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    de 37

    DEPARTAMENTO DE BIOQUÍMICA

    ESFUNO Facultad de Medicina

    ACIDOS Y BASES, pH,


    BUFFERS
    Ionización del agua y producto iónico del agua (Kw)

    H 2O H+ + OH-

    [H+][OH-]
    Keq =
    [H2O]

    [H+][OH-] Keq x [H2O] = [H+][OH-]


    Keq =
    [H2O]
    Kw
    Producto iónico del H2O
    Ionización del agua y producto iónico del agua (Kw)

    K
    Kw = eq x [H 2 O] = [H +][OH-]

    1L = 1000 g
    Keq= 1.8 x 10-16 M 1 mol = 18 g
    M= 1000/18 = 55.5 M
    En el agua pura la
    concentración es de 55.5 M

    Kw = [H+][OH-] = 1.8x10-16 M x 55 M= 1x10-14 M2


    Concepto de pH

    ü Cuando una solución contiene concentraciones


    iguales de [H+] que de [OH−] es NEUTRA

    ü Cuando la [H+] es mayor a las de [OH-] la solución


    es ÁCIDA

    ü Cuando la [H+] es menor a la de [OH-] la solución


    es BÁSICA
    Concepto de pH

    H2O H+ + OH-

    El pH es una forma de expresar la [H+]

    el símbolo “p” denota “el logaritmo negativo de”


    Concepto de pH

    En el agua pura: pH = -Log [H+]

    pH = -Log [1x10-7]

    pH = 7

    Kw = [H+].[OH-] = 1x10-14
    pKw = pH + pOH = 14

    pH = pOH = 7
    Concepto de pH

    ü La medición del pH es una de las operaciones más


    relevantes y frecuentemente utilizadas en bioquímica

    ü Los cambios en el pH afectan la estructura de las


    biomoléculas

    ü La medida de pH en plasma y orina se utiliza


    normalmente como método de diagnóstico de diversas
    patologías

    ü La disminución de pH en plasma se denomina acidosis


    Concepto de pH

    pH óptimo de diferentes enzimas


    Concepto de pH

    El pH es una forma de expresar la [H+]

    pH = - log [H+]

    pH y [H+] están inversamente relacionados

    á[H+] = âpH= más ácida

    â[H+] = ápH= más alcalina


    pH = - log [H+]

    Para calcular la concentración de iones OH– o H+ a partir de los


    valores de pOH y pH:

    [H+] = 10 –pH

    [OH–] = 10 –pOH

    Ejemplo:

    pH = 5

    [H+] = 10-5
    Problema:

    El laboratorio informa que el pH en sangre de una paciente es


    de 7.08

    ¿Cuál es la concentración de [H+] en sangre?

    ¿Cómo se compara esta [H+] con la concentración normal a pH


    7.4?
    Problema:
    El laboratorio informa que el pH en sangre de una paciente es
    de 7.08

    ¿Cuál es la concentración de [H+] en sangre?

    [H+] = 10 –pH

    [H+] = 10 –7.08= 8.31 X10-8M

    ¿Cómo se compara esta [H+] con la concentración normal a pH


    7.4?
    pH=7.4
    [H+] = 10 –7.4= 3.9 X10-8M
    a pH 7.08 hay 4.33 veces más H+ que a pH 7.4
    Aplicando la
    definición de pH:

    pKw = pH + pOH = 14

    La escala de pH es
    logarítmica: un cambio
    en 1 unidad de pH
    representa un cambio
    de 10 veces la [H+]
    ÁCIDOS Y BASES

    Brønsted y Lowry (1923):

    - Ácido: molécula o ión capaz de ceder protones


    - Base: molécula o ión capaz de aceptar protones

    ácido base conjugada

    Un dador de protones y su correspondiente aceptor de protones


    forman un par ácido-base conjugado
    ÁCIDOS Y BASES

    • ÁCIDO FUERTE:

    • ÁCIDO DÉBIL:
    Ácidos y Bases Fuertes y Débiles

    ÁCIDOS Y BASES FUERTES

    • Se disocian completamente en solución


    Ejemplos:

    HCl H+ + Cl-
    HOCl4- H+ + OCl4-

    NaOH Na+ + OH-


    NH3 + H2O NH4+ + OH-
    ÁCIDOS FUERTES

    Los ácidos fuertes se disocian completamente en


    solución.

    Para calcular el pH de un ácido fuerte: [HA] = [H+]

    Ej. HCl 0.1 M HCl H+ + Cl-

    [H+] = 0.1 M

    pH= -log 0.1 pH = 1


    ÁCIDOS DÉBILES

    Los ácidos débiles se disocian parcialmente en solución

    Ka [A-] [H+]
    HA ⇄ A− + H+ Ka =
    [HA]
    ácido Base conjugada

    La constante de disociación (Ka) es una característica de cada ácido


    débil
    pKa = -log Ka
    Si la Ka es alta, el pKa es bajo y el ácido se disocia mucho
    Si la Ka es baja, el pKa es alto y el ácido se disocia poco
    ÁCIDOS DÉBILES

    pKa = -log Ka
    ÁCIDOS DÉBILES

    HA ⇄ A− + H+

    Ka = [A− ] [H+] Ka [HA] = [H+]


    [HA] [A-]
    Aplicando Log negativo en cada término:

    -Log [H+] = -Log Ka – Log [HA]


    [A-]

    pH pKa
    ÁCIDOS DÉBILES

    ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBALCH

    pH = pKa – Log [HA]


    [A-]

    pH = pKa + Log [A-]


    [HA]
    pH = pKa + Log [A-]
    [HA]

    Esta ecuación se usa para el cálculo:


    - del pka de ácidos débiles
    - del pH del par ácido debil-base conjugada
    - la relación base conjugada /ácido a un pH
    determinado
    En el inicio de la titulación, cuando NO hay base
    conjugada: se usa la ecuación pH = pKa + pC
    2
    ÁCIDOS Y BASES DÉBILES

    • Ej: Ácido Acético [H+][CH3COO-]


    CH3COOH CH3COO- + H+ Ka =
    [CH3COOH]
    - [CH3COOH] = 0,1M
    - [CH3COO-] = 0,01 M
    - Ka = 1,8 x10-5 (pKa = -Log Ka)

    pH = 4,72 + Log [CH3COO-] pH = 4,72 + Log [0,01]


    [CH3COOH] [0,1]

    pH = 3.72
    Problema: Calculo del pH de una solución de ácido ácetico 0,01M

    Ka = 1,8 x10-5
    CH3COOH CH3COO- + H+
    Inicial: 0,01 M 0 0
    En equilibrio: 0,01 M-x x x

    [H+][CH3COO-] [x][x] [x]2


    Ka = 1,8x10-5 = 1,8x10-5 =
    [CH3COOH] [0,01-x] [0,01]

    Cuando la Ka es muy baja la cantidad que se disocia


    respecto al ácido inicial se puede despreciar
    [x]2
    1,8x10-5 =
    [0,01]
    √ 1,8x10-5 x 0,01 = x = [H+] [H+] = 0,000424

    pH = -Log[H+] = -Log 0,000424 = 3,37


    Problema: Calculo del pH de una solución de ácido ácetico 0,1M

    Cuando sólo esta la forma de ácido débil el pH se calcula a partir de


    la ecuación de equilibrio químico:

    Ka = [H+][CH3COO-] ya que [H+]= [CH3COO-]


    [CH3COOH]
    pKa pH + pH

    -LogKa = -Log ([H+][H+]) pka = -Log[H+]+-Log[H+] pka = 2pH


    -Log[CH3COOH] -Log[0,01M] -Log[0,01M]

    pka-Log [0,01M] = pH 4,72+2 = pH = 3,37


    2 2
    CURVA DE TITULACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL

    Ej: Ácido acético CH3COOH CH3COO- + H+

    Región de
    amortiguación
    [CH3COOH=[CH3COO-]
    CURVA DE TITULACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL

    Cuando las concentraciones se igualan: [AH]= [A−]

    En la ecuación de H-H: pH = pKa + Log [A-]


    [HA]
    pH = pKa + Log 1

    =0 pH = pKa
    Problema:

    4) ¿Cuál será el pH de una solución amortiguadora que


    contiene 0.2 M de ácido acético y 0.2 M de acetato de
    sodio? pKa ácido acetico 4.72
    Problema:

    4) ¿Cuál será el pH de una solución amortiguadora que contiene 0.2


    M de ácido acético y 0.2 M de acetato de sodio? pKa ácido acetico
    4.72

    Usamos ecuación de Henderson-Hasselbach

    pH = pKa + Log [A-]


    [HA]

    pH= 4.72 +log (0.2/0.2)= 4.72 +log 1= 4.72 +0= 4.72


    SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

    ü Una solución amortiguadora es una mezcla de un


    ácido débil y su base conjugada

    ü El pH de una solución amortiguadora se mantiene


    casi constante tras la adición de pequeñas
    cantidades de ácido o de base

    ü La máxima capacidad amortiguadora es cuando el


    pH es igual al pKa del acido débil

    ü La elección del buffer a utilizar depende de su pKa y


    de su concentración.
    SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

    AH A- + H +

    Agregado de base (OH-)


    H+ + OH- H 2O

    AH A-

    H+ Agregado de ácido (H+)

    Frente a un agregado de ácido o base, la concentración de H+ en solución


    varía mínimamente, al igual que el pH
    Ecuación de Henderson Hasselbach

    Base conjugada o
    [A ] −
    Sal
    pH = pKa + log
    [AH] Ácido

    Curva de titulación
    [A − ] = [AH]
    [A − ]
    =1
    [AH]
    [A − ]
    * log =0
    [AH]

    pH = pKa
    ↑ [H+]
    AH ← A − + H +
    [A − ]
    pH = pKa + log
    AH ⇔ A − + H + [AH]
    ↓ [H+]
    AH → A − + H +
    [A − ]
    pH = pKa + log
    [AH]

    A- amortigua el agregado de H+

    AH amortigua el agregado de OH-)


    CURVA DE TITULACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL

    Ácido poliprótico. Ej: ácido fosfórico H3PO4

    3
    1- H3PO4 ⇄ H2PO4− + H+

    2- H2PO4 − ⇄ HPO42− + H+
    2
    3- HPO4 2− ⇄ PO43− + H+

    1
    Ácidos presentes en el organismo
    Ácidos presentes en el organismo

    Buffer carbonato:
    Amortiguadores presentes en el organismo

    Amortiguador bicarbonato (HCO3-/H2CO3 (CO2))


    Amortiguador fosfato (HPO4-2/H2PO4-)
    Hemoglobina (Hb/HbH)
    Proteínas intracelulares (Pr/HPr)

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