En el equilibrio ácido-base el principal problema homeostático es mantener la concentración de electrones de líquidos corporales en un nivel adecuado. La homeostasis se logra en gran parte mediante los sistemas de amortiguación del cuerpo, que balancean sustancias ácidas y básicas para preservar el pH fisiológico. Sólo con el pH adecuado se llevan a cabo las reacciones químicas que producen energía para el organismo.
Un sistema amortiguador (Amortiguador o solución amortiguadora) es una sustancia que controla los cambios bruscos de pH, protege al cuerpo reduciendo los cambios de pH que se producen por la adición de ácidos o álcalis. Con frecuencia está formado por un ácido débil (H+) y su base conjugada (A-); lo que realiza una solución amortiguadora es transformar un ácido fuerte en ácido débil y una base fuerte en una base débil. Cuando se le agrega un ácido fuerte, parte de los iones de hidrógeno adicionales se combinan con la base conjugada del amortiguador en vez de quedarse en la solución. Cuando se agrega una base fuerte a una solución amortiguadora, la forma ácida del amortiguador libera protones, lo que limita la reducción de concentración de protones libres y preserva el pH.
El líquido extracelular humano, incluyendo la sangre entera tiene pH levemente alcalino, de 7.35 a 7.45; hay varios mecanismos para equilibrar el pH in vivo y estos incluyen soluciones amortiguadoras que neutralizan los ácidos y bases fuertes, estos son la regulación respiratoria de la concentración de oxígeno y dióxido de carbono, y la regulación renal de la excreción de sal.
El mecanismo de la respiración regula el pH dependiendo de la concentración de CO2, la función de los pulmones en el equilibrio ácido-básico es regular la cantidad de dióxido de carbono que se elimina al exhalar aire, ya sea reteniendo CO2 o aumentando su eliminación.
La función de los riñones es mantener constante el medio interno, para ello regula el equilibrio del agua y la excreción de iones manteniendo un patrón normal de electrolitos y un pH fisiológico. El mecanismo renal controla el pH ya que el riñón reabsorbe el ion bicarbonato evitando que se excrete y lo regresa procurando que regrese a circulación sanguínea. También elimina el exceso de H+ con ayuda de los fosfatos y el cloruro de amonio eliminando el exceso por orina.
También existen ciertos sistemas que nos ayudan a la regulación de dicho pH como:
Sistema amortiguador Bicarbonato/Ácido carbónico. Ayuda a nivelar el pH sanguíneo (que puede ser desnivelado por la temperatura, la dieta y algunas enfermedades) quitándole un hidrógeno al ácido fuerte y poniéndoselo al bicarbonato.
Sistema amortiguador de Fosfatos. Excretan fosfatos en orina en altas cantidades, lo que permite que los riñones regulen los iones positivos incluyendo iones hidrógeno y iones sodio.
Sistema amortiguador de Hemoglobina. La hemoglobina es importante no sólo por su capacidad de transportar oxígeno y dióxido de carbono, sino también por su capacidad amortiguadora. Gran parte de Dióxido de carbono que procede de procesos metabólicos y penetra a los eritrocitos es amortiguado por la hemoglobina y tiene un valor de amortiguación elevado. El dióxido de carbono se difunde al interior de las células y se combina con grupos amino y grupos de histidinimidazol en la hemoglobina para formar compuestos carbaminados.
Sistema amortiguador de proteínas. Las proteínas sirven como amortiguadores principalmente en las células de los tejidos pero también, aunque en menor grado en el plasma. El punto isoeléctrico de las proteínas es inferior al pH fisiológico, lo que significa que actúan como polianiones al pH 7.4 y liberan el exceso de protones que se requiera.
Las soluciones de ácidos o bases débiles y sus conjugados exhiben amortiguamiento, la capacidad para resistir un cambio de pH después de la adición de un ácido o base fuerte. Puesto que muchas reacciones metabólicas van acompañados de la liberación o captura de protones, la mayor parte de las reacciones intracelulares son amortiguadas. El metabolismo oxidativo produce CO2, EL ANHÍDRIDO DEL ÁCIDO CARBÓNICO, QUE SI NO SE AMORTIGUA PRODUCE ACIDOSIS GRAVE. Para mantener el pH constante se utilizan como amortiguadores al fosfato, al bicarbonato y las proteínas, que aceptan o liberan protones para resistir un cambio de pH.
El amortiguamiento se observa mediante un medidor de pH al titular un ácido o base débil. También se puede calcular el cambio de pH que acompaña a la adición de ácido o base a una solución amortiguada.
Muchos ácidos de interés biológico poseen más de un grupo ionizable. La presencia de carga negativa adyacente impide la liberación de un protón de un grupo cercano, elevando su Pka. Esto resulta evidente de los valores de pka para los tres grupos ionizables del ácido fosfórico y el ácido cítrico. El efecto de la carga adyacente disminuye con la distancia.
El pka de un grupo funcional también se afecta profundamente por el medio circundante. El medio podría elevar o disminuir el pka dependiendo de si él ácido no disociado o su base conjugada es la especie cargada. El efecto de la constante diélectrica sobre el pka puede observarse al agregar etanol al agua. El pka de un ácido carboxílico aumenta, en tanto el de un aminoácido disminuye debido a que el etanol reduce la capacidad del agua para solvatar una especia cargada.
La eficacia y capacidad de un sistema amortiguador depende de la relación entre las concentraciones de la base conjugada (o sal) y el ácido débil, como se indica en la ecuación Henderson-Hasselbach:
pH = pK + log [sal]/[ácido]
En está ecuación se expresa la relación entre el pH de la forma ácida del par amortiguador (representa el punto medio entre los límites extremos del efecto amortiguador) y la concentración de cada miembro del par amortiguador. El pK es diferente para cada solución amortiguadora y se determina midiendo el pH de una solución que contenga concentraciones iguales de los dos componentes que constituyen el par amortiguador. Como el logaritmo de 1 es igual a 0, entonces pK = pH (del sistema amortiguador).
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA
MATERIAL
Potenciómetro
Agitador magnético
1 probeta de 50 ml
1 probeta de 10 ml
1 agitador de vidrio
1 bureta
1 soporte universal
1 pinza para bureta
2 vasos de precipitados de 250 m
1 vaso de precipitados de 100 ml
1 litro de solucion de hidroxido de sodio 0.1 N
1 litro de solución de monofosfato de sodio 0.1 N
500 ml de solucion de Cloruro de Sodio 0.1 N
150 ml de solución de ácido clorhídrico 0.1 N
DESARROLLO
Experimento A
En un vaso de precipitados de 250 ml, colocar 50 ml de la solución de cloruro de sodio 0.1 N y agregue 10 ml de la solución de ácido clorhídrico 0.1 N, y medir su pH introduciendo los electrodos del potenciómetro.
Mediante una bureta, agregar lentamente solución de hidróxido de sodio 0.1 N a la solución anterior, que debe de estar en agitación constante, observar los cambios de pH después de la adición de cada ml de hidróxido de sodio. Suspender la operación hasta llegar a los 20 ml.
Con los resultados obtenidos elaborar una gráfica en papel milimétrico (pH vs ml de hidróxido de sodio 0.1 N) y observar si hubo amortiguación.
Experimento B
En un vaso de precipitados de 250 ml, colocar 50 ml de la solución de monofosfato de sodio 0.1 N, introducir los electrodos del potenciómetro y medir su pH.
En agitación constante agregar lentamente solución de hidróxido de sodio 0.1 N mediante una bureta y anotar los cambios de pH después de la adición de cada ml. Suspender la operación hasta llegar a 40 ml.
Con los resultados obtenidos elaborar una gráfica en papel milimétrico (pH vs ml de hidróxido d sodio 0.1 N) y observar si hubo amortiguación.
La titulación se utiliza para determinar la cantidad de un ácido en una solución. En este procedimiento, se titula un volumen determinado de ácido con una solución de una base fuerte, normalmente hidróxido de sodio (NaOH), de concentración conocida. El NaOH se añade en pequeñas porciones hasta que se ha consumido (neutralizado) el ácido según nos indica el potenciómetro. En la gráfica del pH frente a la cantidad de NaOH añadido o curva de titulación del ácido titulado, después de la adición de cada cantidad de NaOH a la solución, se mide el pH de la mezcla. Este valor se representa frente a la fracción de la cantidad total de NaOH requerida para neutralizar el ácido. En el punto medio de la titulación las concentraciones del dador de protones y del aceptor de protones son iguales, por lo tanto, en este punto el pH es numéricamente igual al pKa del ácido. Y la zona sombreada es la región útil con capacidad tamponante.
Un sistema amortiguador (Amortiguador o solución amortiguadora) es una sustancia que controla los cambios bruscos de pH, protege al cuerpo reduciendo los cambios de pH que se producen por la adición de ácidos o álcalis. Con frecuencia está formado por un ácido débil (H+) y su base conjugada (A-); lo que realiza una solución amortiguadora es transformar un ácido fuerte en ácido débil y una base fuerte en una base débil. Cuando se le agrega un ácido fuerte, parte de los iones de hidrógeno adicionales se combinan con la base conjugada del amortiguador en vez de quedarse en la solución. Cuando se agrega una base fuerte a una solución amortiguadora, la forma ácida del amortiguador libera protones, lo que limita la reducción de concentración de protones libres y preserva el pH.
El líquido extracelular humano, incluyendo la sangre entera tiene pH levemente alcalino, de 7.35 a 7.45; hay varios mecanismos para equilibrar el pH in vivo y estos incluyen soluciones amortiguadoras que neutralizan los ácidos y bases fuertes, estos son la regulación respiratoria de la concentración de oxígeno y dióxido de carbono, y la regulación renal de la excreción de sal.
El mecanismo de la respiración regula el pH dependiendo de la concentración de CO2, la función de los pulmones en el equilibrio ácido-básico es regular la cantidad de dióxido de carbono que se elimina al exhalar aire, ya sea reteniendo CO2 o aumentando su eliminación.
La función de los riñones es mantener constante el medio interno, para ello regula el equilibrio del agua y la excreción de iones manteniendo un patrón normal de electrolitos y un pH fisiológico. El mecanismo renal controla el pH ya que el riñón reabsorbe el ion bicarbonato evitando que se excrete y lo regresa procurando que regrese a circulación sanguínea. También elimina el exceso de H+ con ayuda de los fosfatos y el cloruro de amonio eliminando el exceso por orina.
También existen ciertos sistemas que nos ayudan a la regulación de dicho pH como:
Sistema amortiguador Bicarbonato/Ácido carbónico. Ayuda a nivelar el pH sanguíneo (que puede ser desnivelado por la temperatura, la dieta y algunas enfermedades) quitándole un hidrógeno al ácido fuerte y poniéndoselo al bicarbonato.
Sistema amortiguador de Fosfatos. Excretan fosfatos en orina en altas cantidades, lo que permite que los riñones regulen los iones positivos incluyendo iones hidrógeno y iones sodio.
Sistema amortiguador de Hemoglobina. La hemoglobina es importante no sólo por su capacidad de transportar oxígeno y dióxido de carbono, sino también por su capacidad amortiguadora. Gran parte de Dióxido de carbono que procede de procesos metabólicos y penetra a los eritrocitos es amortiguado por la hemoglobina y tiene un valor de amortiguación elevado. El dióxido de carbono se difunde al interior de las células y se combina con grupos amino y grupos de histidinimidazol en la hemoglobina para formar compuestos carbaminados.
Sistema amortiguador de proteínas. Las proteínas sirven como amortiguadores principalmente en las células de los tejidos pero también, aunque en menor grado en el plasma. El punto isoeléctrico de las proteínas es inferior al pH fisiológico, lo que significa que actúan como polianiones al pH 7.4 y liberan el exceso de protones que se requiera.
Las soluciones de ácidos o bases débiles y sus conjugados exhiben amortiguamiento, la capacidad para resistir un cambio de pH después de la adición de un ácido o base fuerte. Puesto que muchas reacciones metabólicas van acompañados de la liberación o captura de protones, la mayor parte de las reacciones intracelulares son amortiguadas. El metabolismo oxidativo produce CO2, EL ANHÍDRIDO DEL ÁCIDO CARBÓNICO, QUE SI NO SE AMORTIGUA PRODUCE ACIDOSIS GRAVE. Para mantener el pH constante se utilizan como amortiguadores al fosfato, al bicarbonato y las proteínas, que aceptan o liberan protones para resistir un cambio de pH.
El amortiguamiento se observa mediante un medidor de pH al titular un ácido o base débil. También se puede calcular el cambio de pH que acompaña a la adición de ácido o base a una solución amortiguada.
Muchos ácidos de interés biológico poseen más de un grupo ionizable. La presencia de carga negativa adyacente impide la liberación de un protón de un grupo cercano, elevando su Pka. Esto resulta evidente de los valores de pka para los tres grupos ionizables del ácido fosfórico y el ácido cítrico. El efecto de la carga adyacente disminuye con la distancia.
El pka de un grupo funcional también se afecta profundamente por el medio circundante. El medio podría elevar o disminuir el pka dependiendo de si él ácido no disociado o su base conjugada es la especie cargada. El efecto de la constante diélectrica sobre el pka puede observarse al agregar etanol al agua. El pka de un ácido carboxílico aumenta, en tanto el de un aminoácido disminuye debido a que el etanol reduce la capacidad del agua para solvatar una especia cargada.
La eficacia y capacidad de un sistema amortiguador depende de la relación entre las concentraciones de la base conjugada (o sal) y el ácido débil, como se indica en la ecuación Henderson-Hasselbach:
pH = pK + log [sal]/[ácido]
En está ecuación se expresa la relación entre el pH de la forma ácida del par amortiguador (representa el punto medio entre los límites extremos del efecto amortiguador) y la concentración de cada miembro del par amortiguador. El pK es diferente para cada solución amortiguadora y se determina midiendo el pH de una solución que contenga concentraciones iguales de los dos componentes que constituyen el par amortiguador. Como el logaritmo de 1 es igual a 0, entonces pK = pH (del sistema amortiguador).
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA
MATERIAL
Potenciómetro
Agitador magnético
1 probeta de 50 ml
1 probeta de 10 ml
1 agitador de vidrio
1 bureta
1 soporte universal
1 pinza para bureta
2 vasos de precipitados de 250 m
1 vaso de precipitados de 100 ml
1 litro de solucion de hidroxido de sodio 0.1 N
1 litro de solución de monofosfato de sodio 0.1 N
500 ml de solucion de Cloruro de Sodio 0.1 N
150 ml de solución de ácido clorhídrico 0.1 N
DESARROLLO
Experimento A
En un vaso de precipitados de 250 ml, colocar 50 ml de la solución de cloruro de sodio 0.1 N y agregue 10 ml de la solución de ácido clorhídrico 0.1 N, y medir su pH introduciendo los electrodos del potenciómetro.
Mediante una bureta, agregar lentamente solución de hidróxido de sodio 0.1 N a la solución anterior, que debe de estar en agitación constante, observar los cambios de pH después de la adición de cada ml de hidróxido de sodio. Suspender la operación hasta llegar a los 20 ml.
Con los resultados obtenidos elaborar una gráfica en papel milimétrico (pH vs ml de hidróxido de sodio 0.1 N) y observar si hubo amortiguación.
Experimento B
En un vaso de precipitados de 250 ml, colocar 50 ml de la solución de monofosfato de sodio 0.1 N, introducir los electrodos del potenciómetro y medir su pH.
En agitación constante agregar lentamente solución de hidróxido de sodio 0.1 N mediante una bureta y anotar los cambios de pH después de la adición de cada ml. Suspender la operación hasta llegar a 40 ml.
Con los resultados obtenidos elaborar una gráfica en papel milimétrico (pH vs ml de hidróxido d sodio 0.1 N) y observar si hubo amortiguación.
La titulación se utiliza para determinar la cantidad de un ácido en una solución. En este procedimiento, se titula un volumen determinado de ácido con una solución de una base fuerte, normalmente hidróxido de sodio (NaOH), de concentración conocida. El NaOH se añade en pequeñas porciones hasta que se ha consumido (neutralizado) el ácido según nos indica el potenciómetro. En la gráfica del pH frente a la cantidad de NaOH añadido o curva de titulación del ácido titulado, después de la adición de cada cantidad de NaOH a la solución, se mide el pH de la mezcla. Este valor se representa frente a la fracción de la cantidad total de NaOH requerida para neutralizar el ácido. En el punto medio de la titulación las concentraciones del dador de protones y del aceptor de protones son iguales, por lo tanto, en este punto el pH es numéricamente igual al pKa del ácido. Y la zona sombreada es la región útil con capacidad tamponante.
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