pHUnidad II
Od. Ada Corredor A.
Prof. de Bioquímica
Facultad de Odontología. ULA
Objetivos específicos.
Describir las características de pH y de
las soluciones amortiguadoras.
Explicar las funciones de los tampones
biológicos en el organismo.
Importancia biológica:
Las reacciones bioquímicas
Medios acuosos, generalmente cercano a la neutralidad
pH bien definido(equilibrio perfecto entre H+ y OH-)
pH salival5,8 – 8,5
pH sanguíneo7,35 – 7,45
Este pH bien definido, se mantiene en gran parte, a la acción de los sistemas amortiguadores.
Importancia biológica:
Cuando las variaciones de pH son Amplias, son causa de graves trastornos
(ACIDOSIS ó bien ALCALOSIS).
pH de algunos líquidos del organismo:
Saliva: 5.8 – 8.5Placa dental: 4.0 – 5.0 Plasma sanguíneo: 7.35 – 7.45Jugo gástrico: 1 – 3Jugo pancreático: 7.3 – 8.1Jugo intestinal: 6.5 – 7.3Orina: 4.7 – 8.0
Propiedades de los ácidos, bases y sales
Términos importantes:
IONIZACION: Capacidad de una sustancia de separarse en sus iones cuando se encuentre disuelta en H2O.
NaCl(s) + H2O (l) Na+(ac) + Cl-(ac)
DISOCIACIÓN IONICA.
Estas sustancias conducen la electricidad
ELECTROLITOS.
Propiedades de los ácidos, bases y sales
Términos importantes:
ELECTROLITOS FUERTES: sustancias (ACIDOS, BASES y SALES) que presentan alto grado de disociación.
Ácidos Fuertes: HCl, H2SO4, etc.
Bases Fuertes: NaOH, KOH, Ca(OH)2, etc.
Sales: NaCl, NaSO4, NaHCO3, Na2CO3 etc.
Propiedades de los ácidos, bases y sales
Términos importantes:
ELECTROLITOS DÉBILES: sustancias (ACIDOS, BASES y SALES) cuya capacidad de disociación es baja, es decir, que en soluciones de las mismas se van a encontrar parte como iones y parte como moléculas sin disociar.
Ácidos: H2CO3, CH3COOH, etc. Bases: (NH4OH) Sales: (HgCl2)
Propiedades de los ácidos, bases y sales
DISOCIACIÓN DE ELECTROLITOS FUERTES:
HCL(g) + H2O(l) H+(ac) + Cl-(ac)
NaOH(s) + H2O(l) Na+(ac) + OH -
(ac)
KCl(s) + H2O(l) K+(ac) + Cl–(ac)
Propiedades de los ácidos, bases y sales
DISOCIACIÓN DE ELCTROLITOS DÉBILES:
H2CO3(ac) H+
(ac) + HCO3-(ac)
NH4OH(ac) OH-
(ac) + NH4+
(ac)
EQUILIBRIO QUIMICO
Concepto de ácido, base y sales:
Según Bronsted, Lowry y otros investigadores, definen como ACIDO toda sustancia que cede protones (H+) en solución y como BASE, a toda sustancia que acepta protones. Por tanto, tenemos que los ácidos son donadores de protones y las bases, aceptores de protones.
Concepto de ácido, base y sales:
Ácidos Bases HCl(ac) H+
(ac) + Cl-(ac)
CH3COOH(ac) H+(ac) + CH3COO-
(ac)
HOH(ac) H+(ac) + OH-
(ac)
Concepto de ácido, base y sales:
BASE: Se define también como toda sustancia que cede o dona iones hidroxilo, OH-.
NaOH Na+ + OH-
Concepto de ácido, base y sales:
SALES: Resultan de la combinación de un ácido y una base que al disociarse en agua originan iones distintos al H+ y OH-.
HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)
NaCl(ac) Na+(ac) + Cl-(ac)
Ionización (autoionización) de la molécula de agua.
H2O(l) + H2O(l) H3O+(ac) + OH-
(ac)
H2O(l) H+(ac) + OH-
(ac)
SOLUCIONES ANFOTERAS
Los iones hidrógeno y los iones oxidrilos se
encuentran en concentraciones
iguales.
Las concentraciones molares de H+ y OH-, en el agua pura son extraordinariamente pequeñas, del orden aproximado de 1 x 10-7 M, para cada uno de estos iones a la temperatura de 25ºC.
Constante del producto iónico del agua:
Se representa por Kw, su valor equivale a 1x10-14 M2, a 25ºC.
Kw = [H+] [OH-] = 1x10-14 M2
Kw = [1x10-7] [1x10-7] = 1x10-14 M2
Haciendo uso de los logaritmos y algunas de sus propiedades obtendremos lo siguiente:
pKw = pH + pOH = 14
pH = pOH
pH = 7
pOH = 7
[H+] = [OH-] [10-7] = [10-7]
O en términos equivalentes:
pH = pOH pH = 7 pOH = 7
El agua pura es un líquido neutro
Concentración molar de hidrogeniones y pH:
Al añadir un ácido al agua pura (forma una solución), entran mayor cantidad de iones hidrógeno que se suman a los aportados por ella [10-7].
Al aumentar los iones hidrógeno disminuyen los hidroxilos y viceversa. Están en relación inversa, es decir, cuando se añade al agua pura una solución básica, disminuyen los iones hidrógeno
y aumentan los hidroxilos.
Definición de pH:
pH (potencial de hidrogeno) como una forma muy adecuada para expresar la concentración de H+
(ac).
Definición de pH:
El pH se define como el valor negativo del logaritmo decimal de la concentración molar de iones de hidrogeno, hidrogeniones o hidronios, expresado de la siguiente manera:
pH = - log10 [H+] ó pH = - log10 [H3O+]
Definición de pH:
Según Narins y Emmetl en 1980, el pH también se define como el logaritmo decimal del inverso de la concentración molar de iones hidrógeno, hidrogeniones o hidronios, expresado de la siguiente manera:
1pH = log
[H+]
Relación inversa del
pH y de [H+]
Clasificación de las soluciones en función del pH:
Neutras: si el valor del pH es igual a 7
Ácidas: si el valor del pH es inferior a 7
Básicas: si el valor del pH es superior a 7
Escala de pH:
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------[H+] 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14
Aumento Punto Aumento
de la acidez Neutro de la basicidad pH < 7.0 pH = 7.0 pH > 7.0
Escala de pH: pH [H+] [-OH ] pOH
0 10º 10-14 14 1 10-1 10-13 13 2 10-2 10-12 12
Acido 3 10-3 10-11 11
4 10-4 10-10 10 5 10-5 10-9 9 6 10-6 10-8 8
Neutro 7 10-7 10-7 7
8 10-8 10-6 6 9 10-9 10-5 5 10 10-10 10-4 4
Básico 11 10-11 10-3 3
12 10-12 10-2 2 13 10-13 10-1 1 14 10-14 10º 0
Soluciones reguladoras del pH (amortiguadores, tampones o buffers):
[H+] = 45 [H+] = 40 [H+] = 35 pH = 7.35 pH = 7.40 pH = 7.45
Valores de pH menores de 7.35 o mayores de 7.45 producen alteraciones patológicas. Por debajo de 7.00 o por encima de 7.80, puede sobrevenir la muerte del individuo.
Sustancias amortiguadoras en el organismo:
Extracelulares (mecanismo sanguíneo):
Sistema bicarbonato / ácido carbónico
Tampones Sistema de los fosfatos.
Hemoglobina Anfóteras
Proteínas
Sustancias amortiguadoras en el organismo:
Intracelulares:
Tampones Sistema bicarbonato / ácido carbónico
Proteínas Anfóteras Complejos orgánicos de
fósforo
Concepto de soluciones amortiguadoras, tampones o buffers.
Son soluciones cuyo pH permanece relativamente constante, cuando se les añaden cantidades adecuadas de ácidos (IONES HIDRÓGENO O PROTONES) o bien bases (IONES OXIDRILOS o HIDROXILOS). Tienen la característica de que impiden una variación brusca de pH.
Composición:
Una solución amortiguadora generalmente está constituida por una solución de un ácido débil y la base conjugada de su sal, o bien por una base débil y el ácido conjugado de su sal.
Composición:
ACIDO DÉBIL + SALAcido Carbónico + Bicarbonato de
Sódio
[H2CO3] [NaHCO3]
Acido Acético + Acetato de Sódio
[CH3COOH] [CH3COONa]
BASE DÉBIL + SAL
Solución de amoniaco + Cloruro de amonio
[NH3] [ClNH4]
Composición:
Adición de ácido o de base fuerte a una solución amortiguadora:
Adición de ácidos fuertes:
Tampón
Cl-
CH3COOH CH3COO- + H+
CH3COONa CH3COO- + Na+
Adición de ácido o de base fuerte a una solución amortiguadora:
Adición de bases fuertes:
Tampón
CH3COOH CH3COO- + H+
CH3COONa CH3COO- + Na+
Na+
Ecuación reguladora para un ácido débil y su sal:
(ecuación de Henderson - Hasselbalch) [Base] pH = pKa + log [Acido]
[Sal] pH = pKa + log [Acido]
Ecuación reguladora para un ácido débil y su sal:
Para el sistema bicarbonato / ácido carbónico, tenemos:
[HCO3-]
pH = pKa + log
[H2CO3]
¿Cuál es el pH del plasma sanguíneo que contiene alrededor de 0.025 M de NaHCO3 y 0.00125 M de H2CO3?
Sustituyendo: [0.025]
pH = 6.1 + log [0.00125]
pH = 6.1 + log 20 pH = 6.1 + 1.3
pH = 7.40
Ejemplo:
Mecanismos que emplea el organismo para la regulación del pH
1. Uso de los sistemas amortiguadores.
2. Ventilación pulmonar.
3. Filtración renal.
Alteraciones patológicas del pH:
Acidosis:
Alcalosis:
• Metabólica
• Respiratoria
• Metabólica
• Respiratoria
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