CURSO:ESTRUCTURA FUNCION CELULAR Y TISULAR II (BIOQUÍMICA)DOCTOR: Dra. Qco Fco. Violeta Morin Garrido M.Sc. ALUMNO: Ian Gallardo Bayona

LABORATORIO Nº 01: “SOLUCIONES BUFFER”

UNIVERSIDAD NACIONAL DE PIURA

III CICLO2013

FACULTAD DE MEDICINA HUMANA

“SOLUCIONES BUFFER”

I. INTRODUCCIÓN En los organismos vivos se están produciendo continuamente ácidos orgánicos que son productos finales de reacciones metabólicas, catabolismo de proteínas y otras moléculas biológicamente activas. 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. La manera en que podemos regular el pH dentro de los límites compatibles con la vida son:

Los tampones fisiológicos y La eliminación de ácidos y bases por compensación respiratoria y renal.

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.

OBJETIVOS:

1) Cómo funciona una solución tampón.2) Cómo reacciona una sustancia al momento de verter una solución acida o alcalina.

II. MARCO TEÓRICO.

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Soluciones amortiguadoras son aquellas soluciones cuya concentración de hidrogeniones varía muy poco al añadirles ácidos o bases fuertes. El objeto de su empleo, tanto en técnicas de laboratorio como en la finalidad funcional del plasma, es precisamente impedir o amortiguar las variaciones de pH y, por eso, suele decirse que sirven para mantener constante el pH. Los mas sencillos están formados por mezclas binarias de un ácido débil y una sal del mismo ácido con base fuerte, por ejemplo, una mezcla de ácido

acético y acetato de sodio; o bien una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte, por ejemplo, amoníaco y cloruro de amonio.La aplicación más importante de esta teoría de los amortiguadores es, para los fisiólogos, el estudio de la regulación del equilibrio ácido-base. Para dar una idea de la importancia de los amortiguadores de la sangre, recordemos que la concentración de hidrogeniones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuando se añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera, y crece paralelamente a la cantidad de ácido añadido. No ocurre así en la sangre, que admite cantidades del mismo ácido, notablemente mayores, sin que la concentración de hidrogeniones aumente de una manera apreciable.Mecanismo de la acción amortiguadora

Supongamos un amortiguador constituido de ácido acético y acetato de sodio. El ácido estará parcialmente disociado estableciendo un equilibrio entre las partículas de ácido sin disociar los iones hidrógenos y los iones de base conjugada. El acetato de sodio, como todas las sales, está disociado completamente y, por esta causa, el ión acetato procedente de la sal desplaza el equilibrio hacia la formación de ácido, disminuyendo la concentración de hidrogeniones libres. La presencia conjunta de la sal y el ácido hace decrecer la acidez libre. Si las cantidades de sal y ácido son del mismo orden de magnitud, la concentración de iones hidrógenos se regulará por la reacción de equilibrio del ácido, es decir:

Si añadimos al sistema un ácido fuerte, por ejemplo ácido clorhídrico, se produce un aumento instantáneo de la concentración de iones hidrógenos, los cuales son neutralizados por la base conjugada del ácido liberando así, una cantidad equivalente de ácido débil.Si añadimos al sistema una base fuerte, por ejemplo hidróxido de sodio, los iones hidroxilos consumen rápidamente iones hidrógenos del sistema para formar agua, lo que provoca la transformación de una parte del ácido acético libre en acetato que es una base menos fuerte que el hidróxido de sodio.

La utilidad de las mezclas amortiguadoras en la regulación del equilibrio ácido-base del plasma sanguíneo, estriba precisamente en la posibilidad de mantener la concentración de iones hidrógeno dentro de límites estrechos, que con razón puede considerarse invariable.

El pH se puede mantener muy aproximadamente al nivel que convenga, escogiendo las mezclas adecuadas. Por un ejemplo, con un determinado amortiguador el pH de una cierta reacción puede ser tres, y con otro amortiguador la misma reacción se puede estudiar a pH ocho.

Ecuación de Henderson-Hasselbach

La Ecuación de Henderson-Hasselbach permite calcular el pH de una mezcla amortiguadora conociendo su composición. En su deducción, para un amortiguador compuesto de un ácido débil y una sal de su base conjugada, se considera que la concentración de ácido libre es aproximadamente igual a la del ácido total, y la concentración del ión base conjugada coincide con la concentración de la sal. Con ello, La Ecuación de Henderson-Hasselbach expresa que el pH de una solución amortiguadora se calcula sumando al pK del ácido, el logaritmo de la relación concentración de sal / concentración de ácido, es decir

De acuerdo con todo lo anterior, el pKa de un ácido débil se puede definir como el pH del sistema amortiguador que resultaría al añadirle una cantidad equimolar de una sal fuerte del mismo ácido, o bien el pH alcanzado después de neutralizar con base fuerte, exactamente, la mitad de ácido. Para el ácido acético, una solución uno molar de ácido puro tiene un pH de 2.38, mientras que un sistema amortiguador con cantidades equimolares de ácido y sal tiene un pH igual al pK del ácido acético, es decir, 4.76.

Propiedades de los amortiguadores

1. El pH de una solución amortiguadora depende de la naturaleza del ácido débil que la integra, es decir del pKa del ácido.2. El pH de un sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre la sal y el ácido, pero no de las concentraciones absolutas de estos componentes. Por ejemplo, un sistema amortiguador 2 M en sal y 1 M en ácido, regula el mismo pH que un sistema amortiguador 4 M en sal y 2 M en ácido, debido a que la relación concentración de sal / concentración de ácido es igual.3. La modificación del pH, en una solución amortiguadora, resulta exigua hasta que uno de los componentes esté próximo a agotarse, debido a que el pH varía con el logaritmo del cociente concentración de sal / concentración de ácido. Este cociente es afectado por la adición de ácido o base fuerte, pero el valor logarítmico de la relación concentración de sal / concentración de ácido varía muy poco.

Capacidad o eficacia amortiguadora

La capacidad de amortiguación puede definirse como "La cantidad de ácido o base fuerte que deben añadirse a un litro de solución amortiguadora para producir un cambio de pH de una unidad". También puede definirse como "El cambio de pH que se produce por la adición de una cantidad dada de ácido o base fuerte".

Puede demostrarse que la eficacia máxima de un amortiguador, tanto para neutralizar ácidos como bases, está en la zona de pH próxima al pK del ácido. El máximo de eficacia de un amortiguador frente a una base está en el punto de pH igual a pK - 0.5, mientras que la eficacia máxima frente a un ácido fuerte está en el punto de pH igual a pK + 0.5. A medida que nos alejamos del pK, la capacidad amortiguadora decrece, considerándose nula a tres unidades de distancia, es decir, a un valor de pK + 3 frente a las bases y de pK – 3 frente a los ácidos. En estas condiciones solo encontramos, prácticamente, uno de los componentes del sistema. Los amortiguadores fisiológicos rara vez tienen un valor de pK que coincide con el pH que van a amortiguar. Normalmente sus pK están unas décimas más abajo del pH fisiológico. Esto se traduce en una mayor eficacia de los sistemas para amortiguar ácidos que para amortiguar bases. De todo lo expuesto anteriormente, se deduce que puesto que el pH celular es próximo a siete, la eficacia amortiguadora máxima corresponde a los sistemas cuyo valor de pK esté comprendido entre seis y ocho.

III. Realización de la práctica.

1.-a) Preparar 50 ml. De una solución 0.02M de buffer fosfato pH 7.5 a partir de:

Una solución 0.1M. de Na2HPO4 (fosfato disódico) Una solución de 0.05M. de NaH2HPO4 (fosfato monosódico)

b) Medir el pH.c) Añadir 1ml. HCl (0.05N), medir el pH nuevamente.d) Medir el pH de 50 ml. de H2O destilada.e) Añadir 1ml. HCl (0.05N).f) Medir el pH nuevamente

RESOLVIENDO “a” : PKA = 6.8

H2PO4- + OH HPO4 + H3O

pH = PKA + Log [Sal] [Acido]

pH = PKA + Log [Sal] [Acido]

7.5 = 6.8 + Log [Sal] [Acido]

0.7 = Log [Sal] = [Acido]

5.0119 = [Sal] [Acido]

a = 0.0167

1. 0.0167 1000 ml. X 50 ml. Sal = 8.35 x 10-4 moles

2. 0.1 M sal 1000 ml. 8.35 x 10-4 x x = 8.35 ml Na2PO4

a a = sal 0.02-a 0.02 – a = acido

Calcular la cantidad de ácido que necesito

acido = 0.02 – 0.0167 = 0.0033

1. 0.0033 1000 ml. X 50 ml x = 1.65 x 10-4 moles acido

2. Si tengo 0.05 Na2PO4.

0.05 1000 ml

1.65 x 10-4 x x = 3.3 ml. NaH2PO4

.

7.5 = 6.8 + Log

[sal ][ácido ]

[a ][1 . 5−a ] = 5.0119 [sal ] = 5.0119

a = 5.0119 (1.5) – a (5.0119)

6.119 a = 7.51765

a = 1.25 à sal

1.25 M------------------1000 ml. X = Moles de fosfato.X M ------------------ 50 ml.

X =

1. 25 x501000 = 0.0625

0.1 M --------------------1000 ml.0.0625--------------------x

x = 625 moles

Calcular la solución del acido

1.5 – 1.25 = 0.25

0.25 ------- 1000 ml.x ------- 50 ml.

x = 0.0125 moles de ácido.

0.1 N de NaOH :

M = 0.1 0.1-----------1000x--------------50

x = 0.005 moles de sal.

0.0125 - 0.005 = 0.0075 moles.

CUESTIONARIO 1

a) Las relaciones involucradas en el experimento.b) Los cálculos efectuados para la determinación de las cantidades diferentes soluciones a

emplearse.c) Las lecturas obtenidas en el potenciómetro o con los indicadores

EL pH del HO si presento cambios bastante notorios según la escala de pH q estamos usando:

a).Cálculos de nuevo pH al agregar 1 ml de Na OH.b). Al agregar 1 ml de HCl.

ACIDO TABLA DE PKCONSTANTE DE IONIZACIÒN.

Pract.Ácido fosfórico K1=1.1x 10-2

K2=2.2x10-7

K3=3.6x10-13

1.966.0012.44

Rojo 4

Naranja 5

Amarillo 6

Verde 7

Azul 8

Índigo 9

Violeta 10

SOLUCIÓN:

a) Las relaciones involucradas en c/ experimento.

En 50 ML. DE UNA SOLUCIÓN 0.02 M. BUFFER FOSFATO PH 7.5:

CONCENTRACIÓN DE LA SAL X = 8.35 X10 –4 M X=8.35 ml(cantidad de sal a colocar)

CONCENTRACIÓN DE ÁCIDO

X =1.65 X 104 M X= 3.3 ml (cantidad de ácido a colocar)

8.35 ml de sal ml de ácido 38.35 ml de agua destilada

En 50 ML DE UNA SOLUCIÓN 0.02 M DE BUFFER FOSFATO PH 7.5

CONCENTRACIÓN DE NA(OH)

X = 8.35 X10 –4 M X=8.35 ml(cantidad de Na(OH) a colocar)

8.35 ml de Na (OH) 10 ml de ácido 31.65 ml de agua destilada

En 50 ML DE UNA SOLUCIÓN 0.02 DE BUFFER FOSFATO PH

10 ml de sal ml de HCL 36.7 de agua destilada

b) Los cálculos efectuados para la determinación de las cantidades de las diferentes soluciones a emplearse en cada caso.

En 50 ML. DE UNA SOLUCIÓN 0.02 M. BUFFER FOSFATO PH 7.5:

7.5 = 6.8 + Log sal

PH = pK + Log Sal Ácido

PKa = 6.8

Ácido

Log Sal = 0.7 Ácido

Log a = 0.7 0.2 –a

a = 5.01187 0.02 – a

Concentración de la sal

0.016667 ---------- 1000ml 0.1M ---------- 1000ml X ---------- 50 ml 8.35x 104M ------------ X

X=8.35 ml (Cantidad de sal a colocar)

0,02 – a = cantidad de ácido

0,02 -0,0167= cantidad de acido

0,0033= cantidad de ácido

0.0033M 1000 ml 0.05M 1000ml X 50 ml 1.65 X 104M X

X =1.65 X 104 M X= 3.3 ml (cantidad de acido a colocar)

En 50 ML DE UNA SOLUCIÓN 0.02 M DE BUFFER FOSFATO PH 7.5

0.02M 1000ml 0.1M 1000ml

X 50 ml 0.001M X

X = 0.001 ml X =10 ml (Cantidad de acido a colocar)

a = 0.016667

X = 8.35 X10 –4 M

Cantidad molar- Cantidad sal= cantidad ácido

7.5= 6.8 + Log sal

Ácido

Log sal = 0.7 Ácido

Log a =0.7 0.02 - a

a = 5.011870.02-a

a = 0.01667 M concentración de la sal

0.016667 1000ml 0.1M 1000ml

X 50 ml 8.35x 104M X

X = 8.35 X10 –4 M X=8.35 ml ( Cantidad de Na(OH) a colocar)

En 50 ML DE UNA SOLUCIÓN 0.02 DE BUFFER FOSFATO PH

0.02M 1000ml 0.1M 1000ml

X 50 ml 0.001M X

X = 0.001 ml X = 10 ml (cantidad de sal a usar)

7.5 = 6.8 + Log Sal Ácido

Log Sal = 0.7 Ácido

Log a = 0.7 0.02-a

a = 5.011870.02-a

a = 0.01667 M concentración de la sal

0.02 - a=0.0033 M concentración ácido

0.0033 M 1000ml 0.1M 1000mlX 50 ml 0.001M X

X = 1.65 x 104 M X = 3.3 ml (cantidad de HCl a colocar)

c) Las lecturas obtenidas en el potenciómetro

EL pH del HO si presento cambios bastante notorios según la escala de pH q estamos usando:

Rojo 4

Naranja 5

Amarillo 6

Verde 7

Azul 8

Índigo 9

Violeta 10

Al inicio el HO presentaba una tonalidad media amarilla q se acercaba al equilibrio, pero cuando se han ido agregando Na (OH) o HCl respectivamente a habido una variación notoria y por consiguiente un cambio de pH.

HO y su pH normal

HO y el cambio de pH al agregar HCl se acidifica.

HO y el cambio de pH al agregar NaOH, se alcaliniza.

d) ¿Cómo reaccionaron las soluciones buffer al añadírseles Na (OH) o HCl ¿cambió el pH?

Según lo observado en la práctica de laboratorio, al comparar como reaccionaban dos soluciones una de las cuales era un buffer, mientras que la otra no lo era luego de agregarles:

a) Al AGREGARLES NaOH:

La solución buffer no variará su Ph o lo hace de una manera muy ligera manteniendo su color verde (neutro), mientras que la segunda solución en lo referente a su Ph se tornará más básica.

b) Al AGREGARLES HCl:

La solución buffer no variará su Ph o lo hará pero de una manera muy ligera manteniendo su color verde (neutro), mientras que la segunda solución en lo referente a su Ph se tornará más ácida cambiando progresivamente de color verde a azul.

e) ¿Cambió el pH del H2O al añadir Na (OH) o HCl?

Cuando agregamos hidróxido de sodio podemos ver que el color verde cambia a violeta, lo que

significa que hubo un cambio muy grande en el pH de 7 a 10 aprox. La solución se vuelve alcalina.

+ Na(OH)

+ HCl

Cuando agregamos ácido clorhídrico el color del vaso se torna rosado, lo que significa que el

pH disminuyó a menos de 4 y por lo tanto la solución se volvió ácida.

CUESTIONARIO 2

1. Señale sustancias de uso clínico que se usan como sustancias hidroelectrolíticas.

Para el uso de sustancias hidroelectrolíticas en el organismo, debe comprobarse la presencia de un trastorno electrolítico. Este último, es una alteración del contenido corporal de agua o electrolitos en el cuerpo humano. Las causas o etiologías de estos trastornos son múltiples y se agrupan en función de la causa que las produce como: el aumento del aporte, alteración de la distribución o disminución de la excreción.Estos trastornos hidrolelectrolíticos severos o prolongados pueden conducir a problemas cardiacos, alteraciones neuronales, malfuncionamiento orgánico, y en esta última instancia: la muerte. Para contrarrestar los efectos de estos trastornos utilizamos soluciones hidroelectrolíticas orales y parenterales, veamos:

Soluciones Electrolíticas Orales:

La reposición de líquidos y electrolitos por vía oral se puede conseguir con la administración de sales de rehidratación oral⎯soluciones que contienen sodio, potasio y glucosa. La diarrea en un niño, siempre debe ser tratada con soluciones orales.

Solución DosisCloruro sódico 2,6 g/litro de agua limpiaCitrato trisódico 2,9 g/litro de agua limpiaCloruro potásico 1,5 g/litro de agua limpiaGlucosa (anhidra) 13,5 g/litro de agua limpia

Cuando no se dispone ni de glucosa ni de citrato, se puede sustituir por:

Sucrosa (azúcar normal): 27,00 g/litro de agua limpia Bicarbonato sódico: 2,5 g/litro de agua limpia

También suele administrarse potasio oral, la reposición de las pérdidas de potasio es necesaria en pacientes que toman digoxina o fármacos antiarrítmicos en los que la depleción de potasio puede inducir arritmias. También es necesaria en pacientes con hiperaldosteronismo secundario (estenosis de la arteria renal, cirrosis hepática, síndrome nefrótico, insuficiencia cardíaca grave) y los que presentan unas pérdidas excesivas de potasio en heces (diarrea crónica asociada a malabsorción intestinal o abuso de laxantes).

Soluciones Electrolíticas Parenterales

Las soluciones de electrolitos se administran por vía intravenosa, para cubrir las necesidades normales de líquidos y electrolitos o para reponer déficits importantes o pérdidas continuas, cuando el paciente presenta náuseas o vómitos y no puede tomar las cantidades adecuadas por vía oral.La naturaleza y gravedad del desequilibrio electrolítico deben ser valoradas a través de la anamnesis y la clínica y las pruebas bioquímicas de cada paciente. La depleción de sodio, potasio, cloruro, magnesio, fosfato y agua puede ser aislada y en combinación con o sin alteraciones del equilibrio ácido-base. La infusión de soluciones isotónicas se puede realizar a través de una vena periférica. La administración de soluciones más concentradas, por ejemplo glucosa al 20%, es preferible a través de un catéter venoso central.El cloruro sódico en solución isotónica aporta los iones extracelulares más importantes en concentraciones similares a las fisiológicas y está indicado en la depleción de sodio que puede ser secundaria a situaciones como gastroenteritis, cetoacidosis diabética, íleo y ascitis.La solución compuesta de lactato sódico, más adecuada fisiológicamente, se puede administrar en vez de la solución isotónica de cloruro sódico durante la cirugía o en el tratamiento inicial de la lesión o herida.Las soluciones de glucosa y cloruro sódico están indicadas cuando hay depleción combinada de agua y sodio. Una mezcla isotónica a 1:1 de cloruro sódico y glucosa al 5% permite que una parte del agua (libre de sodio) entre en las células del cuerpo que sufren más de la deshidratación, mientras que la sal sódica con un volumen de agua determinado por el Na+ plasmático normal permanece extracelular.

Solución DosisGlucosa Glucosa al 5% (isoosmótica), 10% (hiperosmótica), 50%

(hiperosmótica)Glucosa con cloruro sódico Infusión, glucosa al 4%, cloruro sódico al 0,18% (1,8 g, 30

mmol de Na+ y de Cl /litro)Cloruro sódico Infusión, cloruro sódico al 0,9% (9 g, 154 mmol de Na+

y de Cl /litro)Lactato sódico, solución compuesta Infusión, cloruro sódico al 0,6%, lactato sódico al

0,25%, cloruro potásico al 0,04%, cloruro cálcico al 0,027%

Carbonato sódico hidrogenado Infusión, carbonato sódico hidrogenado al 1,4% (14 g,166,7 mmol de Na+ y de HCO3 /litro)Inyección, carbonato sódico hidrogenado al 8,4% (840mg, 10 mmol de Na+ y de HCO3 /10 ml)

Cloruro potásico Concentrado para infusión, cloruro potásico al 11,2% (112 mg, aproximadamente 1,5 mmol de K+ y de Cl /ml),ampolla 20 ml

2. ¿Qué es una solución tampón o buffer? ¿Cómo se regula el pH?

Una solución Buffer, tampón, solución reguladora o solución amortiguadora es una o varias sustancias químicas que afectan la concentración de los iones de hidrógeno (o hidrogeniones) en el agua. Siendo que PH no significa otra cosa que potencial de hidrogeniones (o peso de hidrógeno), un “buffer” (o “amortiguador”) lo que hace es regular el PH.En general, los Buffer consisten en sales hidrolíticamente activas que se disuelven en agua. Los iones de estas sales se combinan con ácidos y álcalis. Estas sales hidroíticamente activas son los productos que resultan de la reacción entre los ácidos débiles y los álcalis fuertes como el carbonato de calcio (a partir del ácido carbónico e hidróxido de calcio) o entre ácidos fuertes y álcalis débiles como el cloruro de amonio (a partir del ácido clorhídrico e hidróxido de amonio).Cuando un “buffer” es adicionado al agua, el primer cambio que se produce es que el PH del agua se vuela constante.De esta manera, ácidos o bases (álcalis = bases) adicionales no podrán tener efecto alguno sobre el agua, ya que ésta siempre se estabilizará de inmediato.

3. ¿Qué sustancias de uso clínico se usan como indicadores del pH?

Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utilizan como indicador sustancias químicas que cambian su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores Ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.

Azul de bromofenol 3,0 - 4,6 Amarillo Púrpura

Anaranjado de metilo 3.1-4.4 Rojo Amarillo

Rojo de metilo 4.2-6.2 Rojo Amarillo

Azul de bromotimol 6.0-7.6 Amarillo Azul

Tornasol 5.8-8.0 Rojo Azul

Fenolftaleína 8.0-9.8 Incoloro Rojo – Violeta

Amarillo de alizarina 10.1-12.0

La fenolftaleínaEs un componente frecuente de los medicamentos utilizados como laxantes, aunque se tiende a restringir su uso por sus posibles efectos cancerígenos.Se utiliza en investigaciones forenses, para detectar manchas de sangre, de cualquier especie; simplemente, se recoge la muestra con un hisopo bañado de solución salina, se agregan 2 gotas de fenolftaleína y posteriormente agua oxigenada, si el color se tornó de rosa a violeta, hay trazas de sangre.

Rojo de metilo El rojo de metilo es un indicador de pH. Actúa entre pH 4,2 y 6,3 variando desde rojo (pH 4,2) a amarillo (pH 6,3). Por lo tanto, permite determinar la formación de ácidos que se producen durante la fermentación de un carbohidrato. El rojo de metilo se prepara con 0,1 g de este reactivo en 300 ml de alcohol etílico y se diluye en 500 ml de agua.

4.- ¿Qué ocurre en los procesos de Alcalosis o Acidosis? (Metabólico y Respiratorio)

Los términos acidosis y alcalosis se utilizan para describir situaciones anormales que aparecen por existir un exceso de ácido o de álcali (base) en la sangre. Se considera normal aquel valor de pH que se mantiene dentro de unos márgenes estrechos, entre 7.35 y 7.45, de tal manera que así se garantiza el normal funcionamiento de los distintos procesos metabólicos, a la vez que se permite un transporte y liberación normal del oxígeno a los tejidos. Se está ante una acidosis cuando el pH sanguíneo cae por debajo de 7.35, mientras que se está ante una alcalosis cuando el pH es superior a 7.45. Son muchas las situaciones o enfermedades que pueden hacer variar el pH, situándolo más allá de los límites anteriormente citados.En condiciones normales, el metabolismo del organismo genera importantes cantidades de ácidos que deben ser eliminados para mantener un pH correcto. La mayor parte del componente ácido está representada por el ácido carbónico, formado a partir de dióxido de carbono (CO2) y agua. También se producen ácido láctico, cetoácidos y otros ácidos orgánicos, aunque en cantidades menores.Los principales órganos implicados en la regulación del pH sanguíneo son los pulmones y los riñones. Los pulmones contribuyen a la eliminación de ácidos del organismo expulsando CO 2. El organismo puede modificar la frecuencia respiratoria con la finalidad de alterar a su vez la cantidad de CO2 exhalado; este mecanismo permite modificar el pH sanguíneo en unos segundos o minutos. Los riñones por su parte excretan ciertas sustancias ácidas por la orina; además, contribuyen a regular la concentración de bicarbonato(HCO3

-, una base) en la sangre. Las alteraciones ácido-base debidas a aumentos o disminuciones de HCO3

- tienen lugar más lentamente que los cambios en el CO2, de días a semanas. Ambos mecanismos tienen lugar simultáneamente manteniendo en personas sanas el pH sanguíneo entre unos márgenes muy estrechos y controlados.Los sistemas tampón son capaces de resistir a las variaciones de pH y contribuyen a regular las concentraciones de ácido y de bases del organismo. Los principales sistemas tampón en la sangre son la hemoglobina (en los hematíes), las proteínas plasmáticas, el bicarbonato y los fosfatos.

ACIDOSIS RESPIRATORIA

Se debe a una disminución de la ventilación alveolar con elevación de la PaCO2. El aumento de la PaCO2 determina un aumento de H2CO3 y por consiguiente un incremento en iones H+ con caída del pH, que disminuye en 0,07 unidades por cada 10 mmHg que sube la PaCO2. Como mecanismo compensatorio el riñón elimina H+ y retiene aniones bicarbonato, con lo que, al cabo de 24 horas, el pH comienza a subir. El equilibrio isoeléctrico se mantiene eliminando aniones cloro. Como ya se dijo, la compensación no es total, ya que el pH no llega a valores normales excepto en trastornos muy leves.

En las acidosis respiratorias se pueden distinguir dos etapas: una aguda o no compensada y una crónica o compensada. Esta diferenciación es clínicamente útil, ya que el análisis conjunto de pH y PaCO2 con los hechos clínicos permite evaluar la capacidad compensatoria del riñón o la existencia de trastornos mixtos del equilibrio ácido básico. Por ejemplo, la persistencia de una acidosis sin compensación en casos en que ha transcurrido un tiempo suficiente hace pensar en que el riñón es incapaz de retener bicarbonato o plantear la posibilidad de que exista una acidosis metabólica concomitante con la acidosis respiratoria.

El tratamiento de las acidosis respiratorias consiste en corregir la hipoventilación alveolar. La administración de bicarbonato a este tipo de pacientes debe ser considerada sólo en casos muy graves (pH < 7,20) y como medida transitoria mientras se logra la corrección de la hipoventilación, debido a que su administración puede normalizar el pH, con lo que disminuye el estímulo ventilatorio y se acentúa aun más la hipoventilación, con agravación de la hipoxemia.

Cuando se elimina rápidamente la causa en una acidosis respiratoria prolongada y compensada, como ocurre al corregir el broncoespasmo en un paciente obstructivo, se puede pasar a una alcalosis metabólica, porque el bicarbonato retenido compensatoriamente por el riñón demora más en volver a lo normal que la PaCO2. Esta alcalosis metabólica puede retrasar la mejoría del intercambio gaseoso, debido a que produce una disminución de la ventilación alveolar. Cuando este trastorno es marcado, se puede apresurar la mejoría del equilibrio ácido-base e intercambio gaseoso aumentando la eliminación renal de bicarbonato con acetazolamida. Es también necesario considerar una posible hipovolemia, hipokalemia o hipocloremia que esté perpetuando el trastorno.

ALCALOSIS RESPIRATORIA

Es el trastorno opuesto al anterior, ya que se produce por un aumento de la ventilación alveolar, el que puede ser causado por múltiples mecanismos.

La disminución de la PaCO2 determina una caída de la concentración de H2CO3 con el consiguiente descenso en hidrogeniones y aumento de pH. Como mecanismo compensatorio, el riñón elimina bicarbonato, con lo cual el pH se normaliza al cabo de 24 a 72 horas. Nótese que éste es el único trastorno del equilibrio ácido básico que se puede compensarse a pH dentro del rango normal; aún en casos de trastornos acentuados .

El tratamiento de la alcalosis respiratoria es el de la enfermedad o condición causal. No obstante, en algunos pacientes con alcalosis respiratoria aguda intensa puede ser necesario corregir los efectos de la alcalosis como vaso contracción cerebral y tetania, lo que puede lograrse inhalando mezclas gaseosas ricas en CO2 o re-respirando dentro de una bolsa de plástico. En la alcalosis que se produce en la altura, se puede lograr una adaptación más rápida si se usa acetazolamida, que acelera la eliminación de bicarbonato por el riñón.

ACIDOSIS METABOLICA.

Las acidosis no respiratorias o "metabólicas" se pueden producir por cuatro mecanismos principales:

a) Exceso de producción de hidrogeniones, cuyas causas más frecuentes son la ketoacidosis diabética y la acidosis láctica en casos de shock.

b) Intoxicación con substancias cuyo metabolismo produce ácidos, tales como salicilatos y alcohol metílico.

c) Pérdida excesiva de bicarbonato por vía digestiva (diarrea profusa) o urinaria.

d) Falta de eliminación de ácidos fijos en insuficiencia renal que es, probablemente, la causa más frecuente.

Cuando se produce una acidosis en forma aguda, la compensación se inicia en forma casi instantánea por acción de los tampones extracelulares y por un cierto grado de hiperventilación inicial por estimulación del centro respiratorio. Luego, entra a actuar el tamponamiento intracelular y posteriormente el incremento progresivo de la respuesta ventilatoria. Aun cuando ésta se inició muy precozmente, no alcanza su máxima intensidad hasta después de 12 a 24 horas, debido a que la barrera hemato-encefálica es poco permeable al HCO3

-, por lo cual, la disminución a concentración de HCO3

- producida por una acidosis metabólica va a ser más lenta en el encéfalo

que en el plasma. En consecuencia, la máxima estimulación respiratoria sólo se logrará después de algunas horas, cuando se haya producido un equilibrio en la concentración de bicarbonato en todo el organismo. Lo inverso sucede en casos de una corrección más o menos brusca de una acidosis metabólica crónica. En los pacientes con insuficiencia renal crónica, por ejemplo, la diálisis corrige rápidamente la acidosis del plasma, mientras que la acidosis cerebral demora más. En consecuencia, estos pacientes continúan hiperventilando por algunas horas después de terminada la diálisis. Si el riñón está funcionando adecuadamente (lo que no ocurre en casos con insuficiencia renal, shock, etc.) este órgano también participa en la compensación eliminando hidrogeniones y reteniendo bicarbonato. Pese a todos estos mecanismos compensatorios, en la acidosis metabólica crónica de alguna cuantía el pH nunca llega al rango normal.

La cantidad de cationes y aniones se mantienen iguales manteniéndose así la cargas eléctricas en equilibrio. Esta propiedad se aprovecha para calcular indirectamente la cantidad de aniones de ácidos fijos, cuya medición es difícil. Como los aniones proteínas no cambian en estos trastornos, un aumento de aniones de ácidos fijos va a reducir la cantidad de los aniones cloro y bicarbonato, sin cambiar la del sodio que constituye casi el total de los cationes. Por lo tanto la diferencia entre sodio y la suma de cloro y bicarbonato, es indicadora de la cantidad de aniones de ácidos fijos. El aumento de esta diferencia, denominada anión gap, indica acidosis metabólica.

Na+ - (Cl + HCO3- ) = AG

140 -(104 + 24) = 12

En condiciones normales el AG es de 12 ± 4 mEq/L.

El AG está elevado en las acidosis metabólicas producidas por acumulación de ácidos como ketoácidos, lactato, ácidos orgánicos en insuficiencia renal, intoxicaciones por salicílicos y metanol. Esto se debe a que si se acumula un ácido (HB) éste se tampona con bicarbonato de sodio, formándose ácido carbónico que se descompone en agua y CO2 que es eliminado por la ventilación

HB + Na HCO3-

NaB+ H2CO3

NaB + H2O + CO2

El resultado neto es una caída de HCO3-. Dado que no hay cambios en las concentraciones de Na+ ni

de Cl, el AG aumenta. Este incremento se debe a la acumulación de aniones no medidos, que han

reemplazado al anión HCO3- . En cambio, en acidosis metabólicas producidas por otros

mecanismos, tales como pérdidas excesivas de bicarbonato por vía digestiva o urinaria, no existe acumulación de aniones fijos por sobre lo normal. Debido a que es necesario mantener el equilibrio eléctrico, por cada mEq de HCO3

- perdido se retiene un mEq de Cl (acidosis

hiperclorémica), con lo cual el AG se mantiene dentro de límites normales

ALCALOSIS METABOLICA

Si a un individuo normal se le administra una carga de bicarbonato de sodio, se produce un alza del pH de corta duración, ya que el riñón es capaz de responder rápidamente eliminando el exceso de bicarbonato. Así, para que una alcalosis metabólica se mantenga en el tiempo son necesarias dos condiciones:

1. Una pérdida continua de hidrogeniones o ingreso mantenido de bases. La pérdida de H+ puede deberse entre otras causas a vómitos o sondas nasogástricas, como también al uso excesivo de diuréticos. El ingreso exagerado de bases puede deberse a administración terapéutica de bicarbonato o de sustancias como lactato (soluciones endovenosas), acetato (diálisis) y citrato (transfusiones).

2. Una alteración en la función renal que impida la excreción de bicarbonato. Ésta puede deberse a las siguientes condiciones:

a) Hipovolemia: en estos casos prima la reabsorción de Na+, ión que se reabsorbe junto con bicarbonato. Si no se corrige la hipovolemia, la alcalosis persiste a pesar de que haya cesado la pérdida de H+ o el ingreso de bases.

b) Aumento de mineralo-corticoides (aldosterona) como en el síndrome de Cushing. En estos casos hay retención de Na+ con pérdidas exageradas de H+ y K+, que impiden la eliminación de bicarbonato. En ellos es necesario corregir la hipokalemia o el hiperaldosteronismo para normalizar el pH.

c) Hipokalemia: en estos casos hay una pérdida exagerada de H+ por la orina que impide compensar la alcalosis.

d) Hipocloremia: cuando este anión disminuye aumenta el bicarbonato para mantener el equilibrio isoeléctrico. Lo inverso también es cierto y, cuando se retiene bicarbonato para compensar una acidosis respiratoria, el Cl baja. Es importante tener presente este punto durante la corrección de la acidosis respiratoria, ya que si no se suministra Cl al paciente, llega el momento en que el bicarbonato acumulado durante la compensación no puede seguirse eliminando, ya que debe mantenerse el equilibrio isoeléctrico. Con ello se produce una alcalosis que inhibe la ventilación, imposibilitando la corrección total de la acidosis respiratoria.

En cualquiera de estas condiciones existe compensación respiratoria, que consiste en una disminución de la ventilación alveolar con aumento de la PaCO2 y la consiguiente caída del pH. Sin embargo, ésta es limitada, ya que la hipercapnia produce hipoxemia que estimula la ventilación. Por esta razón, la PaCO2 como compensación rara vez sube de 55 mmHg.

5.- ¿Cómo influye la concentración molar de un buffer y la distribución de la concentración de la sal y del ácido?

Para que uno se conserve saludable, hay muchos fluidos en cada uno de nuestros cuerpos que se

deben mantener dentro de unos límites muy estrechos de pH. Para que este objetivo se realice, se

crea un sistema amortiguador.

Un sistema amortiguador es una solución que puede absorber grandes cantidades moderadas de

ácidos o bases, sin un cambio significativo en su pH, es decir, es una disolución que contiene unas

sustancias que inhiben los cambios de HP, o concentración de ion hidrógeno de la disolución.

Dichas sustancias pueden contener un ácido débil y su sal, por ejemplo, ácido acético y acetato de

sodio, o una base débil y una sal de esa base, por ejemplo, hidróxido de amonio y cloruro de

amonio. Los fluidos de los organismos vivos están fuertemente tamponados, y el agua del mar y

ciertas sustancias del suelo son otros ejemplos de disoluciones tampones existentes en la

naturaleza. Las disoluciones tampones se utilizan en química y sirven como referencia en la

medida del pH.

La concentración del tampón es de principal importancia pues esta característica de la solución determina su Capacidad Amortiguadora.

*Capacidad amortiguadora: es la cantidad de ácido (H+) o de base (OH-) que una solución tampón puede neutralizar antes de que el pH del medio ambiente que está siendo regulado cambie apreciablemente.

Esta capacidad depende de la cantidad de ácido y de sal que componen la solución amortiguadora.

Asimismo es también importante conocer la concentración total de la solución amortiguadora a preparar, se sabe que la concentración total de estas soluciones corresponde a la suma de las concentraciones del ácido (o base) y su sal derivada.

[Sal] + [Ácido] = [Tampón][Sal] + [Base] = [Tampón]

Los amortiguadores tienen máxima eficiencia para neutralizar los ácidos y las bases que se añaden,

cuando las concentraciones del ácido débil (o de la base) y de la sal son iguales. Podremos

preparar una solución amortiguadora de casi cualquier pH, si escogemos el ácido (o base) débil

correcto. Existe un ion común entre el electrolito débil y su sal. El comportamiento de una solución

amortiguadora puede ser explicado siempre tomando como base nuestro conocimiento acerca del

efecto del ion común y el Principio de Le Chatelier, el cual dice que si un producto o subproducto

es eliminado del sistema, el equilibrio se verá perturbado y la reacción producirá más producto

con el objeto de compensar la pérdida. En las polimerizaciones, este truco es usado para hacer

que las reacciones alcancen altas conversiones.

La sangre esta amortiguada, principalmente, por el ion bicarbonato (HCO3-), pero cuando ocurre

la hiperventilación que se trata de un estado de sobrerrespiración, causado por el miedo, la

excitación o la ansiedad, ya que al ocurrir este proceso una persona expele más dióxido de

carbono de lo necesario, alterando el equilibrio del acido carbónico.

6. ¿Cuáles son los BUFFERS ORGÁNICOS E INORGÁNICOS en el organismo y de que dependen?

Defensas frente a los cambios en la concentración de H + : Amortiguadores, pulmones y riñones Existen tres sistemas primarios que regulan la concentración de H+ en los líquidos orgánicos para evitar tanto la acidosis como la alcalosis.

a) Los sistemas de amortiguación acido básicos químicos de los líquidos orgánicos, se combinan de forma inmediata con un acido o con una base para evitar cambios excesivos en la concentración de H.

b) El centro respiratorio que regula la eliminación de CO2 (y por tanto de H2CO3) del líquido extracelular.

c) Los riñones que pueden excretar tanto acida como alcalina, lo que permita normalizar la concentración de H+ en le liquido extracelular en caso de acidosis o alcalosis.

Cuando se produce el cambio de concentración de h+, los sistemas amortiguadores de los líquidos orgánicos e inorgánicos reaccionan en un lapso de unos segundos para contrarrestar las desviaciones. Los sistemas no eliminan ni añaden iones h+ al organismo, sino que se limitan a atraparlos hasta que se pueda restablecer el equilibrio.

ORGÁNICOS:

Sistema de amortiguador de Hemoglobina

Es un tampón fisiológico muy eficiente debido tanto al cambio de pK que experimenta al pasar de la forma oxidada a la reducida, como a la gran abundancia de esta proteína en la sangre (15 % del volumen total sanguíneo).La oxihemoglobina (pK= 7,16) es un ácido más fuerte que la desoxihemoglobina (pK= 7,71). Los valores de pK son tales que determinan que en la disociación siguiente, el valor x sea, aproximadamente, 0,7.

HbH+

x + O2 → HbO2 + xH+

Esta propiedad de la hemoglobina, de cambiar su valor de pK, demuestra el efecto tampón, permite el transporte de una determinada cantidad de CO2 liberada en los tejidos. La hemoglobina oxigenada que llega a los tejidos se disocia liberando O2, un proceso que está favorecido por el estado de los tejidos (baja pO2, menor pH y alta pCO2).

0,7H+

+ HbO2 ←→ HbH+

0,7 + O2

Las proteínas son amortiguadores intracelulares importantes

Gracias a sus elevadas concentraciones, sobre todo en el interior de las células, las proteínas son uno de los amortiguadores más importantes del organismo. Constituyen el amortiguador más abundante en el LIC y en el plasma. La hemoglobina es una proteína que resulta especialmente eficaz como amortiguador dentro de los eritrocitos, en tanto que la albúmina constituye la principal proteína amortiguadora en el plasma.Como las proteínas se componen de aminoácidos, contienen al menos un grupo carboxilo (-COOH) y al menos un grupo amino (-NH2); estos grupos son los elementos funcionales del sistema amortiguador proteínico.El grupo carboxilo libre en un extremo de la proteína actúa como ácido al liberar H+ cuando se eleva el pH. En esta forma el H+ puede reaccionar con cualquier exceso de OH- que hay en la solución para formar agua.El grupo amino libre que se encuentra en el otro extremo de la proteína puede actuar como base y combinarse con H+ cuando disminuye el pH.Por consiguiente, las proteínas pueden amortiguar tanto los ácidos como lasbases. Además de los grupos terminales carboxilo y amino, siete de los 20 aminoácidos tienen cadenas laterales que pueden amortiguar el H+.

INORGÁNICOS:

Sistema de amortiguador de bicarbonato

En este sistema amortiguador tienen lugar 3 equilibrios reversibles entre el CO2 gaseoso de los pulmones y el bicarbonato (HCO3) disuelto en la sangre.En los animales con pulmones, el sistema amortiguador ácido carbónico/bicarbonato es especialmente efectivo. Por un lado, el H2CO-

3 del plasma sanguíneo está en equilibrio con el CO2

gaseoso presente en el espacio aéreo de los pulmones, lo que supone una reserva prácticamente ilimitada de CO2 que puede participar en el equilibrio. Por otro lado, los cambios en la [HCO3−] también se puede regular a nivel de los riñones, que pueden eliminar el bicarbonato por la orina o reabsorberlo, según las necesidades.En este sistema amortiguador, la forma ácido es la suma de la [CO2] disuelto en el plasma y de la [H2CO3], y la forma sal es la [HC O-

3]. El equilibrio se desarrolla según la siguiente reacción:CO2 + H2O → H2CO3 → HCO-

3 + H+

El H2CO3 es un ácido moderadamente fuerte, con un pK aproximado de 3,1. Sin embargo, como sólo una milésima parte del CO2 disuelto en agua se transforma en ácido carbónico, y como la [CO2] participa en el equilibrio de disociación, resulta un pK de 6,1 (una constante de equilibrio mil veces menor). Por lo tanto, el pK de este sistema amortiguador, tomando en consideración la totalidad de las formas ácido, es de 6,1.

La [H2CO3] puede considerarse como despreciable frente a la [CO2]. Por lo tanto, serán los cambios en la proporción H2CO3 / CO2 los que darán lugar a una variación del pH.

Sistema amortiguador del fosfato

El sistema amortiguador de fosfato interviene sobre todo en el amortiguamiento del líquido de los túbulos renales y de los LIC. Los elementos principales de este sistema son H2PO4- (anión fosfato diácido) y HPO4+ (catión fosfato monoácido). Cuando se añade a una mezcla de estas sustancias un ácido fuerte, se produce lo siguiente:

HCl + Na2HPO4 ↔ NaH2PO4 + NaClEl sistema amortiguador del fosfato es especialmente importante en los líquidos tubulares de los riñones porque el fósforo suele concentrarse mucho en esos túbulos. Además es importante para el amortiguamiento de los LIC, ya que la concentración de fosfato en estos líquidos es muy superior a la que existe en los LEC.

7. ¿Cómo se elimina AMONIACO a nivel renal y por qué se intercambia?

Excreción del exceso de H y generación de nuevo HCO - 3 mediante el sistema amortiguador del amoniaco

Es un sistema especial de amortiguación de liquido tubular que tiene una importancia cuantitativa incluso superior a la del sistema amortiguador del fosfato. Este sistema esta formado por amoniaco (NH3) y el amonio. Los iones amonio se sintetizan a partir de la glutamina, que procede sobre todo del metabolismo de los aminoácidos en el hígado. La glutamina que llega a los riñones es transportada a las células epiteliales de los túbulos proximales, la rama ascendente gruesa del asa de Henle y los túbulos distales. Una vez dentro de la célula, cada molécula de glutamina se metaboliza a través de una serie de reacciones para formar al final dos tipos de iones NH+

4 y dos HCO3- . El NH+

4 se secreta hacia la luz tubular mediante un mecanismo de contra transporte que lo intercambia por sodio, que es reabsorbido. El HCO 3

- es transportado a través de la membrana basolateral, junto al Na+ reabsorbido, al líquido intersticial y es captado por los capilares peritubulares. Por tanto, por cada molécula de glutamina metabolizada en los túbulos proximales se secretan dos iones NH+

4 en la orina y se reabsorben dos HCO3

- hacia la sangre. El HCO3- generado por este proceso corresponde a bicarbonato nuevo.

En los túbulos colectores, la adición de NH+4 al líquido tubular se produce por un mecanismo

distinto. Aquí, el H+ es secretado por la membrana tubular a la luz, donde se combina con NH 3 para formar NH+

4, Que se excreta. Los conductos colectores son permeables al NH3 , que se puede difundir fácilmente hacia la luz tubular. Sin embargo, la membrana luminal de esta porción de los túbulos es mucho menos permeable al NH+

4 por lo que, una vez que el hidrogeno ha reaccionado con el NH3 para formar NH+

4 , este queda atrapado en las luces tubulares y es eliminado por la orina. Por cada NH+

4 excretado, se genera un nuevo HCO3- que se añade a la sangre.

BIBLIOGRAFÍA:

http://www.ehu.es/biomoleculas/buffers/hh.htm

https://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r55275.PDF

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_l%C3%A1ctico

http://www.juntadeandalucia.es/averroes/manuales/materiales_tic/biomoleculas/

selectividad/amortiguadores.pdf

http://www.uco.es/organiza/departamentos/bioquimica-biol-mol/pdfs/06%20pH

%20AMORTIGUADORES.pdf