UNIDAD VIII ÁCIDO BASE Y SISTEMA BUFFER

 

ÁCIDO BASE Y SISTEMA BUFFER

• Ácido: toda sustancias capaz de ceder protones de hidrógeno (H+ ). 
• Base: es toda sustancia capaz de aceptar protones hidrógeno (H+ ).

SISTEMAS BUFFER

Mantener el pH constante es vital para el correcto desarrollo de las reacciones químicas y bioquímicas que tienen lugar tanto en los seres vivos como, a nivel experimental, en el laboratorio. 

Los amortiguadores (también llamados disoluciones amortiguadoras, sistemas tampón o buffers) son aquellas disoluciones cuya concentración de protones apenas varía al añadir ácidos o bases fuertes.

Los amortiguadores más sencillos están formados por mezclas binarias:

• un ácido débil y una sal del mismo ácido con una base fuerte (por ejemplo, ácido acético y acetato sódico)
• una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte (por ejemplo, amoníaco y cloruro amónico)

La concentración de protones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuando se añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera. A un litro de agua neutra (pH 7) basta añadirle 1 ml de HCl 10M para que el pH descienda 5 unidades. En cambio, si esta misma cantidad de ácido se añade a 1 litro de disolución amortiguadora formada por HAc/AcNa 1M, el pH desciende en una centésima, o sea, quinientas veces menos.

La disolución buffer debe contener una concentración relativamente grande de cada uno de los integrantes del par conjugado, de modo que:

• la especie ácida del sistema buffer pueda reaccionar con los iones OH^– que se le añadan

• la especie básica del sistema buffer pueda reaccionar con la cantidad de iones H⁺ que se añadan

El uso de las disoluciones buffer es importante en muchos procesos industriales, así por ejemplo en el electroplatinado, la elaboración del cuero, de materiales fotográficos y de tintes.

En la investigación bacteriológica, generalmente se debe mantener el pH de los medios de cultivo para el crecimiento  de las bacterias en estudio.

En el cuerpo humano los valores del pH varían mucho de un fluido a otro, sin embargo estos valores son fundamentales para el funcionamiento adecuado de las enzimas y el balance de la presión osmótica y se mantienen gracias a las disoluciones buffer.

DETERMINACIÓN DE pH  pOH

Estas son escalas logarítmicas utilizadas para medir el carácter ácido y básico de una muestra. Los valores que los componen varían de 0 a 14 y se obtuvieron del balance iónico del agua.

Una solución neutra tiene un pH de 7. Los valores inferiores a 7 clasifican las soluciones como ácidas, mientras que después de 7 las soluciones son básicas. Con el valor de pH, es posible encontrar el correspondiente en la escala de pOH, simplemente restándolo.    

A 25 ºC tenemos que el producto iónico del agua es:

En ionización de agua pura, 1 mol de H3El+ está formado con 1 mol de OH– .

Pronto, Como estos valores son extremadamente bajos, se decidió utilizar los valores de cologaritmos, que corresponden al logaritmo con señal cambiada.

Aplicando el cologaritmos en el producto iónico del agua, tenemos que:

Podemos observar que concepto y determinación de PH y pOH: si conocemos el pH de una solución, el valor de pOH se puede encontrar restando el primer valor de 14.

Calculo de pH

El concepto de potencial de hidrógeno fue creado por el químico danés Peter Lauritz Sorensen (1868-1939) para expresar la acidez de una solución al concentrar H+.

POR EJEMPLO

La concentración de iones H+ es 0.001. Por lo tanto, el pH de la solución es:

• [H[H+]= 0.001 = 10-3

• pH = – log 10-3 = 3

Debido a que el pH de la solución es inferior a 7, esta solución es ácida.

Algunos conceptos importantes que recordar para soluciones acuosas a $25\, ^ \circ\text{C}$25, degrees, start text, C, end text:

• Para una solución neutra, $\text{pH}=7$start text, p, H, end text, equals, 7.
• Las soluciones ácidas tienen $\text{pH}<7$start text, p, H, end text, is less than, 7.
• Las soluciones básicas tienen $\text{pH}>7$start text, p, H, end text, is greater than, 7.

Mientras más bajo sea el valor del $\text{pH}$start text, p, H, end text, más ácida será la solución y mayor será la concentración de $\text H^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript. Cuanto mayor sea el valor de $\text{pH}$start text, p, H, end text, más básica es la solución y menor será la concentración de $\text H^+$start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript. También podríamos describir la acidez o basicidad de una solución en términos del $\text{pOH}$start text, p, O, H, end text, pero es más común el uso de $\text{pH}$start text, p, H, end text. Por suerte, podemos convertir fácilmente entre valores $\text{pH}$start text, p, H, end text y $\text{pOH}$start text, p, O, H, end text.

POR EJEMPLO

EJEMPLOS DE SOLUCIONES AMORTIGUADORAS 

• NH₃ (base débil) y NH₄Cl (ácido conjugado)
• CH₃COOH (ácido débil) y
  CH₃COONa (base conjugada)  

• El pH de la sangre permanece constante entre un margen de 7,3 y 7,5 (ligeramente básico) gracias a la acción de soluciones amortiguadoras presentes en las proteínas del suero sanguíneo. Dichas proteínas están formadas por aminoácidos que presentan grupos carboxilo ácidos (-COOH) y también grupos básicos como los aminos (-NH₂). 
• Mezclas de iones carbonato (CO₃^2-) e iones bicarbonato (HCO₃^-) 
• Mezclas de iones fosfato ácido (H₂PO₄^-) e iones de fosfato básico (HPO₄^2-) 

SISTEMAS BUFFER QUE SE ENCUENTRAN EN EL ORGANISMO

También denominadas soluciones amortiguadoras reguladoras. Son soluciones que resisten los cambios drásticos de pH al agregarse cantidades de ácido y base. 

Contienen tanto una especie ácida que neutraliza los hidroxilos (OH–) como una básica que neutraliza los protones( H+) .

Sistemas amortiguadores naturales

• Las reacciones que ocurren en los sistemas vivos son sensibles al pH.
• La mayoría de las enzimas que catalizan reacciones bioquímicas son eficaces sólo en determinadas condiciones de pH.

Los sistemas vivos , entonces, están constituidos por buffers capaces de mantener el Ph del medio interno entre los valores adecuados para que ocurran las reacciones del metabolismo.

• La sangre es un ejemplo de un sistema buffer.

• EJEMPLOS DE pH FISIOLOGICOS 
• Sangre arterial: pH = 7,4
• Sangre venosa: pH = 7,35
• Líquido intersticial: pH = 7,35
• Líquido intracelular: pH ∈ [6 , 7,4]
• Orina: pH ∈ [4,5 , 8]
• HCl gástrico: pH = 0,8

Tampón bicarbonato

El tampón bicarbonato está compuesto por ácido carbónico (H₂CO₃) y bicarbonato (HCO₃^-) y el valor de su pK_a es de 6,1. Es el tampón más importante de la sangre (pH = 7,4), representa el 75 % de la capacidad buffer total de la sangre. También está presente en el líquido intersticial. Es un tampón muy eficaz porque la relación HCO₃^-/ H₂CO₃ es muy alta, lo que supone una alta capacidad para amortiguar los ácidos. Supone una ventaja el hecho que se trata de un sistema abierto ya que el CO₂ puede ser eliminado en la respiración muy rápidamente, los H⁺ se pueden eliminar por vía renal y el HCO₃^- puede reemplazarse en la orina. En realidad, este tampón está compuesto por dos equilibrios, pues el ácido carbónico forma CO₂, generando una molécula de H₂O.

Tapón Fosfato 

El tampón fosfato está compuesto por el hidrógeno fosfato (HPO₄^2-) y el di hidrógeno fosfato (H₂PO₄^-). Actúa en el plasma y el líquido intersticial. Este tampón tiene un pK_a de 6,8, el cual está mucho más cerca del pH plasmático. Esto significaría que este tampón tendría que ser más útil que el anterior, pero no es así ya que se encuentra en concentraciones menores en sangre y la eliminación del fosfato es mucho más lenta, por vía renal.

Tapón Hemoglobina 

La hemoglobina es una proteína globular multimérica que dispone de cuatro puntos de unión a ligandos cuyas propiedades de unión están reguladas alostéricamente. La función principal de la hemoglobina es el transporte de dioxígeno por la sangre.

Referente a su estructura, se trata de un heterotetrámero y consta de dos pares de cadenas polipeptídicas diferentes. Cada una de las cadenas lleva un hemo como grupo prostético, donde se unen las moléculas de O₂, por lo que una hemoglobina puede unir como máximo cuatro moléculas de O₂.

La captación de O₂ se ve afectada, entre otros factores, por los H⁺ y el CO₂. Algunos factores favorecen el estado T, en el cual la proteína no tiene O₂ unidos, y otros favorecen el estado R, en el cual la hemoglobina tiene unidas moléculas de O₂. Este fenómeno se denomina efecto Bohr. Es muy positivo para remarcar la diferencia entre las distintas afinidades para el O₂; la cual es esencial para que cumpla su función de transporte.

REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS

1. Khan Academy (2020) Sistemas Acido Base, pH. https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry/acids-and-bases-ap/acids-bases-and-ph-ap/a/ph-poh-and-the-ph-scale 
2. Santiago Lopez (2019) Sistemas buffer en quimica. https://www.quimicas.net/2015/11/ejemplos-de-soluciones-amortiguadoras.html 
3. Lujambio Carrera (2010) Sistemas buffer y sistemas naturales. https://www.fsp.hc.edu.uy/images/stories/Equilibrio_cido-Base.pdf 
4. Luna Aguilar (2018) pH y amortiguadores. https://www.uco.es/dptos/bioquimica-biol-mol/pdfs/06%20pH%20AMORTIGUADORES.pdf 
5. Juárez Jimaño (2012) Disoluciones acuosas. https://riunet.upv.es/bitstream/handle/10251/51369/FINAL%20articulo%20docente%202%20Calculo%20de%20pH%20en%20disoluciones%20acuosa.pdf 
6. Marroquín Quezada (2018) Reglas de solubilidad https://quimicayalgomas.com/quimica-general/reglas-de-solubilidad-de-los-compuestos/