Este documento describe las soluciones amortiguadoras o buffers, incluyendo su definición, características y tipos. Explica que los buffers son soluciones cuya concentración apenas cambia cuando se agregan ácidos o bases, y mantienen un pH constante mediante la neutralización parcial de ácidos o bases agregados. También resume los diferentes tipos de buffers, como los de ácido débil y base conjugada, y ofrece ejemplos como la sangre y soluciones de iones carbonato e hidrogenocarbonato.

1. Soluciones amortiguadoras
Aceves Moreno Edwin Benee
Aguiar Ruiz Daniel Eduardo
García Mápula Marco Cesar
Universidad Autónoma de Baja California FACISALUD
Valle de las palmas

2. Mantener un pH constante es indispensable para el desarrollo de
las reacciones químicas y bioquímicas que tienen lugar tanto en
los seres vivos como en laboratorios.
Los tambien llamados buffers son aquellas soluciones cuya
concentración apenas cambia cuando se agregan ácidos o bases.

4. Estas soluciones deben de tener una de las sustancias en mayor cantidad que su contraparte, de tal
manera que:
● la especie ácida del sistema buffer reaccione con los iones OH– que se le añadan.
● la especie básica del sistema buffer reaccione con la cantidad de iones H+ que se añadan.

5. Su pH se calcula con la ecuación de Henderson-
Hasselbalch.
Independiente del tipo de solución amortiguadora
que sea, su pH tanto antes como después de
añadir pequeñas cantidades de ácidos o bases
fuertes, se puede calcular por medio de la ecuación
de Henderson-Hasselbalch:
Donde [base] se refiere a la concentración
molar de la base (o la sal de la base conjugada)
y [ácido] se refiere a la concentración molar del
ácido (o de la sal del ácido conjugado).

6. Caracteristicas
● Son capaces de neutralizar
parcialmente tanto a ácidos como a
bases.
● Su funcionamiento depende de la
temperatura.
● Mientras más concentradas, mayor es
su capacidad de amortiguar o regular
el pH.

7. Tipos de Buffers
Según los tipos de componentes:
● Buffer de ácido débil y base conjugada.
● Buffer de base débil y ácido conjugado.
● Buffer de sales de ácidos polipróticos.
Según su pH final:
● Buffers ácidos.
● Buffers neutros.
● Buffers alcalinos.

8. Ejemplo: ácido débil y base
conjugada

10. Ejemplos:

12. Ejemplos:

13. Ejemplos:

14. Ejemplos:

15. ● NH3 (base débil) y NH4Cl (ácido conjugado)
● CH3COOH (ácido débil) y CH3COONa (base
conjugada)
● El pH de la sangre permanece constante entre un
margen de 7,3 y 7,5 (ligeramente básico) gracias a
la acción de soluciones amortiguadoras presentes
en las proteínas del suero sanguíneo. Dichas
proteínas están formadas por aminoácidos que
presentan grupos carboxilo ácidos (-COOH) y
también grupos básicos como los aminos (-NH2).
● Mezclas de iones carbonato (CO3
2-) e iones
bicarbonato (HCO3
-)
● Mezclas de iones fosfato ácido (H2PO4
-) e iones de
fosfato básico (HPO4
2-)
● Mezcla de ácido fórmico (HCOOH) y formiato de
potasio (HCOOK)
● Mezcla de ácido benzoico (C6H5COOH) y
benzoato de potasio (C6H5COONa)
● Mezcla de ácido fosfórico (H3PO4) y fosfato de
sodio (Na3PO4)

16. Desequilibrio ácido base
Ocurren variaciones en el pH plasmático que pueden debrse a cambios en la
concentración plasmática
Tipo metabólico: bicarbonato
Tipo respiratorio: PCO2
Clasificaciones
● Primarios
● Secundarios
● Mixtos

17. Acidosis respiratoria y metabólica
Disminución del pH plasmático en relación al HCO3 y CO2
dónde la acidosis respiratoria presenta falla de eliminación de
CO2 con trabajo de compensación renal en un episodio grave
En acidosis metabólica hay un ↑ de H+ donde el aumento de
bicarbonato neutraliza.

18. Alcalosis metabólica y respiratoria
Modificación del pH por cambio en la relacion HCO3 y CO2
En una alcalosis metabólica ↑ de HCO3 de manera exógena,
endógena o por pérdida junto con una dismución del H+

19. Transtornos mixtos
Coexistencia de 2 o más transtornos coexistiendo
Los pulmones, los riñones y los eritrocitos
contribuyen a mantener el equilibrio ácido-básico

20. En una concentración de H+ en
plasma es ↑ ocurre un intercambio en
las células por el aumento de K
plasmático
Un exceso de bicarbonato sería
tapado por H + derivados de las
células, intercambiándose por K en
plasma y reduciendo la concentración
plasmática de este.
Taponamiento celular

21. Monograma de Sigaard Andersen
Datos de normalidad (N)
❏ Altura: pC02 32.5 a 39.9 mm de Hg
❏ Limites:pH 7.37 a 7.45
❏ Diagonales: componente metabolico -3
a 1.5 mEq/L

22. Monograma de Sigaard Andersen
Interpretación
❏ Acidosis o alcalosis respiratorias:↑/↓
pC02 (hipo/hiperventilación)

23. Monograma de Sigaard Andersen
Interpretación
❏ Acidosis metabólica: -3 a -18 (↓base)
❏ Alcalosis metabólica: + 1.5 a + 15
(↑base).

24. Sistemas tapón
Tapón de bicarbonato:
❏ Producido por el metabolismo,
difundido a través de membranas
celulares y disuelto en plasma
❏ El CO2 se equilibra con el H2CO3 en
plasma en el transcurso de la reacción
lenta no enzimática.

25. Ecuación Henderson-Hasselbalch
El pH sanguíneo es determinado por el cociente entre las
concentraciones de bicarbonato en el plasma
El tapón minimiza los cambios de concentración de H+ añadiendo en
sangre
Ecuación fundamental del tapón de bicarbonato

26. Como preparar una
solucion amortiguadora

27. Referencias
● González Ibarra, Adriana. (10 de mayo de 2021). Soluciones amortiguadoras.
Lifeder. Recuperado de https://www.lifeder.com/soluciones-amortiguadoras-
buffers/.
● Pacheco Leal, D., 2001. Bioquímica estructural y aplicada a la medicina.
México: INP, Dirección de Publicaciones.
● Baynes, J. and Dominiczak, M., 2014. Bioquímica médica. 4th ed. Barcelona:
Elsevier España, pp.332-335.