regulaciÓn del equilibrio Ácido-base mediante amortiguadores quÍmicos:

REGULACIÓN DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE MEDIANTE

AMORTIGUADORES QUÍMICOS:

• Un amortiguador ácido base o solución buffer es aquella que resiste los cambios en el pH.

Buffer ácidos:

• Mezclas de ácidos débiles y sus bases conjugadas (sal derivado del ácido).

• Ej. Ácido acético/acetato

• CH3COOH CH3COO- + H+

Acido débil base conjugada (acetato)

• H+ + CH3COO- CH3COOH

• OH - + CH3COOH CH3COO-

• Buffer básicos: Mezclas de bases débiles y sus ácidos conjugados (sal derivada de la base).

• Ej. Amoníaco/Amonio

BUFFER DE LA SANGRE:

Existen tres principales buffer de la sangre, que le ayudan a mantener el pH entre 7.35 – 7.40 :

1. Buffer de carbonato (principal)

2. Buffer de fosfatos

3. Buffer de proteínas

SISTEMA AMORTIGUADOR DE CARBONATO:

• Mezcla de ácido carbónico y ión bicarbonato.

H2CO3 / HCO3-

• Al agregar pequeñas cantidades de H+, el ión bicarbonato lo convierte en ácido carbónico, cambiando un ácido fuerte en uno débil, manteniendo el pH.

H+ + HCO3- H2CO3

• Cuando se agrega OH- estos se combinan con el ácido carbónico formando agua y bicarbonato, volviendo una base fuerte en débil

OH- + H2CO3 H2O + HCO3-

SISTEMA AMORTIGUADOR DE FOSFATO:

• Lo conforma una mezcla de fosfatos H2PO4

- y HPO4-2

• Se establece el siguiente equilibrio en la sangre:

H2PO4- HPO4

- 2 + H+

• Al agregar H+ ocurre la formación de un ácido débil manteniéndose el pH de la solución.

H+ + HPO4 - 2 H2PO4

-

• Al agregar OH- ocurre la formación de HPO4 – 2 ,

neutralizándose la base.

OH- + H2PO4- HPO4

- 2 + H2O • Se encuentra principalmente en: túbulos renales

(área muy ácida), líquidos intracelulares.

AMORTIGUADORES PROTEÍNICOS:

• Formado por las proteínas celulares y del plasma sanguíneo.

• Las proteínas están formadas de aminoácidos que contiene un sistema tampón en su estructura COO- / NH3

+ ( el COO- neutraliza H+) ( el NH3

+ neutraliza OH-)

• ANOMALÍAS CLÍNICAS DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

ACIDOSIS:

• Se da cuando el pH de la sangre disminuye.

ALCALOSIS:

• Se da cuando el pH de la sangre aumenta.

ACIDOSIS METABÓLICA:

CAUSAS:

• En Diabetes Mellitus no controlada: Se forman grandes cantidades de sustancias ácidas (cuerpos cetónicos) .

• El hambre y la ingestión de grandes cantidades de ácido.

• En la diarrea severa y en la colitis existe pérdida de bicarbonato.

• Acidosis Urémica:

Imposibilidad de los riñones de eliminar del cuerpo las cantidades normales diarias de ácidos formados por los procesos normales del cuerpo.

ALCALOSIS METABÓLICA:

• Aumento de las concentraciones de bicarbonato en la sangre (aumento de pH) ó perdida de H+

CAUSAS:

• Inducida por pérdida de H+, por ejemplo en un vómito de secreciones gástricas ácidas.

• Administración de sales alcalinizantes por tratamiento mal efectuado: Gastritis, úlcera, etc.

ACIDOSIS Y ALCALOSIS RESPIRATORIA:

• Se producen por cambios en la velocidad de la respiración.

• CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-

ACIDOSIS RESPIRATORIA

• Se produce cuando disminuye la velocidad de la respiración.

CAUSAS:

• Cuando los pulmones no pueden eliminar el CO2: aumenta H+ (disminución de la intensidad de la ventilación pulmonar):

CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-

• Aumento del CO2 en el líquido extracelular, lo que aumenta las concentraciones de ácido carbónico en forma iónica (2H+ + CO3

-2)

PROCESOS PATOLÓGICOS QUE LA PROVOCAN:

• Lesión en el centro respiratorio del bulbo

• Obstrucción de las vías respiratorias

• Neumonía

• Disminución de la superficie pulmonar

• Factores que dificulten el recambio de gases entre la sangre y el aire alveolar.

ALCALOSIS RESPIRATORIA:

• Se producen por aumento en la velocidad de la respiración (hiperventilación)

• Disminución de la concentración de iones hidronio, por pérdida excesiva del CO2, lo cual eleva el pH sanguíneo

CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-

Algunas causas:

1. Psiconeurosis (Histeria)

2. Miedo

3. Ansiedad

4. Ascensión a grandes alturas (Ligeramente), etc

HA H+ + A-

[H+] [ A- ] = Ka

[HA ]

El logaritmo de esta expresión es: Log [H+] [ A- ] = log Ka [HA ]

log [H+] + log [ A- ] = log Ka [HA ]

- log [H+] - log [ A- ] = - log Ka [HA ]

pH - log[ A- ] = pKa [HA ]

ECUACIÓN DE HENDERSON-HASELBALCH:

pH = pKa + log[ A- ]

[HA ]

pH = pKa + log[ sal ]

[acido]

Agregando acido:

pH = pKa + log[ sal - moles de acido]

[acido + moles de acido]

Agregando base:

pH = pKa + log[ sal + moles de base]

[acido - moles de base]

EJERCICIOS:

1. Calcule El pH del buffer de ácido acético 0.18M y acetato de sodio con una concentración de 0.15M. Ka = 1.8 X 10-5

2. Cuál es el pH de la solución después de agregar 0. 03 moles de HCl a un litro de amortiguador.

3. Cuál es el pH de la solución después de agregar 0. 03 moles de NaOH a un litro de amortiguador.

pOH = pKb + log[ sal ]

[base]

Agregando acido:

pOH = pKb + log[ sal + moles de acido]

[base - moles de acido]

Agregando base:

pOH = pKb + log[ sal - moles de base]

[base + moles de base]

1. Calcule el pH de un buffer formado por CH3NH2 0.07M y CH3NH3

+Cl- 0.09M. La constante de ionización del CH3NH2 es de 4.4 x 10-4.

2. Cuál es el pH de la solución después de agregar 0. 04 moles de HCl a un litro de amortiguador.

3. Cuál es el pH de la solución después de agregar 0.04 moles de NaOH a un litro de amortiguador