Comprobar que el pH de una solución cambia cuando varía la concentración de iones hidrógeno.
Enviado por Karli Closet • 7 de Marzo de 2017 • Práctica o problema • 2.614 Palabras (11 Páginas) • 409 Visitas
EXPERIMENTO No. 1
SISTEMAS BUFFER Y OTROS MECANISMOS DE
REGULACIÓN DEL pH CORPORAL
OBJETIVOS.
- Comprobar que el pH de una solución cambia cuando varía la concentración de iones hidrógeno.
- Comprobar la acción amortiguadora de los sistemas buffer.
- Valorar la importancia de los sistemas buffer en el mantenimiento del equilibrio ácido base del organismo.
INTRODUCCIÓN
La molécula de agua tiene capacidad limitada para ionizarse en ión hidrógeno (H+), llamado también protón y en ion hidroxilo (OH-).
H2O H+ + OH-[pic 1]
Agua Protón Ión hidroxilo
Las concentraciones de protones y de iones hidroxilo, en agua pura, son de 10-7M para cada uno de ellos, como muestra la siguiente expresión:
[H+] = [OH-] = 10-7M
Las concentraciones de ambos iones exponen una relación recíproca; cuando la [H+] aumenta, la [OH-] disminuye, y viceversa. El producto de sus concentraciones es una constante conocida como producto iónico del agua (Kw), cuyo valor es de 1 x l0-14M
Kw = [H+] x [OH-] = 1 x l0-14M
Con el fin de facilitar los cálculos para determinar la concentración de [H+], así como su interpretación, en 1909 el químico danés Sörensen definió el potencial de hidrógeno (pH) como el logaritmo negativo de la concentración de los iones hidrógeno.
pH = -log[H+]
Posteriormente, en 1923, Johannes Brönsted y Thomas Lowry, propusieron en forma independiente, los conceptos de ácido: sustancias que ceden protones en una solución acuosa y base como aquella sustancia que puede recibir protones en solución acuosa. Las disoluciones acuosas se clasifican en: acidas si presentan un pH menor que 7.0; básicas si el pH es mayor que 7.0 y neutras sí el pH es igual a 7.0.
Por otro lado, no todos los ácidos o bases se disocian con la misma facilidad. Los que se disocian por completo en una solución acuosa se consideran como ácidos o bases fuertes, en tanto que a los que se disocian en forma parcial se les denomina ácidos o bases débiles. Algunos ácidos o bases débiles tienen importancia biológica, ya que evitan cambios bruscos de pH cuando se les agrega pequeñas cantidades de ácidos o bases. A esta propiedad de ácidos o bases débiles y su sal, que permite mantener la disolución en un intervalo de pH estrecho se le conoce como capacidad amortiguadora.
Los líquidos biológicos de interés en clínica (suero, plasma, orina, líquido cefalorraquídeo, etc.) son soluciones que contienen algunas sustancias en estado casi completo de ionización.
El conocimiento de la concentración de esos iones y de la fisicoquímica que describen sus interrelaciones, es fundamental para poder entender muchos problemas fisiológicos y patológicos en el hombre.
El pH de los líquidos corporales depende de la concentración de iones H+ y es mantenido casi constante por medio de la operación de varios mecanismos fisiológicos. Cada persona que trabaja en áreas relacionadas con la salud debe conocer las formas por las cuales es mantenido el balance ácido – básico de los fluidos corporales, ya que una desviación de éste conlleva a un desbalance que puede conducir a un estado patológico e incluso producirá la muerte.
El ion hidrógeno o protón (H+) tiene gran importancia bioquímica, ya que altera las cargas de las biomoléculas y por ende, su comportamiento fisicoquímico. La concentración de este ion se representa por medio del pH. Dado que el estricto control del pH es vital, el organismo lo mantiene constante en los líquidos intracelulares y extracelulares mediante amortiguadores, como el buffer bicarbonato HCO3− /H2CO3 y el buffer fosfato HPO4= /H2PO4− Los primeros se regulan por ventilación pulmonar y por excreción renal los segundos, conservando el pH del líquido extracelular en 7.4. Cuando lo anterior no se logra, se producen estados patológicos conocidos como desequilibrios acido−base, de los que existen cuatro tipos fundamentales: 1) acidosis respiratoria; 2) alcalosis respiratoria; 3) acidosis metabólica y 4) alcalosis metabólica. Cada una de ellos puede acompañarse de una respuesta compensatoria cuyo objetivo es mantener el pH en los límites normales.
A. SOLUCIONES BUFFER ó SOLUCIONES TAMPÓN: ACCIÓN DE UN SISTEMA BUFFER.
Son mezclas de un ácido débil y una sal de ese ácido, o de una base débil y su sal. Este tipo de mezclas reaccionan tanto con ácidos como con bases, por lo que la adición de ácidos o bases fuertes a dichas mezclas casi no produce variaciones en el valor de pH. Un ejemplo de solución buffer es la solución acuosa de ácido acético y acetato de sodio.
Esta solución contiene una gran cantidad de moléculas del ácido débil (CH3 – COOH) y de su base conjugada (CH3 – COO-) que proviene de la disociación del acetato de sodio. Si se añaden pequeñas cantidades de un ácido fuerte a esta solución buffer, su mecanismo de acción es que los iones H+ provenientes del ácido reaccionan con la base conjugada del sistema buffer, como se indica en la siguiente reacción:
H+ + CH3 – COO- CH3 – COOH [pic 2][pic 3]
Por lo tanto, la mayoría de protones agregados al medio no permanecen como tales, sino que forman el ácido débil (CH3 – COOH) y el pH varía ligeramente.
Si se agregan iones (OH-) al sistema buffer, su mecanismo de acción es reaccionar con moléculas de ácido acético para formar iones acetato y agua.
OH- + CH3 – COOH CH3 – COO- + H2O[pic 4][pic 5]
El equilibrio estará desplazado a la derecha y en consecuencia la mayoría de iones hidroxilo no se encuentran libres en la solución y el valor de pH casi no cambia. En resumen, la adición de pequeñas cantidades de ácido fuerte o de base fuerte a una solución buffer casi no ocasiona cambios en el valor del pH de la solución. Por el contrario, las mismas adiciones hechas al agua producen una notable variación en el pH, de modo que la adición de pequeñas cantidades de un ácido fuerte, por ejemplo a soluciones que no son un buffer, produce alteraciones importantes en el valor de pH de dichas soluciones.
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