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Núcleo Temático 5

Equilibrio Ácido Base

11/06/2010

Profa. Anara González Carías (2da versión adaptada al semestre I-2010)

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Año 2010 Página 2

Núcleo Temático 5. Equilibrio Ácido Base Competencias a desarrollar por el estudiante:

Aplica las teorías de ácidos y bases de acuerdo a los conceptos de: Arrhenius,

Bronsted – Lowry y Lewis.

Aplica el equilibrio ácido base en sistemas homogéneos y en medio acuosos.

Aplica las propiedades de las disoluciones amortiguadoras

Subnúcleos Temáticos

Equilibrio ácido base

o Conceptos de ácidos y bases

o Teorías de ácidos y bases

- Arrhenius

- Brönsted – Lowry

- Lewis

o Autoionización del agua: pH, pOH, pKw

o Ionización de ácidos débiles monopróticos, neutros e iónicos:

- Ka, pKa

- Grado de ionización

- Fuerza ácida relativa

o Ionización de bases débiles monopróticas, neutras e iónicas:

- Kb, pKb

- Grado de ionización

- Fuerza básica relativa

o Ionización de ácidos y bases débiles polipróticas, neutras e iónicas:

- Constante de ionización

- Grado de ionización

- Fuerza ácida y básica relativa

o Soluciones amortiguadoras.

o Reguladores fisiológicos.

CONCEPTOS DE ÁCIDOS Y BASES

La primera definición que se dio sobre ácidos y bases se basaba en sus propiedades físicas.

Se decía que los ácidos eran sustancias que al disolverse en agua producían soluciones de sabor

agrio, que disolvían ciertos metales y que cambiaban el papel tornasol de azul a rosa. Por otro

lado se identificaban las bases por su sabor amargo al disolverse en agua, su consistencia

jabonosa y que cambian el papel tornasol de rosa a azul.

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Año 2010 Página 3

Ácidos Los ácidos tienen sabor agrio por

ejemplo el vinagre debe su sabor al

ácido y otros frutos cítricos contienen

ácido cítrico.

Los ácidos producen cambios de color

en los pigmentos vegetales, por

ejemplo cambian el color del tornasol

azul a rojo.

Los ácidos reaccionan con ciertos

metales como el Zn, Fe y el Mg,

produciendo hidrógeno.

Bases Las bases tienen sabor amargo

Las bases se sienten jabonosas al

tacto. Por ejemplo los jabones en

general tienen bases

Las bases producen cambios de color

en los pigmentos vegetales, por

ejemplo cambian el color del tornasol

de rojo a azul

Las disoluciones acuosas de las bases

conducen la electricidad

TEORÍAS DE ÁCIDOS Y BASES

Arrhenius Bronsted-Lowry Lewis

Ácido

Sustancia que disuelta en

agua da cationes de

hidrógeno:

anión + H+

Es un donador de protones,

dado que dona un protón,

H+

Sustancia capaz de aceptar

y compartir un par de

electrones

Base

Sustancia que disuelta en

agua da aniones de

oxidrilo:

catión + OH-

Es un receptor de protones,

H+

Sustancia capaz de donar y

compartir un par de

electrones

EJEMPLOS

Arrhenius H2O

HCl (g) H+ (ac) + Cl

- (ac)

H2O

NaOH(s) OH- (ac) + Na

+ (ac)

Bronsted-Lowry

HCl (ac) + H2O (l) H3O+

(ac) + Cl- (ac)

ácido base ácido conjugado base conjugada

NH3(ac) + H2O (l) NH4+

(ac) + OH- (ac)

base ácido ácido conjugado base conjugada

Existe una relación entre las fuerzas de un par conjugado determinado, en general, mientras

más fuerte es el ácido más débil será su base conjugada, mientras más fuerte sea la base

más débil será su ácido conjugado.

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Año 2010 Página 4

Lewis

CO2(ac) + H2O (l) H2CO3 (ac)

Ácido

electrófilo

Base

nucleófilo

AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA: pH, pOH, pKw

El agua es un electrolito extremadamente débil y está muy poco disociado en sus iones. La

autoionización del agua se puede representar mediante la siguiente reacción:

H2O H+ + OH

–

H2O + H2O H3O+ + OH

–

La expresión de la constante de equilibrio para esta reacción se la puede expresar como:

OH

OH OHK

2

3

Considerando que la densidad del agua es 1 g/cm3: la concentración del agua es un valor

constante de 55,5 mol/l, Así la constante de ionización del agua o producto iónico del agua

(Kw) es:

Kw = [H+] [OH

-] = 1x10

-14 (t = 25 º C)

De acuerdo con la teoría clásica de la ionización electrolítica desarrollada por Arrenhius, los

electrolitos disueltos en agua, se disocian directamente en partículas cargadas (positivas y

negativas) llamadas iones. Para Química Analítica, son de gran interés aquellos electrolitos

cuyos iones provocan que la disolución sea ácida ó básica.

Cuando la concentración de iones hidronios y de oxhidrilos es la misma, la solución es

neutra.

[H3O+] = [OH

-] = 1x10

-7

Cuando se añade un ácido al agua pura (neutra) aumenta concentración de iones hidronios,

y ello da lugar a soluciones ácidas.

[H3O+] > [OH

-]

Cuando se añade una base al agua pura (neutra) aumenta la concentración de oxhidrilos, y

ello da origen a soluciones básicas.

[H3O+] < [OH

-]

Sustancias como el agua, que pueden actuar como ácido o como base, se denominan

anfipróticas o anfóteras: por ejemplo HCO3-, HS

-, NH3

Concepto “p”: pH, pOH y pK

Como el uso de números tales como 1x10-7

y 1x10-32

, es engorrosa e incómoda, la acidez o

alcalinidad de una solución se expresa comúnmente en una escala logarítmica por medio de lo

que se llama pH.

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Año 2010 Página 5

El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de

iones o cationes hidrógeno [H+] presentes en determinada sustancia. El término significa

potencial de hidrógeno. Este fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió

como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno.

Esto es:

pH = - log [H+] ó pH = - log [H3O+]

Las soluciones ácidas y básicas, a 25ºC pueden identificarse por sus valores de pH:

Ácidas: [H+] > 1x10-7M => pH < 7,0

Neutras: [H+] = 1x10-7M => pH = 7,0

Básicas: [H+] < 1x10-7M => pH > 7,0

Con el - log [OH-] se puede obtener el pOH, análogo al pH. Así el pOH se define como:

pOH= - log[OH-]

Por lo tanto,

log Kw = log [H+] + log [OH–]

–14 = log [H+] + log [OH–]

14 = –log [H+] – log [OH–]

pH + pOH = 14

ÁCIDOS Y BASES FUERTES

Los ácidos fuertes son los que se ionizan por completo en agua. En solución diluida, una

molécula de un ácido fuerte dona su protón o protones para formar iones hidronio.

HCl + H2O Cl - + H3O

+

Ácido Base Base

conjugada

Ácido

conjugado

Las bases fuertes son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en agua. Los

hidróxidos de los metales alcalinos y los de algunos metales alcalinotérreos son bases

fuertes.

H2O

NaOH Na +

+ -OH

ÁCIDOS Y BASES DÉBILES

Según las disociaciones que presente, el ácido puede clasificarse como monoprótico,

diprótico o poliprótico, de la misma forma se clasifican las bases.

Ácidos débiles monopróticos:

La mayoría de los ácidos son débiles, y por lo tanto, se ionizan sólo en forma limitada en el

agua. En el equilibrio, las disoluciones acuosas de los ácidos débiles contienen una mezcla

de moléculas del ácido sin ionizar, iones H3O+ y la base conjugada.

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Año 2010 Página 6

Consideremos un ácido monoprótico débil, HA. Su ionización en agua es:

HA + H2O H3O+ + A

-

Ácido Base Ácido

conjugado

Base conjugada

La expresión del equilibrio para esta ionización es:

HA

A OHKa

-

3

Donde Ka se denomina constante de ionización ácida o constante de equilibrio para la

ionización de un ácido.

TEN PRESENTE QUE: Cuanto mayor sea Ka, el ácido será más fuerte, es decir,

mayor concentración de iones H+ en el equilibrio debido a su ionización. Sólo los

ácidos débiles tienen valores de Ka asociados a ellos.

Bases Débiles monopróticas:

Al igual que los ácidos débiles, las bases débiles también son electrolitos débiles. El

amoniaco es una base débil. En agua se ioniza de forma limitada.

NH3 + H2O NH4+ +

-OH

base ácido Ácido

conjugado

Base

conjugada

La constante de equilibrio está dada por:

3

4

NH

OH NHKb

La constante Kb se denomina constante de ionización básica. Cuanto mayor sea Kb, la

base será más fuerte.

Con frecuencia se emplea el pKa o pKb, para definir la fuerza de un ácido o una base. Por

ejemplo, un ácido cuya constante de ionización sea 1x10-5

, tiene un pK=5. De igual forma, si el

Kb es la constante de disociación de una base:

pKb = - log Kb

GRADO DE IONIZACIÓN

Como se ha visto, la magnitud de Ka indica la fuerza de un ácido. Otra forma de medir la

fuerza de un ácido es mediante su porcentaje de ionización, que se define como:

x100acido del inicialión concentrac

equilibrio elen ionizado ácido delión ConcentracIonización %

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Año 2010 Página 7

Cuanto más fuerte es un ácido, mayor será su porcentaje de ionización. Para un ácido

monoprótico HA, la concentración del ácido que se ioniza es igual a la concentración de iones

H+ o a la concentración de iones A

- en el equilibrio. Por lo tanto, se puede escribir el porcentaje

de ionización como:

x100HA

HIonización %

0

ÁCIDOS DIPRÓTICOS Y POLIPRÓTICOS

El tratamiento de los ácidos dipróticos y polipróticos es más complicado que el de los

ácidos monopróticos porque estas sustancias pueden ceder más de un ión hidrógeno por

molécula.

Estos ácidos se ionizan por etapas, es decir, pierden un protón cada vez. Se puede escribir

una expresión de la constante de ionización para cada etapa de ionización. Como consecuencia,

a menudo deben utilizarse dos o más expresiones de la constante de equilibrio para calcular las

concentraciones de las especies en disolución del ácido.

Por ejemplo para el ácido carbónico, H2CO3, se escribe

H2CO3 (ac) H+

(ac) + CO3

- (ac)

32

3

1COH

CO HKa

HCO3

-(ac) H

+ (ac) + CO3

= (ac)

3

3

2HCO

CO HKa

Tenga presente que la base conjugada de la primera etapa de la ionización se convierte en

el ácido de la segunda etapa de ionización.

Para un ácido en particular, la primera constante de ionización es mucho mayor que la

segunda, y así sucesivamente. Esta tendencia es lógica ya que es más sencillo quitar un ión H+

de una molécula neutra que quitar otro H+ de un ión cargado negativamente derivado de la

misma molécula.

Tabla Nº1. Ácidos y Bases fuertes usuales en disolución acuosa

Ácidos fuertes Bases Fuertes

HCl (ácido clorhídrico) KOH (hidróxido de sodio)

HBr (ácido bromhídrico) LiOH ( hidróxido de litio)

HI (ácido iohídrico) NaOH (hidróxido de sodio)

HNO3 (ácido nítrico) Ba(OH)2 (hidróxido de bario)

HClO4 (ácido perclórico)

H2SO4 (ácido sulfúrico)

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Año 2010 Página 8

Tabla Nº2. Algunos Ácidos y Bases débiles más comunes en disolución acuosa

Ácidos débiles Bases Débiles

CH3COOH (ácido acético) NH3 (amoniaco)

C6H5COOH (ácido benzóico) C6H5NH2 (anilina)

HIO3 (ácido iódico) C2H5NH2 (etilamina)

H2SO3 (ácido sulfuroso) C5H5N (piridina)

H3PO4 (ácido fosfórico) CO(NH2)2 (urea)

HCN (ácido cianhídrico) Y todas las bases conjugadas de los ácidos

débiles monopróticos. HF (ácido fluorhídrico)

HCOOH (ácido fórmico)

HNO2 (ácido nitroso)

H2CO3 (ácido carbónico)

C2H5COOH (ácido propinóico)

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Amortiguadores o también disoluciones amortiguadoras, o sistemas tampón o buffers,

son aquellas disoluciones cuya concentración de hidronios apenas varía al añadir 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 amortiguadores más 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

Un buffer o tampón es una mezcla de un ácido débil y una base débil la cual se puede obtener

mezclando:

a) un ácido débil con una de sus sales. “tampón ácido”, puesto que el anión del ácido es

una base débil.

b) También se puede preparar la solución tampón mezclando una base débil con una de sus

sales “tampón básico”.

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Año 2010 Página 9

El ácido débil reacciona con cualquier cantidad de –OH agregado, mientras que el papel de la

base débil es consumir el H+ que pueda haberse introducido. Esto impide que se perturbe en

mayor grado el equilibrio H2O H+ + OH

- y del cual depende el pH de la solución.

Por ejemplo si se tiene la siguiente reacción para un tampón ácido:

HA H+ +

A-

La estabilización del pH por acción de una solución tampón se puede explicar al despejar [H+]

HA

A HKa

=> -

A

HA KaH =

sal

ácido KaH

Esta es la ecuación que se usa para cualquier tampón ácido. Puesto que Ka es una valor

constante, se deduce que [H+] depende totalmente de la razón de la concentración del ácido,

HA, a la concentración de la base, A-. Una vez establecida la razón, se puede determinar el pH

de la solución.

Para un tampón básico, por ejemplo, NH3 (amoniaco) y NH4Cl, (cloruro de amonio) la

expresión es semejante, el amoniaco es la base débil y el cloruro de amonio es su sal.

NH3 + H2O NH4+ +

-OH

base ácido Ácido conjugado Base conjugada

3

4

NH

OH NHKb =>

4

3

NH

NH KbOH =

sal

base KbOH

Además el pH de una solución amortiguadora se puede conocer mediante la ecuación

de Henderson-Hasselbalch cuando en una disolución están disueltos dos solutos que

contienen el mismo ión (catión o anión) denominado ión común.

Por ejemplo, consideremos el pH de una disolución que contiene un ácido débil, HA y

una sal soluble del ácido, por ejemplo, NaA.

Se comienza por escribir:

HA (ac) H2O (l) H3O

+ (ac) + A

-(ac)

O simplemente: HA H

+ + A

-

La constante de ionización Ka, está dada por:

HA

A HKa

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Año 2010 Página 10

Se reordena la ecuación en función de la concentración del ión hidrógeno y se obtiene:

-

A

HA KaH

Al tomar el logaritmo negativo de ambos lados de la ecuación, se tiene:

-

A

HA log- logKaHlog

O

HA

A log logKaHlog

-

Así que

HA

A log pKapH

-

Ecuación de Henderson Hasselbalch

La forma más general de esta ecuación es:

ácido

conjugada base log pKapH

REGULADORES FISIOLÓGICOS

La concentración de protones es una de las constantes del medio interno que se mantiene

dentro de límites muy estrechos, porque los cambios del pH provocan graves trastornos en el

metabolismo. Para controlar el equilibrio ácido-base del medio interno, los seres vivos disponen

de un conjunto de sistemas amortiguadores: los amortiguadores fisiológicos.

Podemos clasificar los amortiguadores fisiológicos en dos grupos: los inorgánicos y los

orgánicos. Entre los amortiguadores inorgánicos más importantes están el sistema fosfato

monoácido/diácido, el sistema ácido carbónico/bicarbonato, amoníaco y sales amónicas.

Entre los amortiguadores orgánicos más importantes se encuentran los aminoácidos y

proteínas y el sistema hemoglobina reducida/oxihemoglobinato.

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Año 2010 Página 11

LECTURA Nº1. ANTIÁCIDOS Y EL BALANCE DEL pH EN EL ESTÓMAGO

Un adulto promedio produce entre 2 y 3L de jugo gástrico. El jugo gástrico es un fluido

digestivo delgado y ácido, secretado por las glándulas de la membrana mucosa que envuelve al

estomago. El pH del jugo gástrico es aproximadamente de 1.5, que corresponde a una

concentración de ácido clorhídrico de 0.03M, ¡una concentración tan alta como para disolver

zinc metálico!

El propósito de un medio tan ácido dentro del estómago es digerir los alimentos y activar ciertas

enzimas digestivas. Al comer se estimula la secreción de iones H+. Una pequeña fracción de

estos iones se reabsorbe por la mucosa, lo que provoca diminutas hemorragias. Sin embargo, si

el contenido de ácido es demasiado alto, la afluencia constante de los iones H+ a través de la

membrana de regreso al plasma sanguíneo puede causar contracción muscular, dolor,

hinchazón, inflamación y sangrado.

Con un antiácido se reduce temporalmente la concentración de los iones H+ en el estómago. La

función principal de los antiácidos es neutralizar el exceso de HCl en el jugo gástrico. Las

reacciones por medio de las cuales se neutraliza el ácido estomacal son las siguientes:

NaHCO3(ac)

+ HCl(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) + CO2(g)

CaCO3(s) + 2HCl(ac) →CaCl2(ac) + H2O(l) + CO2(g)

Mg(OH)2(s)

+ 2HCl(ac) →MgCl2(ac) + 2H2O(l)

La mucosa del estómago también se daña por la acción de la aspirina, cuyo nombre químico es ácido acetilsalicílico. La aspirina es un ácido moderadamente débil.

En presencia de una gran de iones H+ en el estómago, este ácido

permanece casi sin ionizar. El ácido acetilsalicílico es una molécula

relativamente no polar y, como tal, tiene la capacidad de penetrar las

barreras de las membranas, que también están hechas de moléculas no

polares. Sin embargo, dentro de la membrana hay muchas pequeñas

cavidades de agua lo que puede ocasionar un sangrado.

Por cada tableta de aspirina que se toma, se pierden

alrededor de 2mL de sangre, una cantidad que por lo

general no se considera dañina. Sin embargo la acción de la

aspirina puede desencadenar sangrados importantes en

algunos individuos. Es interesante observar que la

presencia de alcohol hace que el ácido acetilsalicílico sea

todavía más soluble en la membrana y, por consiguiente,

favorece el sangrado. Tomado de: CHANG, Raymond.

Química Séptima edición. Ed. Mac Graw Hill

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Año 2010 Página 12

LECTURA Nº2. ¿CUÁL ES EL SISTEMA AMORTIGUADOR QUE USA LA SANGRE PARA MANTENER EL PH EN 7,35 APROXIMADAMENTE?

El sistema amortiguador que usa la sangre para mantener el pH en 7,35 aprox. es el sistema

ácido carbónico-bicarbonato. El ácido carbónico, H2CO3, y el ión bicarbonato, HCO3- son un

par conjugado ácido-base. Además, el ácido carbónico se puede descomponer en dióxido de

carbono y agua. Los equilibrios importantes de este sistema amortiguador son:

H+

(ac) + HCO3-

(ac) H2CO3(ac) H2O(l) + CO2(g)

Los órganos principales que regulan el pH del sistema amortiguador ácido carbónico-

bicarbonato son los pulmones y los riñones. Ciertos receptores cerebrales son sensibles a la

concentración de H+

y CO2 en los fluidos corporales. Cuando la concentración de CO2 sube, los

receptores activan un reflejo para que la respiración sea más rápida y profunda, con lo que

aumenta la rapidez de eliminación de CO2 de los pulmones. Los riñones sirven para absorber o

liberar H+

y HCO3- gran parte del exceso de ácido sale del cuerpo en la orina, cuyo pH normal

es de 5.0 a 7.0.

ACTIVIDADES PROPUESTAS EN CLASES

1) La concentración de iones -OH en cierta disolución amoniacal para limpieza doméstica

es 0,0025 mol/l. Calcule la concentración de los iones H+

2) La concentración de iones H+ en una botella de un vino de mesa fue de 3,2x10-4

mol/l,

inmediatamente después de haberla destapado. Sólo se consumió la mitad del vino. Se

encontró que la otra mitad, después de haber permanecido expuesta al aire durante un

mes, tuvo concentración de iones hidrógeno igual a 1,0x10-3

mol/l. Calcule el pH del

vino en las dos ocasiones.

3) La concentración de iones OH- de una muestra sanguínea es 2,5x10

-7 mol/l. ¿Cuál es el

pH de la sangre?

4) Calcule el pH de a) una disolución 1,0x10-3 mol/l de HCl y b) una disolución 0,020

mol/l de Ba(OH)2

5) Calcule el pH de una disolución 0,50 mol/l de HF a 25°C.

6) Calcule el pH de una disolución 0,050 mol/l

7) El pH de una disolución 0,10 mol/l de ácido fórmico (HCOOH) es 2,39. ¿Cuál es la Ka

del ácido?

8) ¿Cuál es el pH de una disolución 0,40 mol/l de amoniaco (NH3)

9) Calcule el pH de una disolución 0,036 mol/l de ácido nitroso (HNO2). ¿Cuál es su

porcentaje de ionización?

10) El ácido oxálico (C2H2O4) es una sustancia venenosa que se utiliza sobre todo como

agente blanqueador y limpiador. Calcule las concentraciones de todas las especies

presentes en el equilibrio de una disolución 0,10 mol/l

11) Calcule el pH de una disolución que contiene CH3COOH 0,20 mol/l y CH3COONa 0,30

mol/l. ¿cuál sería el pH de la disolución de CH3COOH 0,20 mol/l si la sal no estuviera

presente?

12) ¿Cuáles de las siguientes disoluciones son sistemas reguladores? a) KH2PO4/H3PO4, b)

NaClO4/HClO4, c) C5H5N/C5H5NHCl

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Año 2010 Página 13

13) Calcular [H+] y el pH de una mezcla reguladora formada por 0,2 mol de ácido acético,

CH3COOH y 0,4 mol de acetato de sodio, CH3COONa, disueltos en un litro de agua, Ka

= 1,8x10-5

14) Calcular [H+] y el pH de una mezcla reguladora formada por 0,25 mol de ácido acético,

CH3COOH y 0,40 mol de acetato de sodio, CH3COONa, disueltos en un litro de agua,

Ka = 1,8x10-5

15) ¿Cuál es el pH de una solución 0,100 mol/l de ácido nitroso, HNO2 y 0,05 mol/l en

nitrito de sodio, NaNO2? Ka = 4,5x10-4

16) ¿Cuál es el pH de una solución 0,030 mol/l de amoniaco, NH3 acuoso y 0,060 mol/l en

nitrato de amonio, NH4NO3? Kb = 1,8x10-5

17) Usando ácido acético y acetato de sodio, ¿cómo prepararía una solución reguladora que

tenga un pH de 5,0?

a) Calcule el pH de un sistema amortiguador que contiene CH3COOH 0,1 mol/l y

CH3COONa 1,0 mol/l.

b) ¿Cuál es el pH del sistema amortiguador después de agregar 0,10 mol de HCl a

1,0 litro de disolución. Suponga que el volumen de la disolución no cambia con

el HCl añadido.

18) Calcule el pH del sistema amortiguador formado por NH3 0,30 mol/l / NH4Cl 0,36

mol/l. ¿Cuál es el pH del sistema amortiguador después de añadir 20 ml de NaOH 0,050

mol/l a 80 ml de la disolución.

19) Describa como prepararía una disolución reguladora de fosfatos que tenga un pH

aproximado de 7,40

20) ¿Cómo prepararía un litro de un sistema amortiguador de carbonatos de pH 10,10?. Se

le proporciona ácido carbónico (H2CO3), hidrógeno carbonato de sodio (NaHCO3) y

carbonato de sodio, (NaCO3)

ACTIVIDADES PROPUESTAS PARA EJERCITAR

1. Realice las lecturas correspondientes a los amortiguadores fisiológicos anexas al final

de esta guía de estudio.

2. Existe dos grandes tipos de trastornos ácido-base. ¿Cuáles son?

3. ¿Cómo ocurre la acidosis metabólica?

4. ¿cúal es el cuadro clínico de la acidosis metabólica?

5. ¿cómo ocurre la alcalosis metabólica?, ¿cuál es su cudro clínico?

6. ¿Cómo ocurre la acidosis respiratoria?, ¿cuál es su cuadro clínico?

7. ¿Cómo ocurre la alcalosis respiratoria?, ¿cuál es su cuadro clínico

8. Calcular [OH-] en una solución en donde [H

+] es 5,0x10

-4.

R= 0,5x10-10

mol/l

9. ¿Cuál es la [H+] de una solución 0,001 mol/L, si el HCl está completamente ionizado de

acuerdo con la ecuación HCl => H+ + Cl

-. ¿Cuál es el pH?, Cuál es el pOH?, ¿Cuál es

la [OH-]?

R= 0,001 mol/l; 3; 11; 1x10-11

mol/l

10. ¿Cuál es el pH de una solución si [H+] es (a) 2x10

-3; (b) 5x10

-9; (c) 1x10

-3 mol/L?

R= 2,70; 8,301; 3

11. Calcular el pH de las soluciones de NaOH con las concentraciones (a) 1,0 M, (b) 0,40

M; (c) 4,5x10-3

M

R= 14; 13,60; 11,653

12. Determinar (a) la [H+] y la [OH

-] del ácido acético, CH3COOH, 0,200 M que está

ionizado en un 1,5%; (b) el pH y el pOH.

R= 3,3x10-3

mol/l; 2,52; 11,48

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Año 2010 Página 14

13. Calcular (a) la [OH-] y la [H

+] en una disolución de amoníaco, NH3 0,020 M que está

ionizada en un 4%; (b) el pH y el pOH.

14. R= 8x10-4

mol/l; 1,25x10-11

mol/l; 10,9; 3,1

15. (a) ¿Cuál es la concentración del ión hidrógeno, [H+], en una solución de pH 3,0? (b)

¿Cuál es la concentración del ión hidróxido, [OH-], en una solución de pH = 8,40?

R= 1x10-3

mol/l; 2,5x10-6

mol/l 16. Calcular la constante de ionización de una solución de ácido acético 0,01 M que tiene

un grado de disociación de 4,2%.

R= 1,8x10-5

17. Calcular [H

+]; [CH3COO

-] y el pH de una solución de 0,2 M de ácido acético.

R= 1,9x10-3 mol/l; 2,72 18. A 25°C una solución 0,001 M de amoníaco, NH3, está ionizada en un 13%. Calcular la

concentración molar de las diferentes especies en equilibrio y la constante de ionización

para el amoníaco.

R= NH4+ = OH

- =13x10

-5; NH3=0,00087M; Ka = 1,9x10

-5

19. Una solución 0,2 M de ácido propiónico, C2H5COOH, tiene una concentración de iones

hidrógeno 1,7x10-3

M. ¿Cuál es el valor de la constante Ka para el ácido propiónico?

R= 1,5x10-5

20. Calcular pH si [H3O+] es :

a) 1 x 10-2 b)3,5 x 10-5 c)1 x 10-8 d) 0,5 x 10-3

21. ¿Qué valores tienen a) la concentración del H+ ; b) el pH ; c) la concentración de OH- y

el pOH de una solución de HCl 0,001 M?

22. ¿Cuáles son los valores de a) [H+] ; b) [OH-] ; c) pH y d) pOH de una solución de

H2SO4 3 x 10-4 M?

23. ¿Cuál es la concentración de H+ en una solución de HNO3 cuyo pH es 2.087?

24. El ácido oxálico (C2H2O4) es una sustancia venenosa que se utiliza sobre todo como

agente blanqueador y limpiador. Calcule las concentraciones de todas las especies

presentes en el equilibrio de una disolución 0,20 mol/l

25. ¿Cuál es el pH de una disolución que contiene HCOOH 0,30 mol(l y HCOOK 0,52

mol/l?

26. ¿Cuáles de las siguientes disoluciones son sistemas reguladores? a) KF/HF, b)

KBr/HBr, c) Na2CO3/NaHCO3

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Año 2010 Página 15

REFERENCIAS

- Chang, R. (1999). Química. México: Mc Graw Hill. Sexta edición.

- Garzón, G. (1997). Química General. Colombia: Mc Graw Hill. Segunda edición

- Gillespie, R., Beltrán, A. (1988). Química. Editorial Reverte, S.A

- Jimenez, J., Macarulla, J. (1975). Fisicoquimica fisiológica. España:

Interamericana. Cuarta edición.

ANEXO 1. FORTALEZA DE LAS ESPECIES CONJUGADAS

Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada: y viceversa, cuanto más débil es

un ácido, más fuerte es su base conjugada.

Tabla. 3. Fortaleza de las especies conjugadas

Fu

erza

áci

da c

recie

nte

Ácido Base

conjugada

Fu

erza

básic

a cre

cien

te

Muy fuertes

H2SO4 HSO4-

Extremadamente débiles

HCl Cl-

HNO3 NO3-

fuertes

H3O+ H2O

Muy débiles

HSO4- SO2

=

Medianamente

fuertes

H3PO4 H2PO4-

Débiles

CH3COOH CH3COO-

Débiles

NH4+ NH3 Medianamente

fuertes HCO3

- CO3

=

Muy débiles

HPO4= PO4

-3

Fuertes

H2O OH-

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Año 2010 Página 16

ANEXO 2. Tabla 4. Constantes de disociación de algunos ácidos en agua a 25ºC

Reacción de transferencia de protón Ka PKa

Ácido Base conjugada

Ácido perclórico HClO4 + H2O H3O+ + ClO4

- Muy grande -

Ácido clorhídrico HCl + H2O H3O+ + Cl

- Muy grande -

Ácido sulfúrico H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4

- Muy grande -

Ácido nítrico HNO3 + H2O H3O+ + NO3

- Muy grande -

Ión hidrógeno H3O+ + H2O H3O

+ + H2O 1,0 0,0

Ácido sulfuroso SO2 + 2H2O H3O+ + HSO3

- 1,5x10

-2 1,8

Ión hidrogenosulfato HSO4- + H2O H3O

+ + SO4

= 1,2x10

-2 1,9

Ácido fosfórico H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4

- 7,5x10

-3 2,1

Ácido fluorhídrico HF + H2O H3O+ + F

- 3x5x10

-4 3,5

Ácido acético CH3CO2H + H2O H3O+ + CH3CO2

- 1,8x10

-5 4,7

Ácido carbónico CO2 + H2O H3O+ + HCO3

- 4,3x10

-7 6,4

Sulfuro de hidrógeno H2S + H2O H3O+ + HS

- 9,1x10

-8 7,0

Ión dihidrógenofosfato H2PO4- + H2O H3O

+ + HPO4

= 6,2x10

-8 7,2

Ácido hipocloroso HOCl + H2O H3O+ + OCl

- 3,1x10

-8 7,5

Ión amonio NH4+ + H2O H3O

+ + NH3 5,6x10

-10 9,3

Ácido cianhídrico HCN + H2O H3O+ + CN

- 4,9x10

-10 9,3

Ión hidrogenofosfato HPO4= + H2O H3O

+ + PO4

-3 2,1x10

-13 12,4

agua H2O + H2O H3O+ + OH

- 1,8x10

-16 15,8

Acido Conjugado Base

ANEXO 3. Tabla Nº5. Algunos valores comunes del pH

Sustancia/Disolución pH Sustancia/Disolución pH

Disolución de HCl

(1 mol/l) 0,0

Leche 6,5

Jugo gástrico 1,5 Agua pura 7,0

Jugo de limón 2,4 Saliva humana 6,5 a 7,4

Refresco de cola 2,5 Sangre 7,35 a 7,45

Vinagre 2,9 Agua de mar 8,0

Jugo de naranja o

manzana 3,0

Jabón de manos 9,0 a 10,0

Cerveza 4,5 Amoníaco 11,5

Café 5,0 Hipoclorito de sodio 12,5

Té 5,5 Hidróxido sódico 13,5 a 14

Lluvia ácida < 5,6 Saliva (pacientes con

cáncer)

4,5 a 5,7

Orina 5,5-6,5

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72

* TABLAS de CONSTANTES

1. Constantes de disociación como ácido a 25°CÁcido Fórmula Ka1 pKa1 Ka2 pKa2 Ka3 pKa3

1-Butanóico CH3CH2CH2COOH 1.52 x 10-5 4.81Acético CH3COOH 1.75 x 10-5 4.75Acetil Salicílico C9H8O4 3.49Arsénico H3AsO4 5.8 x 10-3 2.23 1.1 x 10-7 6.95 3.2 x 10-12 11.49Arsenioso H3AsO3 5.1 x 10-10 9.29Benzoico C6H5COOH 6.28 x 10-5 4.20Biftalato de potasio C8H5KO4

Bórico H3BO3 5.81 x 10-10 9.23Carbónico H2CO3 4.45 x 10-7 6.35 4.69 x 10-11 10.32Cianuro deHidrógeno

HCN 6.2 x 10-10 9.20

Cítrico HO2C(OH)C(CH2CO2H)2 8.4 x 10-4 3.08 1.8 x 10-5 4.74 4.0 x 10-6 5.4Cloroacético CICH2COOH 1.36 x 10-3 2.86Fenol C6H5OH 1 x 10-10 10Fluoruro deHidrógeno

HF 6.8 x 10-4 3.16

Fórmico HCOOH 1.80 x 10-4 3.74Fosfórico H3PO4 7.11 x 10-3 2.14 6.32 x 10-8 7.19 4.5 x 10-13 12.34Fosforoso H3PO3 3 x 10-2 1.52 1.62 x 10-7 6.79Fumárico trans-HOOCCH: CHCOOH 8.85 x 10-4 3.05 3.21 x 10-5 4.49Glicólico HOCH2COOH 1.47 x 10-4 3.83Hidrazoico HN3 2.2 x 10-5 4.65Hipocloroso HOCl 3.0 x 10-8 7.52Ion amonio NH4+ 5.70 x 10-10 9.24Ion anilinio C6H5NH3+ 2.51 x 10-5 4.60Ion dimetil amonio (CH3)2NH2+ 1.68 x 10-11 10.77Ion etanol amonio HOC2H4NH3+ 3.18 x 10-10 9.49Ion etil amonio C2H5NH3+ 2.31 x 10-11 10.63Ion etilén amonio +H3NCH2CH2NH3+ 1.42 x 10-7 6.84 1.18 x 10-10 9.92Ion hidrazinio H2NNH3+ 1.05 x 10-8 7.97Ion hidroxil amonio HONH3+ 1.10 x 10-6 5.95Ion metil amonio CH3NH3+ 2.3 x 10-11 10.63Ion piperidinio C5H11NH+ 7.50 x 10-12 11.12Ion piridinio C5H5NH+ 5.90 x 10-6 5.22Ion trimetil amonio (CH3)3NH+ 1.58 x 10-10 9.80Láctico CH3CHOHCOOH 1.38 x 10-4 3.86Maleico cis-HOOCCH: CHCOOH 1.3 x 10-2 1.88 5.9 x 10-7 6.22Málico HOOCCHOHCH2COOH 3.48 x 10-4 3.45 8 x 10-6 5.09Malónico HOOCCH2COOH 1.42 x 10-3 2.84 2.01 x 10-6 5.69Mandélico C6H5(CHOHCOOH) 4.0 x 10-4 3.39Nitroso HNO2 7.1 x 10-4 3.14o-Ftálico C6H4(COOH)2 1.12 x 10-3 2.95 3.91 x 10-6 5.40Oxálico HOOCCOOH 5.60 x 10-2 1.25 5.42 x 10-5 4.26Peróxido dehidrógeno

H2O2 2.2 x 10-12 11.65

Periódico H2IO6 2 x 10-2 1.69 5 x 10-9 8.30Pícrico (NO2)3C6H2OH 4.3 x 10-1 0.36Pirúvico CH3COCOOH 3.2 x 10-3 2.49Propanoico CH3CH2COOH 1.34 x 10-5 4.87Salicílico C6H4(OH)COOH 1.06 x 10-3 2.97Succínico HOOCCH2CH2COOH 6.21 x 10-5 4.20 2.31 x 10-6 5.63Sulfámico H2NSO3H 1.03 x 10-1 0.98Sulfúrico H2SO4 Fuerte 1.02 x 10-2 1.99Sulfuro de hidrógeno H2S 9.6 x 10-8 7.01 1.3 x 10-14 13.88Sulfuroso H2SO3 1.23 x 10-2 1.91 6.6 x 10-8 7.18Tartárico HOOC(CHOH)2COOH 9.20 x 10-4 3.03 4.31 x 10-5 4.36Tiociánico HSCN 0.13 0.88Tiosulfúrico H2S2O3 0.3 0.52 2.5 x 10-2 1.60Tricloroacético Cl3CCOOH 3 - 0.47Yódico HIO3 1.7 x 10-1 0.76

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Buffers 5

1.- FOSFATO MONOSUSTITUIDO/FOSFATO DISUSTITUIDO (H2PO4-/HPO4=) El ácido fosfórico (H3PO4), además de formar parte de numerosos compuestos orgánicos (ácidos nucleicos, fosfolípidos, azúcares, etc.) también se encuentra en forma libre, aunque en pequeña proporción. La concentración de iones fosfato en el plasma sanguíneo es de unos 2 mEq/litro. El ácido fosfórico tiene tres protones disociables según las reacciones (Figura 7): pK1 = 2,12 pK2 = 7,21 pK3 = 12,67

H3PO4 H+ + H2PO4- H+ + HPO4= H+ + PO4≡

Cada forma, molecular o iónica actúa como ácida respecto a la que tiene a su derecha y como básica respecto a la que tiene a su izquierda. Se pueden establecer, por tanto, tres equilibrios de disociación, cada uno con una constante característica a 25ºC: K1 = 5,7 × 10-3 (pK1 = 2,12) ; K 2= 6,2 × 10-8 (pK2 = 7,21) y K3 = 2,2 × 10-13 (pK3 = 12,67). Estos valores indican que el primer H+ se desprende con facilidad aún a pH ácido (a pH = 2,1 la mitad del H3PO4 se ha disociado a H2PO4-), lo que quiere decir que el H3PO4 es un ácido moderadamente fuerte. El pK de la segunda disociación (7,2) es el más próximo al pH del medio interno y por lo tanto, esta segunda disociación es la que tiene lugar reversiblemente en el medio interno, y de ahí su acción amortiguadora. El tercer H+ se disocia en medio muy alcalino (pH = 12,7), y por tanto no tiene interés biológico. A la temperatura del organismo, y teniendo en cuenta la fuerza iónica del plasma en condiciones fisiológicas ordinarias, se acepta generalmente el valor de 6,8 para el pKa de la segunda ionización del fosfato. A partir de este valor se puede calcular la relación de de ambos fosfatos en el plasma a pH 7,4:

log HPO4=

H2PO4- = 7,4 - 6,8 = 0,6 ⇒ HPO4

=

H2PO4- = 4

Como la concentración del HPO4= es cuatro veces superior a la de H2PO4, el sistema es más eficaz para amortiguar ácidos fuertes que para amortiguar bases fuertes, lo cual supone una ventaja biológica, ya que en el organismo predomina la tendencia a las variaciones hacia el lado ácido. Tanto en condiciones normales como en condiciones fisiológicas, las proporciones relativas de las otras dos especies iónicas (H3PO4 y PO4

≡) son despreciables, y no participan en la actividad amortiguadora del sistema.

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Buffers 10

La forma I (totalmente protonada) tiene dos cargas positivas. La forma II tiene una carga neta positiva, la forma III es neutra (una positiva y una negativa) y la forma IV tiene una carga negativa. El punto isoeléctrico de la arginina (forma III) será aproximadamente la semisuma de pK2 y pK3 (pI=10,75). La proporción de moléculas en la forma I (2 cargas positivas) es tan pequeña que puede considerarse como despreciable a la hora de calcular el pI. Las proteínas están formadas por la unión de AA mediante un enlace peptídico. Este enlace se produce entre el grupo COOH de un AA y el grupo NH2 de otro, de forma que desaparecen sus propiedades amortiguadoras. Sin embargo, siempre existirá al menos un grupo amino y un grupo carboxilo terminal, que puedan actuar como amortiguadores. Además hay algunos AA que aportan grupos ionizables en sus cadenas laterales: ácido aspártico y glutámico, arginina, lisina, histidina, etc. La disociación de los grupos ácidos o básicos de estas cadenas laterales presentan unos valores de pK que pueden verse alterados por la influencia de otros grupos ionizables próximos (Figura 18). En la Figura 15 se recogen algunos de estos grupos y sus valores de pK. Es de destacar el pK del AA histidina, que tiene un pI de 7,6 y, por lo tanto, a pH fisiológico será el que presente mayor capacidad amortiguadora. 4.- HEMOGLOBINA REDUCIDA - OXIHEMOGLOBINATO La hemoglobina es una proteína que se encuentra en los glóbulos rojos y es la encargada de transportar el oxígeno por la sangre desde los pulmones a los tejidos. Tiene un grupo prostético denominado hemo, que está unido a un átomo de hierro y que es el responsable del color rojo a la sangre (Figura 19). Las características de la hemoglobina (Hb) como amortiguador están íntimamente vinculadas a la capacidad de disociación del grupo imidazólico de un aminoácido histidina que se encuentra unido al hierro. El pK de este grupo funcional, que es aproximadamente 7, tiene la especial propiedad de modificarse en función de que la molécula de Hb esté oxigenada (HbO2) o reducida (Hb) (Figura 20). La oxihemoglohina (HbO2) es un ácido más fuerte que la Hb reducida (Su pK es menor). En efecto:

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Buffers 9

disociación, resulta que a pH fisiológico, la concentración de la forma catiónica es prácticamente despreciable (una de cada 151.000 moléculas en la forma zwitterión). El segundo grupo en disociarse es el NH3+. Como el pK2 es 9,86, la concentración de la forma aniónica es muy pequeña en comparación con la forma zwitterión (1 molécula en forma aniónica por cada 300 en forma zwitteriónica). El AA se comporta a pH fisiológico como un ácido débil que está disociado al 0,35% (Figura 14). Existe un pH para el cual la carga eléctrica media de la molécula es cero. Este pH se llama punto isoeléctrico (pI). El pI es el pH en el que la molécula se disocia por igual en ambos sentidos, y como equidista de los dos valores de pK, puede obtenerse por su semisuma:

pI = pK1 + pK22

Así, para la glicina (pK1 = 2,34 y pK2 = 9,6, el pI vale 5,97 (Figura 15). Así, a pH = 5,97 la immensa mayoría de las moléculas de glicina estarían en forma de iones híbridos (zwitterión) y no se desplazarían hacia ningún polo al aplicarles un campo eléctrico. Cuando el AA contiene otros grupos ácidos o básicos, el poder amortiguador gana posibilidades. Así, el ácido glutámico tiene tres grupos disociables, cuyos pK son: pK1 = 2,19; pK2 = 4,25 y pK3 = 9,67 (Figura 16):

La forma I (totalmente protonada) tiene una carga neta positiva. La forma II tiene carga neutra (una positiva y una negativa), la forma III tiene una carga negativa y la forma IV tiene dos cargas negativas. El punto isoeléctrico del ácido glutámico (forma II) será aproximadamente la semisuma de pK1 y pK2 (pI = 3,22). La proporción de moléculas en la forma IV (2 cargas negativas) es tan pequeña que puede considerarse como despreciable a la hora de calcular el pI. En el caso del AA arginina existen dos grupos básicos y uno ácido. La disociación de la arginina se esquematiza del siguiente modo, donde pK1 = 1,8; pK2 = 9,2 y pK3 = 12,5 (Figura 17):

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Buffers 8

Este exceso de CO2 se puede compensar fácilmente mediante un aumento de la frecuencia respiratoria. Cuando esto no es posible, la compensación se produce en los riñones, estimulando la secreción de H+ y la reabsorción de HCO3

− (Figura 12). La alcalosis consiste en un aumento de la [OH−] en la sangre (Figura 13). Puede deberse a causas metabólicas (pérdida de ácidos por vómitos o ingestión de bicarbonato o antiácidos para facilitar la digestión) o respiratorias (hiperventilación provocada por la hipoxia en alta montaña, estados de estrés o de ansiedad). Al aumentar la [OH−], el equilibrio se desplaza hacia la derecha porque los OH− se combinan con los H+ para formar agua. Al disminuir la [H+] aumenta la disociación del H2CO3. Al disminuir la [H2CO3] el CO2 disuelto en el plasma se combina con el agua para formar H2CO3. La disminución del CO2 disuelto en la sangre provoca que el CO2 en estado gaseoso en los pulmones se disuelva en el plasma para restablecer el equilibrio, lo que hace disminuir la presión parcial del CO2 gaseoso en los pulmones. La nueva presión parcial del CO2 en los alvéolos pulmonares se puede calcular mediante la Ley de Henry. Esta disminución de la presión parcial del CO2 en los pulmones se puede compensar fácilmente mediante una disminución de la frecuencia respiratoria. A nivel renal, la compensación consiste en una disminución en la secreción de H+ y en una disminución en la reabsorción del HCO3

− plasmático (Figura 13). 3.- AMINOÁCIDOS Y PROTEÍNAS La característica más llamativa de los aminoácidos (AA) es la existencia en una misma molécula de grupos ácidos (capaces de ceder H+) y grupos básicos (capaces de captar H+). Por lo tanto, en medio ácido se comportan como bases, y en medio básico se comportan como ácidos. Las moléculas que presentan esta característica se dice que son anfóteros o anfolitos. Los grupos ácidos y básicos pueden neutralizarse mutuamente, constituyendo una sal interna formada por un ión híbrido (carga positiva y carga negativa), que se llama zwitterion (Figura 14). Si consideramos un AA sencillo (que sólo tiene dos grupos ionizables), éste puede adoptar tres formas iónicas diferentes:

El primer grupo que se disocia es el carboxilo (pK1 = 2,22). Debido a la proximidad del grupo NH3+, el COOH se comporta como un ácido moderadamente fuerte. Si aplicamos la ecuación de Henderson-Hasselbalch al primer equilibrio de

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Buffers 7

proporción entre la forma sal y la forma ácido es de 20, resulta que la [HCO3−] es de 25,6

mEq/l y la [CO2] es de 1,28 mEq/l, lo que se corresponde con una presión parcial de CO2 en los alvéolos pulmonares de 41 mm Hg (Figura 9). ALTERACIONES DEL EQUILIBRIO En condiciones normales, cada uno de los componentes de este sistema amortiguador está presente en la siguiente proporción:

CO2(g) CO2 (d) + H2O H2CO3 HCO3− + H+

41 mm Hg 1,28 mEq/l despreciable 25,6mEq/l El pH normal de la sangre se sitúa entre 7,35 y 7,45, lo que corresponde a una [H+] en torno a 40 nM. Como el pK del tampón bicarbonato es 6,1, bastante alejado del pH normal de la sangre, su eficacia amortiguadora es muy reducida. Sin embargo, su importancia fisiológica es enorme ya que:

• el sistema respiratorio permite controlar la presión parcial de CO2 en los pulmones y compensar en cuestión de minutos los cambios de pH (Figura 10). Si forzamos la respiración, desciende la presión parcial de CO2 en los pulmones y, con ella, la cantidad de CO2 disuelto en sangre. El cociente HCO3

−/CO2 aumenta, al igual que el pH (alcalosis respiratoria). Si retenemos la respiración, aumenta la presión parcial de CO2 en los pulmones, y con ella la cantidad de CO2 disuelto en sangre . El cociente HCO3

−/CO2 disminuye, al igual que el pH (acidosis respiratoria).

• los riñones permiten ajustar la [HCO3−] en el plasma excretándolo cuando está en

exceso y reabsorbiéndolo si es necesario. También pueden excretar un exceso de H+. Estas funciones compensatorias son lentas (entre 12 y 72 horas), por lo que no son capaces de reaccionar ante cambios bruscos (Figura 11).

La acidosis consiste en un aumento de la [H+] en la sangre (Figura 12). Puede deberse a causas metabólicas (práctica de deporte, ayunos prolongados, ingestión de ácidos) o respiratorias (apneas o enfermedades que provocan una reducción del ritmo respiratorio). Al aumentar la [H+], el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (se combinan con el HCO3

−), aumentando la [H2CO3] y, consecuentemente, la [CO2] disuelto en el plasma. Un aumento en el CO2 disuelto en el plasma se traduce en un aumento de la presión parcial del CO2 gaseoso en los pulmones. Se puede calcular la nueva presión parcial del CO2 en los pulmones mediante la Ley de Henry:

P1P2

= CO2 1CO2 2

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2.- ÁCIDO CARBÓNICO - 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 (Figura 8):

CO2(g) CO2 (d) + H2O H2CO3 HCO3− + H+

En los animales con pulmones, el sistema amortiguador ácido carbónico/bicarbonato es especialmente efectivo. Por un lado, el H2CO3 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 (Figura 8). 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 [HCO3

−]. El equilibrio se desarrolla según la siguiente reacción:

CO2 + H2O H2CO3 HCO3− + 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 ecuación de Henderson-Hasselblach que se aplica en este sistema amortiguador es:

pH = 6,1 + log HCO3-

CO2+H2CO3

A un pH fisiológico de 7,4:

HCO3-

CO2+H2CO3 ≈ HCO3

-

CO2 = 20

La [H2CO3] puede considerarse como despreciable frente a la [CO2]. Por lo tanto, serán los cambios en la proporción HCO3

−/CO2 los que darán lugar a una variación del pH. En condiciones normales, el plasma tiene una reserva alcalina (la suma de las formas sal y ácido) de 26,88 miliequivalentes (mEq) de CO2 por litro. Como a pH 7,4 la

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HbH Hb- + H+ (pK = 7,9)

HbO2H HbO2- + H+ (pK = 6,7) Esta propiedad le confiere una eficacia amortiguadora excepcional, que se ve favorecida por el hecho de que la Hb es una proteína muy abundante en la sangre (el 15% del total de proteína). Si consideramos que en el eritrocito el pH interno es 7,3 y aplicamos la ecuación de Henderson-Hasselbalch, se puede calcular fácilmente que para la HbO2, el 80% de las moléculas están en forma disociada y el 20% está en la forma ácida no disociada. En cambio, el 80% de la Hb reducida se encuentra sin disociar, y el 20% está disociada (Figura 21). Esta especial propiedad hace de la Hb un amortiguador extraordinariamente eficaz, puesto que al modificar su pK (liberando O2) puede amortiguar grandes cambios en la proporción sal/ácido sin que apenas se produzcan cambios en el pH (Figura 22). Supongamos que un eritrocito tiene 100 moléculas de HbO2H a pH 7,3 (Figura 22). Como acabamos de ver, habrá 80 moléculas de HbO2¯ y 20 moléculas de HbO2H. Si introducimos 60 moléculas de HCl, los H+ son captados por la forma salina (HbO2¯ para originar la forma ácida (HbO2H). Esto origina un cambio en la proporción sal/ácido de 80/20 a 20/80, lo que se vería reflejado como un cambio en el pH de 7,3 a 6,1. Sin embargo, bastará que la HbO2H elimine 100 moléculas de O2 para convertirse en HbH para que la proporción 20/80 sea compatible con un pH 7,3. En resumen, mediante la liberación de su O2, la Hb ha sido capaz de captar un 60% de H+ sin sufrir ningún cambio en el pH.

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