Unidad II pH

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.



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.



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)


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)


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.


Ácidos Bases HCl(ac) H+

(ac) + Cl-(ac)

CH3COOH(ac) H+(ac) + CH3COO-

(ac)

HOH(ac) H+(ac) + OH-

(ac)


BASE: Se define también como toda sustancia que cede o dona iones hidroxilo, OH-.

NaOH Na+ + OH-


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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