rango útil es el que corresponde a: pH = pKa  1 o pOH = pKb  1
  25. 25. Principales soluciones reguladoras del organismo <ul><li>Sistema carbonato/ bicarbonato: </li></ul><ul><li> Na 2 CO 3 / NaCO 3 - </li></ul><ul><li>Sistema fosfatos: Na 2 HPO 4 / NaH 2 PO 4 </li></ul><ul><li>Sistema de las proteínas </li></ul>
  26. 26. Vaso capilar Eritrocito Pulmones O 2 + HHb H + + HCO 3 - H 2 CO 3 CO 2 + H 2 O AC O 2 CO 2 HCO 3 - Plasma HHbO 2 HbO 2 - + H +
  27. 27.  que no sea tóxica  que se metabolice rápidamente  que exista en forma habitual en el organismo  en que forma farmacéutica se utilizará Elección de la solución reguladora Criterios a utilizar:
  28. 28. Algunas soluciones reguladoras de interés farmacéutico <ul><li>Buffer acetato  se utiliza en preparaciones </li></ul><ul><li>oftálmicas (sales de plata) </li></ul><ul><li>Buffer citrato  se metaboliza con facilidad </li></ul><ul><li>Buffer fosfato  existe en forma habitual </li></ul><ul><ul><ul><li> en el organismo </li></ul></ul></ul><ul><li>Buffer borato  se utiliza en preparaciones </li></ul><ul><li>oftálmicas </li></ul><ul><li>  no se utliza para soluciones de uso interno por su toxicidad </li></ul>
  29. 29. Algunas soluciones reguladoras de interés biológico Considerar con que sistema biológico se va a trabajar: <ul><li>Medio extracelular: </li></ul><ul><li>NaCl 120 mM fosfatos 30 mM </li></ul><ul><li>Medio intracelular: </li></ul><ul><li>KCl 120 mM fosfatos 30 mM </li></ul>
  30. 30. BIBLIOGRAFÍA <ul><li>Atkins P.W, Jones L. Química . 3 ra edición. Ed Omega. 1999. </li></ul><ul><li>Chang R. Química. 6 ta edición. Ed Mc. Graw Hill. 1999. </li></ul><ul><li>Whitten K.W.; Davis R.E.; Peck M.L. Química General . 5 ta edición. Ed. Mc. Graw Hill. 1998. </li></ul>

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