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Ácidos,
Ácidos bases y buffers
La vida de la célula depende en gran medida del grado de acidez y
   basicidad del medio. La estructura         y función de muchos
   componentes celulares dependen del pH.
Es difícil exagerar en el funcionamiento celular, la importancia de
   ácidos y bases, pues participan en innumerables procesos que
   ocurren en los seres vivos. La síntesis de ATP en la fotosíntesis y
   en la respiración, ocurre gracias a la formación de un gradiente de
   pH. La transmisión nerviosa entre neuronas, ocurre a través de la
   interacción entre una molécula de naturaleza básica (el
   neurotransmisor: serotonina dopamina) y una molécula de
                       serotonina,
   naturaleza ácida (el receptor). Asimismo, los ácidos y bases son
   catalizadores en múltiples reacciones (HCl estomacal). Sin dejar
   de mencionar que algunas reacciones enzimáticas ocurren vía
                   q      g
   mecanismos ácido-base. El equilibrio ácido-base de los fluidos
   biológicos depende de la acción de los buffers presentes intra y
   extracelularmente. Además el pH es una variable fisicoquímica
   importante para sistemas como: suelos, agua, microorganismos,
   i     t t          i t                  l          i         i
   plantas y animales, pues determina muchos aspectos de la
   estructura y actividad de las moléculas que los componen,
   regulando así la conducta de esas células. Igual de importante es
   el pH para productos tan diversos como ensilados y algunos
   medicamentos, en los que la magnitud del pH, puede determinar
   su calidad.
Definición de ácidos y bases de Bronsted-Lowry


                Ácido
                Á id es…
“toda aquella sustancia que cede protones
                   (H+)”

       Ácido: HA + H20       H30+ + A-


          pH < 7.0, [H+] > 10-7 molar
Constante de disociación ácida (Ka )
                               (
         HA + H2O       H3O+ + A-

                        +        −
               [ H 3O ][ A ]
         Keq =
           q
               [ HA][ H 2O]
               +    −        +       −
          [ H 3O ][ A ] [ H ][ A ]
     Ka =              =
               [ HA]       [ HA]

            pKa= - log Ka……
Una Base es…
“toda aquella sustancia que acepta protones “
       q                q      p p

        B: + H20        BH+ + OH-
Ejemplos: :NH3, CH3-NH2, CH3COO-,Cl-1
                    NH           Cl

           pH>7.0, [H ] < 10-7 molar
            H>7 0 [H+]       7   l

    Constante de Disociación básica (Kb)

                       +        −
              [ BH ][OH ]
         Kb =        :
                  [B ]
                pKb= - log Kb
• La Fuerza de un ácido o base puede calcularse a
                     partir de:

 a) pH o pOH de la disolución
 b) El grado de disociación del ácido ( )
  )    g                              (α),
    entendido como… “ Número moléculas
   disociadas en una disolución de determinada
   molaridad” α= ([H+]/[HA])* 100
   molaridad”.

 – c) La Ka o Kb
Relación entre Ka y Kb
• Ka x Kb= [B:][H+] x [BH+][OH-] =[H+][OH-]
                      [BH+][OH ] =[H+][OH ]
             [BH+]       [B:]

• Ka x Kb= [A-][H+] x [HA][OH-] =[H+][OH-]
               [HA]       [A-]
Ka*Kb= Kw…. al tomar –log

             pKa + pKb= 14
              K     Kb
Ejercicios
• Calcular el pH de Acético 0 1 molar y
                            0.1
  (α)= 1.35%
• pH = ½ pKa – ½ de l C
   H       K       d log
• α= ([H+]/[HA])*100
•                      Respuesta: pH= 2.88
Buffers
     ó
Amortiguadores
Los sistemas amortiguadores de pH
     (Buffers, tampons), mantienen el pH casi
     (       ,    p   ),              p
                    constante

                                         (a)
Están
                Un ácido débil (HA) y su base ó sal (A-)
Formados
                     Ej: (CH3COOH + CH3COO-)
 por un
“par conjugado”                   (b)
                     Un base débil (B) y su ácido ó sal (BH+)
                                Ej: (NH3 + NH4Cl)
UN PAR CONJUGADO CONSISTE DE…
UN DONADOR DE H+ (HA) Y UN ACEPTOR DE H+ (A-)
REACCIONES QUE OCURREN EN UN BUFFER




  La regulación del pH por un
  buffer es consecuencia de 2
reacciones reversibles tomando
    lugar simultáneamente y
   alcanzando sus puntos de
                    p
   equilibrio, gobernadas por:
           Kw y Ka
ECUACIÓN DE
         HENDERSON-HASSELBACH
                    Ka= [H+][A-]/[HA]
                               ↓
                               ↓




UTILIDAD: Calcular las moles de ácido y base conjugada,
necesarios para preparar un buffer de “X” pH y “Y” molaridad.
LAS CURVAS DE TITULACIÓN PERMITEN IDENTIFICAR
  EL VALOR DEL pKa DE ÁCIDOS Y BASES DÉBILES
OTROS EJEMPLOS DE CURVAS DE TITULACIÓN
Nucleótidos como el ATP y diversos metabolitos de peso molecular
pequeño contribuyen a “bufferear” el citosol. Las vacuolas y el espacio
extracelular
e tracel lar contienen altas concentraciones de b ffers
                                                buffers.

 El grupo R (IMIDAZOL) del aminoácido HISTIDINA es un ácido débil tiene
  un valor de pKa de 6.0 y las proteínas que lo contienen pueden regular
                            pHs cercanos a 7.0
La actividad de las enzimas depende del pH, ellas trabajan mejor a
                          su pH óptimo
BUFFER DE CARBONATOS                G
                                               H
Es el más importante p
            p         para regular el p en el medio
                             g        pH
  extracelular. Está formado por HCO3- y H2CO3
RESPUESTAS: a) En la zona del centro, cerca de 9.6, b) 4/5, c)1 x 10-2 litros, d) pH – pKa = - 2
RESPUESTA: NaH2PO4. H2O, 5.8 g y Na2HPO4, 8.23 g
RESPUESTA:
            CO2 + H2O        H+ + HCO3-
a) El pH de sangre es controlado por buffer de
   HCO3-. D
          Durante l hi
                t la hipoventilación la
                              til ió l
   concentración de CO2 aumenta en los pulmones y
   sangre arterial. Esto desvía el equilibrio a la
   derecha y eleva la concentración de iones H+. El
   pH es diminuido.
b) Durante la hiperventilación ocurre lo contrario.
c) El Lactato es un ácido moderadamente más
   fuerte y por l tanto baja el pH de la sangre y
   f   t        lo t t b j l H d l
   músculo.       Hiperventilación es útil, pues
   remueve H+, subiendo el pH de sangre y tejidos.

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Acidos, Bases y Buffers

  • 2. La vida de la célula depende en gran medida del grado de acidez y basicidad del medio. La estructura y función de muchos componentes celulares dependen del pH. Es difícil exagerar en el funcionamiento celular, la importancia de ácidos y bases, pues participan en innumerables procesos que ocurren en los seres vivos. La síntesis de ATP en la fotosíntesis y en la respiración, ocurre gracias a la formación de un gradiente de pH. La transmisión nerviosa entre neuronas, ocurre a través de la interacción entre una molécula de naturaleza básica (el neurotransmisor: serotonina dopamina) y una molécula de serotonina, naturaleza ácida (el receptor). Asimismo, los ácidos y bases son catalizadores en múltiples reacciones (HCl estomacal). Sin dejar de mencionar que algunas reacciones enzimáticas ocurren vía q g mecanismos ácido-base. El equilibrio ácido-base de los fluidos biológicos depende de la acción de los buffers presentes intra y extracelularmente. Además el pH es una variable fisicoquímica importante para sistemas como: suelos, agua, microorganismos, i t t i t l i i plantas y animales, pues determina muchos aspectos de la estructura y actividad de las moléculas que los componen, regulando así la conducta de esas células. Igual de importante es el pH para productos tan diversos como ensilados y algunos medicamentos, en los que la magnitud del pH, puede determinar su calidad.
  • 3. Definición de ácidos y bases de Bronsted-Lowry Ácido Á id es… “toda aquella sustancia que cede protones (H+)” Ácido: HA + H20 H30+ + A- pH < 7.0, [H+] > 10-7 molar
  • 4. Constante de disociación ácida (Ka ) ( HA + H2O H3O+ + A- + − [ H 3O ][ A ] Keq = q [ HA][ H 2O] + − + − [ H 3O ][ A ] [ H ][ A ] Ka = = [ HA] [ HA] pKa= - log Ka……
  • 5. Una Base es… “toda aquella sustancia que acepta protones “ q q p p B: + H20 BH+ + OH- Ejemplos: :NH3, CH3-NH2, CH3COO-,Cl-1 NH Cl pH>7.0, [H ] < 10-7 molar H>7 0 [H+] 7 l Constante de Disociación básica (Kb) + − [ BH ][OH ] Kb = : [B ] pKb= - log Kb
  • 6. • La Fuerza de un ácido o base puede calcularse a partir de: a) pH o pOH de la disolución b) El grado de disociación del ácido ( ) ) g (α), entendido como… “ Número moléculas disociadas en una disolución de determinada molaridad” α= ([H+]/[HA])* 100 molaridad”. – c) La Ka o Kb
  • 7. Relación entre Ka y Kb • Ka x Kb= [B:][H+] x [BH+][OH-] =[H+][OH-] [BH+][OH ] =[H+][OH ] [BH+] [B:] • Ka x Kb= [A-][H+] x [HA][OH-] =[H+][OH-] [HA] [A-] Ka*Kb= Kw…. al tomar –log pKa + pKb= 14 K Kb
  • 8. Ejercicios • Calcular el pH de Acético 0 1 molar y 0.1 (α)= 1.35% • pH = ½ pKa – ½ de l C H K d log • α= ([H+]/[HA])*100 • Respuesta: pH= 2.88
  • 9. Buffers ó Amortiguadores
  • 10. Los sistemas amortiguadores de pH (Buffers, tampons), mantienen el pH casi ( , p ), p constante (a) Están Un ácido débil (HA) y su base ó sal (A-) Formados Ej: (CH3COOH + CH3COO-) por un “par conjugado” (b) Un base débil (B) y su ácido ó sal (BH+) Ej: (NH3 + NH4Cl)
  • 11. UN PAR CONJUGADO CONSISTE DE… UN DONADOR DE H+ (HA) Y UN ACEPTOR DE H+ (A-)
  • 12. REACCIONES QUE OCURREN EN UN BUFFER La regulación del pH por un buffer es consecuencia de 2 reacciones reversibles tomando lugar simultáneamente y alcanzando sus puntos de p equilibrio, gobernadas por: Kw y Ka
  • 13. ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBACH Ka= [H+][A-]/[HA] ↓ ↓ UTILIDAD: Calcular las moles de ácido y base conjugada, necesarios para preparar un buffer de “X” pH y “Y” molaridad.
  • 14. LAS CURVAS DE TITULACIÓN PERMITEN IDENTIFICAR EL VALOR DEL pKa DE ÁCIDOS Y BASES DÉBILES
  • 15. OTROS EJEMPLOS DE CURVAS DE TITULACIÓN
  • 16. Nucleótidos como el ATP y diversos metabolitos de peso molecular pequeño contribuyen a “bufferear” el citosol. Las vacuolas y el espacio extracelular e tracel lar contienen altas concentraciones de b ffers buffers. El grupo R (IMIDAZOL) del aminoácido HISTIDINA es un ácido débil tiene un valor de pKa de 6.0 y las proteínas que lo contienen pueden regular pHs cercanos a 7.0
  • 17. La actividad de las enzimas depende del pH, ellas trabajan mejor a su pH óptimo
  • 18. BUFFER DE CARBONATOS G H Es el más importante p p para regular el p en el medio g pH extracelular. Está formado por HCO3- y H2CO3
  • 19. RESPUESTAS: a) En la zona del centro, cerca de 9.6, b) 4/5, c)1 x 10-2 litros, d) pH – pKa = - 2
  • 20. RESPUESTA: NaH2PO4. H2O, 5.8 g y Na2HPO4, 8.23 g
  • 21.
  • 22. RESPUESTA: CO2 + H2O H+ + HCO3- a) El pH de sangre es controlado por buffer de HCO3-. D Durante l hi t la hipoventilación la til ió l concentración de CO2 aumenta en los pulmones y sangre arterial. Esto desvía el equilibrio a la derecha y eleva la concentración de iones H+. El pH es diminuido. b) Durante la hiperventilación ocurre lo contrario. c) El Lactato es un ácido moderadamente más fuerte y por l tanto baja el pH de la sangre y f t lo t t b j l H d l músculo. Hiperventilación es útil, pues remueve H+, subiendo el pH de sangre y tejidos.