BUFFER - Medicina Univalle 2014

SOLUCIONES BUFFERS
• Constituidas por un ácido débil y su base
conjugada (sal) permite la adición de ácido
o base sin variar considerablemente el pH.
• La capacidad búffer es máximo una unidad
por encima y por debajo del pK del ácido
débil
pK = valor de pH en el cual
las concentraciones del
ácido y la sal son iguales
TITULACIÓN DEL ACIDO ACETICO CON NaOH
50% y 50%
pKa
NaOH añadido
Ecuación de Henderson-Hasselbach:
pH = pKa + log [ A-] / [HA]
Un amortiguador natural
His
SOLUCION “BUFFER” o AMORTIGUADORA DE pH
“Mantiene constante el pH dentro de un rango determinado”
Ac. acético
Buffer: ACIDO ACETICO + ACETATO DE SODIO
Ac. acético
Ión acetato
Si añadimos por ejemplo NaOH a la solución buffer de Acido
Acético/acetato de sodio se forma H2O
Cuando se añade un ácido fuerte a una solución buffer: la base
Conjugada A- acepta protones de H3O+ para formar ácido
débil HA evitando formación de grandes [ H3O+]
Soluciones
constituidas
por ACIDO
DEBIL y SAL DE
ACIDO DEBIL
Ácido débil
Sal o base
conjugada
LOS SISTEMAS AMORTIGUADORES DE pH (Buffer)
AYUDAN A MANTENER CONSTANTE EL pH
•
Los organismos deben controlar el pH de los
diferentes compartimentos de sus células.
Ej: En el humano el pH de la sangre, debe estar
cercano a 7.4
AMORTIGUADORES → Sistemas químicos
mantienen el pH relativamente constante.
que
Ecuación de “HendersonHasselbalch”
[A-]
pH = pKa + log -------[HA]
pK = - log Ka
Ka = constante de disociación del
ácido débil
Ecuacion de Henderson-Hassebalch
[ A- ]
• pH = pKa + log
[ HA ]
Si [A-]
= [HA] ⇒ pH = pKa
pKa : pH al cual el ácido débil esta
disociado en 50%
CAPACIDAD BUFFER:
cantidad de [ H+] o de [OH-]
que puede recibir una sol. Buffer sin cambio
significativo de su pH
Es máxima una unidad por encima y por
debajo del pKa de su ácido débil.
Ejemplo:
• Buffer de acetato: rango de capacidad
amortiguadora = 3.75 - 4.75
• Buffer de histidina = 5.0 - 7.0
• Buffer de lactato = 2.86 - 4.86
Soluciones constituídas por ACIDO DEBIL y
SAL DE ACIDO DEBIL = “buffer”
Ejemplos de sistemas amortiguadores :
a. Acetato de sodio / Ácido acético
b.Bicarbonato / Acido carbónico
c. Proteína Básica / Proteína Acida
d. Sistemas de Fosfatos
e.Cloruro de amonio / hidróxido de amonio
COMO MANTIENE CONSTANTE EL pH UN
SISTEMA BUFFER?
Consideremos una solución buffer de ACETATO
1. Que está constituída por:
y
CH3COONa = sol. buffer
CH3C00H
(Ác. Acético)
(Acetato de sodio)
(AC. DEBIL)
(Sal del ácido débil)
2. Cada componente en la solución se disocia:
a) CH3C00H se disocia en: CH3COO- + H +
b) CH3COONa se disocia en: CH3COO- + Na +
Cuando se adiciona una “base” por
ejemplo cualquier XOH ……….
• Supongamos una base como NaOH
1. Que se disocia en Na + + OH(base)
2. Se elevaría el pH si no hay un sistema
buffer,pero…
3. el OH- producido reacciona con el ácido débil de
la solución buffer así:
CH3C00H + OH- → CH3C00- + H20
Por tanto el pH no se altera
Cuando se adiciona un “ácido”
por ejemplo cualquier AH ……….
• Supongamos un ácido como HCl
1. Que se disocia en Cl- + H+
(protón)
2. Se bajaría el pH si no hay un sistema buffer,pero…
3. el H + producido es atrapado por el ión CH3C00- de la
solución buffer y que pasa a funcionar como base
CH3C00- + H + → CH3C00H + H20
Por tanto el pH se mantiene constante
Importancia de los sistemas buffer en los
seres vivos
1. Sus reacciones químicas son generalmente
dependientes del pH
2. Hay reacciones que producen ácidos(↓ pH) y
otras producen bases(↑pH)
Ej. pH del
plasma(7.35-7.45), pH gástrico(1.2-3.0),
páncreas(7.8-8.0)
3. Cada fluído, compartimento u órgano funciona
de modo óptimo a un valor de pH que entonces
debe permanecer constante
Las enzimas tienen pH óptimo de funcionamiento. Ejemplo……..
PEPSINA: enzima gástrica, funciona a pH = 1.5-2-5
TRIPSINA: ez. Intestinal, pH óptimo 7.5-8.5 y
FOSFATASA ALCALINA: ez. intestinal, pH óptimo = 8-9
Algunos sistemas buffer en el humano:
1.
a)
b)
c)
En el plasma:
bicarbonato/ácido carbónico = HCO3- / H2CO3
Proteína básica / proteína ácida
Fosfato monohidrogenado / fosfato dihidrogenado
Ejemplo: Na2HPO4 / NaH2PO4
2. En los eritrocitos o glóbulos rojos se encuentran:
a) y c), en el caso b) la hemoglobina en su forma
ácida y básica
Nota: en acidosis metabólica por diabetes, ejercicio intenso,
inanición, diarrea etc. disminuye el bicarbonato mientras que
el ácido carbónico está igual
Control de pH en el organismo….
•
Importante principalmente para las
funciones pulmonar y renal por medio de
los cuales se elimina el exceso de H+:
1. La función pulmonar reduce la pCO2 en
la sangre aumentando la relación [HCO3- ]
/ [H2CO3 ]
2. La función de los riñones es extraer de la
sangre tanto HCO3- como sea necesario y
produciendo más transformando el CO2
3. La función de los riñones es extraer de la sangre
tanto HCO3- como sea necesario y producir más
transformando el CO2 en HCO3- y H+ .
4. El H+ se elimina mediante el sistema buffer
HPO4= / H2PO4- ó como NH4+
5. Todas estas las reacciones buffer se acoplan
juntas:
1.
2.
3.
H+ + NH3 → NH4+
H+ + HCO3- → H2O + CO2
H+ + HPO4= → H2PO4-
6. Los procesos anteriores estan muy relacionados
con la propiedad de la Hemoglobina de
transportar O2 y CO2