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bioquimica-soluciones-ph-y-amortiguadores 21 pag.
FACULTAD DE MEDICINA HUMANA BIOQUIMICA MEDICA I
PRIMERA UNIDAD: SOLCUIONES, pH Y AMORTIGUADORES
1. SOLUCIONES: SISTEMAS UTILIZADOS PARA EXPRESAR SU CONCENTRACION
Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida.
Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente.
Características de las soluciones
I) Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc.
II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía.
III) Los componentes de una solución son soluto y solvente.
Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve.
El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).
Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.
En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.
Clases de soluciones
La solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente determinado es la concentración que corresponde al estado de saturación a una temperatura dada.
Cuando la solubilidad es superior a 0,1 M (molar) se suele considerar la sustancia como soluble en el disolvente considerado; por debajo de 0,1 M (molar) se considera como poco soluble o incluso como insoluble si se aleja bastante de este valor de referencia.
La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura
Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas.
Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.
Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo:
una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.
Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.
Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.
Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.
Modo de expresar las concentraciones
La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución.
Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas.
Unidades físicas de concentración
Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:
a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.
b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.
EJERCICIO:
Se tiene un litro de solución al 37%. ¿Cuántos litros de agua se tienen que agregar para que quede al 4%?
Resolvamos:
El problema no indica las unidades físicas de concentración. Se supondrá que están expresadas en % P/V.
Datos que conocemos: V = volumen, C= concentración V1 = 1 litro
C1 = 37%
37% P/V = significa que hay 37 gramos de soluto en 100 ml de solución (solución = soluto + solvente).
C2 = 4%
V2 = ¿?
Regla para calcular disoluciones o concentraciones V1• C1 = V2• C2
Puede expresarse en: % P/V
Reemplazando los datos que se tienen del problema, se obtiene:
Entonces, si tenemos un litro de solución al 37%; para obtener una solución al 4% es necesario tener un volumen de 9,25 litros; por lo tanto, para saber cuantos litros de agua hay que agregar al litro inicial, hacemos:
V2– V1 = Volumen de agua agregado 9,25 – 1 = 8,25 litros
Respuesta: Se deben agregar 8,25 litros de agua
Unidades químicas de concentración
Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas con unidades químicas, como son:
a) Fracción molar
b) Molaridad M = (número de moles de soluto) / (1 litro de solución) c) Molalidad m = (número de moles de soluto) / (1 kilo de solvente)
a) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.
Ejercicio:
Se agregan 3 gramos de sal en un recipiente con 4 litros de agua ¿cuál es la concentración de sal?, o dicho de otra forma ¿cuál es la concentración de la solución?
Calcular la fracción molar de solvente y de soluto: Recordemos que la fracción molar expresa la concentración de una solución en Moles de Soluto o de Solvente por Moles Totales de la Solución.
Solvente: agua (H2O) Soluto: sal (NaCl)
Datos que conocemos: 3 gramos de soluto y 4.000 cm3 (4 litros) de solvente.
Con estos datos debemos resolver el problema, calculando 4 valores significativos: moles de solvente, moles de soluto, fracción molar de solvente y fracción molar de soluto.
Para el agua, se conoce su masa molar = M(H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O contiene 18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O).
Averiguar cuántos moles de solvente H2O) tenemos:
Para la sal (NaCl) su masa molar = M(NaCl) = 58,5 g/mol (1 mol de sal equivale a 58,5 g, formados por 23 g de Na y 35,5 g de Cl)
Averiguar cuántos moles de soluto tenemos:
Ahora que conocemos la cantidad de moles de solvente y la cantidad de moles de soluto, podemos calcular las fracciones molares de solvente y de soluto:
Fracción molar del solvente = Xsolvente
Fracción molar del solvente (agua) = 0,99977
Fracción molar del soluto= Xsoluto
Fracción molar del soluto= 0,00023
Pero sabemos que:
Entonces: 0,99977 + 0,00023 = 1
b) Molaridad (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución.
Una solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene cuatro moles de soluto por litro de solución.
Ejercicio:
¿Cuál será la molaridad de una solución que contiene 64 g de Metanol (masa molar del metanol 32 gr/mol) en 500 ml de solución?
Datos conocidos: metanol 64 g Masa molar del metanol: 32 g/mol Masa de la solución: 500 ml (0,5 litro)
Primero calculamos la cantidad de moles que hay en 64 g de metanol.
Si un mol de metanol equivale a 32 g, 64 g equivalen a 2 moles (64/32=2) Aplicamos la fórmula:
Respuesta: 4 molar (4M)
c) Molalidad (m)
En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo mismo que molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto que el nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los cálculos, y es un grave error pero muy frecuente.
En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos.
La definición de molalidad es la siguiente:
Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente (m)
Concentración en miliosmoles por litro
El fenómeno de ósmosis se presenta cuando una solución esta separada de su solvente por una membrana semipermeable. La ósmosis es la difusión de solvente a través de la membrana desde la parte de menor a la de mayor concentración. La presión osmótica es la presión que se debe aplicar sobre la solución de mayor concentración para impedir el paso del solvente (ósmosis) a través de la membrana.
Las membranas biológicas tienen permeabilidades distintas y se dice que son semipermeables, es decir que son permeables para las moléculas del solvente o pequeñas moléculas, pero no permiten el paso libre todas las moléculas disueltas.
El osmol es una unidad biológica que se usa para soluciones que tienen actividad osmótica. El osmol resulta ser una unidad muy grande para los fenómenos biológicos, se usa con mayor frecuencia la subunidad miliosmol (mosmol) que es más representativa;
Para calcular un mosmol es necesario conocer si el soluto ioniza o no lo hace, la ionización aumenta el número de partículas en solución, cuando se disuelven 180 mg de glucosa hasta un litro tenemos 1 mmol de glucosa, como esta sustancia no ioniza también tenemos 1 mosmol de glucosa; cuando se disuelven 58.5 mg de cloruro de sodio, sal que ioniza dando dos iones (Na+ y Cl-), entonces los 58.5mg son iguales a 1 mmol de sal pero equivalen a 2 mosmol. La presión osmótica depende del número de partículas y no de su carga ni de su masa, la misma fuerza osmótica es ejercida por una molécula grande como una proteína, con peso molecular de muchos miles y muchas cargas, como la molécula de hemoglobina o un ion de sodio o de cloro.
La mayoría de los líquidos corporales tiene una presión osmótica que concuerda con la de una solución de cloruro de sodio a 0.9 % y se dice que una solución es isosmótica con los líquidos fisiológicos.
Los soluciones isotónicas con respecto unas de otras ejercen la misma presión osmótica, o sea contienen la misma concentración de partículas osmóticamente activas. Cuando se habla de soluciones isotónicas en el laboratorio suele tratarse de las soluciones que tienen la misma presión osmótica del plasma sanguíneo, que es aproximado de 300 miliosmoles / litro. Las soluciones fisiológicas de concentración menor de 300 hipotónicas y si su concentración es mayor se denominan hipertónicas. Una solución es isotónica con respecto a una célula viva cuando no ocurre ganancia ni pérdida neta de agua en la célula, tampoco se produce ningún cambio de la célula cuando entra en contacto con la solución.
Si tenemos en cuenta que la concentración osmolar de una solución que contiene una mezcla de electrolitos y moléculas neutras es igual a la suma de las concentraciones osmolares individuales de todos sus componentes, convertir la concentración de los solutos que se encuentran en el suero en osmolaridad. Una formula sencilla y que ofrece una buena utilidad clínica es:
Osmolaridad = 2 ( Na+ mmol/l) + Glucosa mmol/l + NUS mmol/l o también Osmolaridad = 2(Na+ meq /l) +Glucosa mg/dl /18 + NUS mgl/dll /2.8
Donde el factor 2 se debe a que se consideran los iones asociados al Na+ ( Cl- y HCO3-)
; 1 mosmol de glucosa equivale a 180 mg / l = 18 mg/dl, 1 mosmol de nitrógeno ureico (NUS) equivale a 28 mg/l = 2.8 mg /dl, corresponde a la masa molecular de dos átomos de nitrógeno en la urea.
Los electrolitos Na+, Cl- y HCO3- contribuyen en mas del 92 % a la osmolaridad del suero, el otro 8% corresponde a la glucosa, proteínas y la urea.
SOLUCIONES ACUOSAS
El agua es la biomolécula más abundante del ser humano, constituye un 65-70 % del peso total del cuerpo. Esta proporción debe mantenerse muy próxima a estos valores para mantener la homeóstasis hídrica, por lo contrario el organismo se ve frente a situaciones patológicas debidas a la deshidratación o la retención de líquidos. La importancia del estudio de la biomolécula agua radica en el hecho de que la totalidad de las reacciones bioquímicas se realizan en el seno del agua, todos los nutrientes se transportan en el seno del agua.
Estructura molecular del agua. Es una molécula tetraédrica, con el átomo de oxigeno en el centro y los dos átomos de hidrógeno en los vértices de dicho tetraedro quedando los otros dos vértices ocupados por los electrones no compartidos del oxígeno
El oxigeno es un átomo que posee mayor electronegatividad que el hidrogeno, esto hace que la molécula de agua sea un dipolo eléctrico. Esta estructura explica muchas de las propiedades físicas y químicas del agua bien sea por la formación de puentes de hidrogeno o por solvatacion de otras moléculas.
Propiedades físicas y químicas del agua. Las propiedades del agua son la base de una serie de funciones esenciales para la integridad del organismo.
Funciones bioquímicas y fisiológicas del agua.
De lo anterior se deduce que las funciones bioquímicas y fisiológicas del agua son consecuentes con las propiedades fisicoquímicas que se han estudiado. El agua puede actuar como componente de macromoléculas proteínas, ácidos nucleicos, polisacáridos, pueden estabilizar su estructura a través de la formación de puentes de hidrogeno.
El hecho de que sea considerada como disolvente universal de sustancias iónicas, polares no iónicas y anfipáticas, facilita que en su seno se puedan llevar a cabo la totalidad de las reacciones bioquímicas, así como el transporte adecuado de sustancias en el organismo.
El agua puede actuar como sustrato o producto de muchas reacciones como la hidrólisis o formación de ésteres.
2. ACIDOS Y BASES - TITULACIÓN DE SOLUCIONES
Lavoisier (1777) observó que sustancias como el azufre y el fósforo en combinación con oxígeno, y en disolución acuosa, daban lugar a sustancias ácidas. Pensó que el responsable era el oxígeno y lo llamó principio acidificante. Arrhenius (1887) propuso la Teoría de la disociación electrolítica iónica: Cuando los electrolitos (ácidos, bases y sales) se disuelven en se disocian en partículas cargadas (Iones).
TEORÍAS SOBRE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES.- Entre ellas tenemos las dos siguientes.
TEORÍA DE ARRHENIUS.- Afirma que un ácido es cualquier sustancia que en solución es capaz de ceder iones hidrógeno positivos o protones (H+) y bases es toda sustancia que en solución acuosa es capaz de ceder iones hidroxilo (OH-), tal como se sugiere en los siguientes ejemplos:
TEORÍA DE BRONSTED Y LOWRY.- Afirma que:
a) ÁCIDO.- Es cualquier molécula o ion con capacidad para ceder iones hidrógeno positivos o protones (H+) en solución acuosa.
Hoy sabemos que los protones no pueden existir en estado libre, sino que apenas se forman, inmediatamente se combina con una molécula de agua formando el ion hidronio.
De lo dicho anteriormente se desprende que el ion hidronio es la especie iónica que predomina en las soluciones ácidas, aunque por razones de carácter práctico se suele afirmar que en un medio ácido predominan los iones hidrógenos positivos o protones
b) BASE.- Es cualquier molécula o ion con capacidad para aceptar iones hidrógenos positivos o protones.
De la observación de la última ecuación podemos deducir que las sustancias que en su estructura presentan el ion hidróxido tienen carácter básico.
ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES.-Recordemos que todos los ácidos, hidróxidos y sales, al disolverse en agua se disocian parcial o totalmente en iones, por esa razón se les llama electrolitos.
Un electrolito que se disocia total o casi totalmente en iones se llama electrolito fuerte, pero si son pocas las moléculas que se disocian en iones, por debajo del 5%, se llaman electrolitos débiles.
Son electrolitos fuertes: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4, NaCl, LiOH, NaOH, RbOH, CsOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, etc.
Son electrolitos débiles: H2S, H3PO4, HF, H3BO3, H2SO3, HNO2, H2CO3, HClO, HCN, NH3, etc.
Los ácidos y las bases que tienen un alto grado de ionización son ácidos o bases fuertes, mientras que los que tienen bajo grado de ionización son ácidos o bases débiles.
TITULACION DE SOLUCIONES
La titulación ácido-base es un procedimiento analítico cuyo objetivo es determinar la concentración de un analito con propiedades ácidas o básicas, utilizando una disolución valorada de una base o ácido, mediante una reacción de neutralización para formar una sal y agua.
Asimismo, mediante una titulación también es posible deducir el pK del analito.
Las valoraciones ácido-base poseen las siguientes características - Se basan en una reacción volumétrica ácido-base.
- El fundamento teórico de dicha reacción es la transferencia de protones entre el ácido y la base
- El intervalo de viraje se caracteriza por un cambio brusco del pH.
- Se necesita un indicador químico o un pHmetro para monitorizar la valoración.
Los casos más frecuentes en las valoraciones ácido-base son:
1. valoración de ácido fuerte con base fuerte 2. valoración de base fuerte con ácido fuerte 3. valoración de ácido débil con base fuerte 4. valoración de base débil con ácido fuerte
En los casos 3 & 4 también hay que tener en cuenta el equilibrio ácido-base del disolvente.
NUNCA se valora un ácido o base débil con una base ó ácido débil.
Las curvas de titulación son las representaciones gráficas de la variación del pH durante el transcurso de la valoración. Dichas curvas nos permiten:
- estudiar los diferentes casos de valoración (ácido fuerte vs. base fuerte; base fuerte vs.
ácido fuerte; ácido débil vs. base fuerte; base débil vs. ácido fuerte).
- determinar las zonas tamponantes y el pKa.
- determinar el intervalo de viraje y el punto de equivalencia.
- seleccionar el indicador ácido-base más adecuado.
Los casos más frecuentes en Bioquímica son las valoraciones de ácidos y bases débiles, ya que
muchos metabolitos presentan un cierto carácter ácido ó básico. A modo de ejemplo, a continuación se presenta la curva de titulación del Tris, una base débil, que se ha de titular con
un ácido fuerte (ej. HCl)
Ácido fuerte = ácido titulante (HCl) vs. base débil = analito (Tris)
Fases de una curva de titulación
En esta curva de valoración se pueden distinguir las siguientes fases 1. Antes de añadir el ácido: BH OH B H O 2 + + − ↔ +
El pH de la disolución viene determinado por el pKb (=14-pKa) y predomina la base conjugada dentro del par.
2. Al ir añadiendo el ácido titulante (HCl), se forman las especies B = Tris y BH+ = TrisH+.
La relación entre la abundancia de las distintas especies y el pH se puede establecer mediante la
ecuación de Henderson-Hasselbalch. Tal y como se ha descrito anteriormente, cuando [A− ] = [AH] , entonces a pH = pK . El pKa supone un punto de mínima pendiente en la curva de titulación y se sitúa en el punto medio de la zona tampón.
Zona tampón: tramo de la curva de titulación en el que se producen mínimas variaciones de pH al añadir equivalentes H3O+/OH- ; se localiza en el intervalo de pH = pKa ± 1 unidad de pH. En esta región, el ácido y su base conjugada se presentan en concentraciones similares (factor de 10; es decir cuando pH- pKa = 1, el ácido se encuentra desprotonado en un 90%).
3. PE = Punto de equivalencia. Es el pH al cual se cumple que N.meq.acido = N.meq.base y se localiza en el punto medio del intervalo de viraje.
En el punto de equivalencia toda la base se ha transformado en su forma ácida conjugada, y se cumple que B→BH+ ; en nuestro caso, B = Tris, por lo que Tris→TrisH+ .
El intervalo de viraje es el tramo de la curva en el cual pequeñas adiciones del ácido titulante producen grandes variaciones del pH de la disolución y es la zona de máxima pendiente de la curva de titulación.
Teniendo en cuenta que se emplea un ácido fuerte y una base débil en esta valoración, el punto de equivalencia (PE) se localiza a pH < 7, por lo que se habla de una HIDRÓLISIS ACIDA.
4. En este tramo de la curva existe un exceso de H3O+ provenientes de la hidrólisis del ácido fuerte, y por lo tanto, el pH de la disolución viene definido por el exceso del ácido titulante.
Si se tiene una disolución de ácido de concentración desconocida, el proceso de neutralización con una base, permite inferirla. En efecto, la adición de base, agotará progresivamente los iones H+ en la disolución original, por lo que el pH de ésta disminuirá de la misma forma.
3. EL PRODUCTO IONICO DEL AGUA Y LA ESCALA DE pH
El agua es un electrolito débil, o sea que se disocia en escasa proporción. El proceso de disociación se presenta mediante la reacción reversible:
El equilibrio de disociación del agua esta muy desplazado hacia la izquierda, es decir, la concentración de los iones en el agua pura es mínima.
A partir de la ecuación 1 se puede deducir la expresión correspondiente a la constante de equilibrio para la disociación del agua:
El símbolo [ ] indica la concentración molar de los iones en la solución. Si se traslada el denominador del segundo miembro al primero, la igualdad queda así:
La concentración del agua sin disociar es elevada y se puede considerar constante. Como el producto de dos constantes da otra constante, el primer miembro de la igualdad anterior, se podrá expresar así:
Esto significa que el producto de las concentraciones de los iones H+ y OH-es constante.
Además, como Keq es el resultado del producto de las concentraciones iónicas se le llama producto iónico del agua.
Valor del producto iónico del agua
Experimentalmente se ha determinado que a 25o C:
De lo anterior se deduce que:
Ejemplo N° 1
¿Cuál es el valor de OH- si el valor de [H+] = 1.5 x 10 -4 ? (1.5 x 10 -4)[OH-] = 1.0 x 10-14
[OH-] = 6.6 x 10-11
La solución es ácida porque [H+] [OH-] Ejemplo N° 2
¿Cuál es la concentración de [H+] si [OH-] = 2.0 x 10-5?
al ver que [H+] [OH-] la solución es básica.
El pH
El pH (potencial de hidrógeno) es una medida de la acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los iones hidrógeno, o como el logaritmo negativo de la concentración molar (más exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno.
Esto es:
Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.
Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10–7] = 7
El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más iones en la disolución), y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (cuando el disolvente es agua).
Medida del pH
El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ion de hidrógeno.
También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH.
Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores cualitativos para la determinación del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.
La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y la química de suelos. El pH determina muchas características notables de la estructura y actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y organismos.
Solución “Buffer”
Diversas reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas.
Las soluciones reguladoras o "buffer" son capaces de mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH. Estas soluciones contienen como especies predominantes, un par ácido/base conjugado en concentraciones apreciables. La reacción de neutralización: Es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal.
El organismo posee tres mecanismos para mantener el pH en valores compatibles con la vida:
1. Los Amortiguadores.
2. La regulación pulmonar de la pCO2.
3. La resorción y eliminación renal de bicarbonato y la excreción de ácidos pH DE SOLUCIONES ÁCIDAS Y BÁSICAS
En este punto del desarrollo de nuestro curso, todos ya sabemos que la acidez de los ácidos se debe a los iones hidrógenos positivos o protones y la basicidad o alcalinidad de los hidróxidos se debe a los iones hidroxilo
CONCEPTO DE pH.- El pH es una forma de expresar el grado de acidez o basicidad (alcalinidad) de un medio, utilizando para ello números enteros y sencillos del 1 al 14.
Estos valores resultan de calcular el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno positivos o protones que existen en un medio determinado.
4. LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE UNA REACCION, LA Ka Y EL PKa DE UN GRUPO DISOCIABLE
Constante de equilibrio
Constante que equivale al producto de las concentraciones de las sustancias formadas en una reacción química reversible en la que se ha alcanzado el equilibrio, dividido entre el producto de las concentraciones de las sustancias que reaccionan, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente que precede a su respectiva fórmula en la ecuación química ajustada.
Sea la reacción reversible entre los reactivos A y B para dar los productos de reacción C y D, según:
aA + bB ⇄ cC + dD
siendo A, B, C y D especies químicas cualesquiera y [A], [B], [C] y [D] sus concentraciones respectivas expresadas en mol/litro.
La velocidad de la reacción directa, v, es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la reacción:
v = k [A]a • [B]b
donde k es la constante de velocidad de la reacción de A con B a una temperatura determinada. La velocidad de la reacción inversa, v ’, es, de forma análoga:
v ’= k’ [C]c • [D]d
Cuando se alcanza el equilibrio, la velocidad de las dos reacciones es la misma
La constante de equilibrio aparente de una reacción bioquímica, en general, es función del pH. Las reacciones químicas de interés biológico se estudian generalmente en presencia de una disolución reguladora que mantenga el pH constante, y casi siempre en un valor próximo a la neutralidad. Si medimos la constante de equilibrio de una reacción bioquímica, manteniendo el pH constante (por ejemplo en 6.5), obtendremos un valor para dicha constante; si cambiamos el pH (incluso dentro del entorno de la neutralidad, por ejemplo 7.7), el valor de la constante puede ser distinto.
Pka
El Pka de un compuesto es el pH (logaritmo negativo de la concentración de hidrogeniones) al cual la fracción no ionizada de este corresponde al 50% y el otro 50%
está ionizada.
pKa es la fuerza que tienen las moléculas de disociarse (es el logaritmo negativo de la constante de disociación ácida de un ácido débil).
Es necesario recordar que la fracción no ionizada es la que puede penetrar a la célula; por lo tanto si un compuesto tiene un Pka ácido, será penetrará mas fácilmente a la célula en un medio ácido (con un pH similar). De igual manera un compuesto con un Pka básico penetrará mejor en un medio con un pH básico.
Una forma conveniente de expresar la relativa fortaleza de un ácido es mediante el valor de su pKa, que permite ver de una manera sencilla en cambios pequeños de pKa los cambios asociados a variaciones grandes de Ka. Valores pequeños de pKa equivalen a valores grandes de Ka (constante de disociación) y, a medida que el pKa decrece, la fortaleza del ácido aumenta.
Un ácido será más fuerte cuanto menor es su pKa y en una base ocurre al revés, que es más fuerte cuanto mayor es su pKa.
Esas constantes de disociación no son fijas, dependen de otras variables. Por ejemplo, la constante de disociación cambia a temperaturas diferentes. Sin embargo, mantiene su valor a la misma temperatura, ante cambios de la concentración de alguna de las especies o incluso ante la acción de un catalizador.
Valores de pKa
Principales constantes de disociación a 25 °C
Ácido Fórmula pKa1 pKa2 pKa3
Ácido acético CH3-COOH 4,757
Ácido aspártico HO2CCH(NH2)CH2CO2
H 1,990 3,900 10,002
Ácido benzoico C6H5-COOH 4,202 Ácido butanoico CH3-CH2-CH2-COOH 4,819
Ácido maleico 1,910 6,332 9.3
La titulación es utilizada para determinar la cantidad de ácidos en una solución dada. Un volumen de concentración conocida del ácido, es titulado con una solución de concentración conocida de una base fuerte, usualmente hidróxido de sodio (NaOH). Esta última solución es agregada en pequeñas cantidades hasta que el ácido es neutralizado o consumido, esto último se verifica con un colorante o bien un potenciómetro (aparato que mide el cambio en el pH). La concentración del ácido en la solución original puede ser calculada a partir del volumen y la concentración de la solución de base agregada.
El resultado de graficar el pH contra la cantidad de NaOH agregado es conocido como curva de titulación, esta curva revela el pKa de un ácido débil.
Considérese la titulación de una solución 0.1 M de ácido acético con una solución 0.1 M de NaOH a 25 °C. En este proceso existirán dos equilibrios reversibles:
Ac. acético ↔ H+ + Acetato-
Figura: representación de la disociación del ácido acético en agua.
Al inicio de la titulación, antes de agregar al NaOH (OH-), el ácido acético (CH3COOH) está muy poco ionizado, está cantidad puede ser calculada a partir de su constante de disociación (pKa). El rectángulo muestra la región amortiguadora, que para el ácido acético está entre 3.76 y 5.76 unidades de pH.
Ac.AcetatoAcético
1.74x10 MKa H 5
El protón disociado del ácido acético es utilizado para formar agua a medida que se agrega la solución de la base fuerte (NaOH).
El punto en el cual las concentraciones del ácido y su base conjugada son iguales, es precisamente el pKa, que en este caso sucede a un pH de 4.76.
En la región en la cual el pH cambia muy poco con referencia al pKa del ácido en cuestión, es precisamente en donde se encuentra su capacidad amortiguadora, en este caso de 3.76 a 5.76 unidades de pH.
En la siguiente figura se comparan las curvas de titulación para tres ácidos débiles con constantes de disociación muy diferentes: ácido acético, fosfato dihidrogenado y amoniaco.
Figura :. representación de la disociación de tres ácidos orgánicos.
Acido acético (pKa= 4.76). Fosfato dihidrogenado (pKa= 6.86). Amoniaco (pKa= 9.25).
Aunque la forma de las curvas es la misma, están desplazadas a lo largo del eje de pH, pues tiene diferente fuerza.
5. BUFFERS E INDICADORES: LA ECUACION DE HENDERSON - HASSELBACH
Las mezclas de ácidos débiles y sus sales, o la mezcla de las bases débiles y sus sales, son llamadas soluciones tampón o amortiguadoras porque resisten los cambios de la concentración de iones hidrógenos positivos o protones (H+) producidos por la adición de pequeñas cantidades de ácidos o bases.
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 logaritmos
log ( 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
pH = pK
por tanto, se puede definir el pK como el valor de pH de una solución amortiguadora en el que el ácido y la base se encuentran a concentraciones equimoleculares o al 50% cada una.
El pH de los medios biológicos es una constante fundamental para el mantenimiento de los procesos vitales. La acción enzimática y las transformaciones químicas de las células se realizan dentro de unos estrictos márgenes de pH. En humanos los valores extremos compatibles con la vida y con el mantenimiento de funciones vitales oscilan entre 6,8 y 7,8; siendo el estrecho margen de 7,35 a 7,45 el de normalidad. También en el trabajo de laboratorio, es imprescindible el mantenimiento de un pH para la realización de muchas reacciones químico-biológicas. Los sistemas encargados de evitar grandes variaciones del valor de pH son los denominados “amortiguadores, buffer, o tampones”. Son por lo general soluciones de ácidos débiles y de sus bases conjugadas o de bases débiles y sus ácidos conjugados. Los amortiguadores resisten tanto a la adición de ácidos como de bases.
Las células contienen dos sistemas amortiguadores importantes además de las proteínas y los nucleótidos.
Estos sistemas a diferencia de las macromoléculas están formados por metabolitos de bajo peso molecular y son los sistemas de fosfato y bicarbonato.
El sistema amortiguador de fosfato actúa en el citoplasma de las células y consiste de:
H2PO4-↔ H+ + HPO42-
El sistema amortiguador de fosfato es más eficiente a un pH cercano a su pKa de 6.86, por lo que resiste cambios en el pH desde 5.86 hasta 7.86, por tanto, es muy efectivo para los sistemas biológicos que realizan reacciones alrededor de pH 7.0. En los mamíferos por ejemplo el pH extracelular y de la mayoría de los compartimientos citoplásmicos está en el intervalo de 6.9 a 7.4.
El plasma sanguíneo es amortiguado en parte por el sistema amortiguador de bicarbonato, que consiste de ácido carbónico (H2CO3) como donador de protones y bicarbonato (HCO3-) como aceptor de protones:
H2CO3↔ H+ + HCO3-
La sangre es un importante ejemplo de solución tampón en la que el ácido y el ion que ejercen la acción del amortiguamiento son el ácido carbónico, H2CO3, y el ion bicarbonato o carbonato ácido, HCO3-. Cuando entra un exceso de ion hidrógeno a la sangre, se elimina casi totalmente por la reacción:
2 3
1 H CO 3
HCO K H
Y cuando hay un exceso de ion hidróxido, éste es absorbido por la siguiente reacción:
Por este mecanismo el pH de la sangre humana se mantiene cerca de 7,35, es decir, ligeramente alcalina. Si el pH de la sangre es menor que 7,35 la condición se conoce como acidosis y si se eleva por encima de 7,45 se tiene una condición llamada alcalosis. Si la elevación está por encima de 7,8 o por debajo de 6,8 (debido a una respiración defectuosa, inanición, insuficiencia renal o alguna otra enfermedad) la persona puede sufrir daños irreversibles en el cerebro o incluso morir.
