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PH
Buffers Acidemia y Alcalemia
Bioquímica 2022
Con el correr de los años, los científicos han construido distintas teorías ácido-base:
Arrhenius
Lewis
Bronsted-Lowry
Hoy es aceptada la teoría de Bronsted-Lowry, ya que permite explicar el comportamiento ácido-base de la mayor parte de las sustancias.
Concepto de ÁCIDO y BASE:
Concepto de ÁCIDO y BASE:
Un ácido	es toda sustancia	que, en solución acuosa, es capaz de ceder protones al medio que la rodea:
AH	A- + H+
ácido
Una base es toda sustancia que, en solución acuosa, es capaz de captar protones del medio que lo rodea:
A- + H+	AH
base
Electrolitos fuertes y débiles:
Un ácido con gran capacidad de disociación se dice que es fuerte. Ej.:
H+ + Cl-
CH3- CO.OH	CH3- CO.O-	+ H+
ácido acético
HCl
ácido clorhídrico
Un ácido con poca tendencia a disociarse se dice que es débil. Ej.:
Electrolitos fuertes y débiles:
Una base con gran capacidad de disociación se dice que es fuerte. Ej.:
Na+ + OH-
+	-
NH4	+ OH
NH3
amoníaco
NaOH
hidróxido de sodio
Una base con poca tendencia a disociarse se dice que es débil. Ej.:
Aminoácidos:
Los aminoácidos contienen grupos amino y grupos carboxilo. Estos grupos pueden ceder o aceptar protones, según el pH del medio, es decir actuar como ácidos o bases.
Punto isoeléctrico
Forma aniónica
EN MEDIOS ALCALINOS
OH-
Forma catiónica EN MEDIOS ÁCIDOS
H+
Pares ácido-base conjugados:
El concepto de par conjugado se refiere a un par de especies que difieren en un H+
AH/A- es un par conjugado
Dentro del par hay un ácido y una base, pero se puede	llamar	indistintamente	a	uno	u	otro
“conjugado”
par ácido-base
A- (aq)	+	H3O+
AH (aq)	+	H2O
Par ácido-base
NH3	+
Base conj 1
H2O
Ác conj 2
NH4+
Ác conj 1
+	OH-
Base conj 2
AGUA SUSTANCIA ANFIPRÓTICA
H3C—COOH
Ác conj 1
+	H2O
Base conj 2
H3C—COO-
Base conj 1
+	H3O+
Ác conj	2
Pares ácido-base conjugados:
Los H+ reaccionan con agua dando el ión hidronio (H3O+)
Equilibrio ácido-base:
CH3COOH
CH3COO-	+
H+
Toda reacción química, luego de comenzar,	llega a un punto de equilibrio. Esto no significa que no ocurran más reacciones químicas en el sistema, sino que las reacciones directa e inversa ocurren a la misma velocidad.
Esto se da porque se igualan las dos velocidades:
la velocidad a las que se consume los sustratos para dar productos y
la velocidad a la que se consumen los productos para dar sustratos de vuelta
LA RELACIÓN ENTRE PRODUCTOS Y SUSTRATOS SIEMPRE ES CONSTANTE PARA CADA REACCIÓN
En esta situación de equilibrio las concentraciones molares de los sustratos y los reactivos se mantienen constantes.
En el equilibrio, la concentración de cada especie mantienen una relación con las demás a través de la constante de equilibrio.
Por ejemplo para la disociación del ácido acético:
CH3COOH	CH3COO-	+
H+
Si es un ACIDO  Ka Si es una BASE  Kb
Constante de equilibrio:
La constante de equilibrio es un cociente de concentraciones de productos y
reactivos en la situación equilibrio.
Ka y Kb:
Las Ka y Kb son características de cada ácido o base y nos dicen que tan fuerte o débil es un ácido
Fuertes = Ka altas
Débiles = Ka bajas
Para simplificar los valores de Ka ó Kb se aplica el –log para obtener el pKa ó pKb
Constante de equilibrio:
pKa = log (1/Ka) = - log Ka
A menor pKa mayor tendencia a
disociarse	y viceversa…
La Ka del ácido acético es 1,75 x 10-5 pKa del ácido acético es 4,75
Disociación del agua:
Carácter anfiprótico del agua:
se comporta como ácido y como base
H3O+ (aq)	+ OH- (aq)
H2O (l)	+ H2O (l)
base	ácido
ácido conjugado
base conjugado
Disociación del agua:
De ellas, solo se pueden disociar 1x10-7 mol de molécula por litro.
Por lo tanto en 1litro de agua pura hay una concentración de
1x10-7M de H+ y de 1x10-7M de OH-
H2O	+ H2O	H3O+	+ OH-
Solo unas pocas moléculas de H2O se disocian.
En 1 litro de agua hay 55,56 moles de moléculas de H2O.
2- SI CONSIDERAMOS QUE ESTE VALOR ES UNA CONSTANTE. ES ASÍ PORQUE SE DISOCIA UNA CANTIDAD MUY INFERIOR DE MOLÉCULAS
Disociación del agua:
Keq	=
[H2O]2
[H3O+] x [OH-]
3- MULTIPLIQUEMOS LAS CONSTANTES ENTRE SI PARA OBTENER UNA NUEVA
CONSTANTE (Kw – CONSTANTE de AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA)
Keq x	[H2O]2 =	Kw = [H3O+] x [OH-] = 1,0.10-14
para simplificar podemos escribir [H+]
H2O	+ H2O	H3O+	+ OH-
1- SI PLANTEAMOS LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO (Keq)
pKw = 14	=	pH	+	pOH
Disociación del agua:
EL VALOR NUMÉRICO DE LA Kw ES EL SIGUIENTE
Kw = [H+] x [ OH- ] = 10-7M x 10-7M = 10-14
SI APLICAMOS LOS LOGARITMOS DE LA INVERSA DE LAS CONCENTRACIONES, PASAMOS DEL Kw AL pKw, Y DEL H+ AL pH Y DEL OH- AL pOH
6- EN AGUA PURA EL pH = 7 Y EL pOH =7 a 25ºC
Si el pH = pOH = 7
solución neutra
Si el pH < 7
solución ácida
Si el pH > 7
solución alcalina
Potencial de Hidrógeno (pH):
Potencial de Hidrógeno (pH):
Es una medida del grado de acidez, neutralidad o
alcalinidad de un medio biológico;
Si agregamos un ácido al agua la concentración de 	H+ va a subir, por lo tanto el pH va a bajar. LA
RELACIÓN ES INVERSA.
Como Kw es una constante, si baja el pH tiene que subir el pOH y la suma entre ambos SIEMPRE da 14
Si una base captura H+ del medio, la concentración 	de H+ baja y la concentración de OH- sube, por lo
tanto el pOH baja
El	pH	de	sangre	arterial		y	del	fluido intersticial es normalmente	7.35 a 7.45;
Orina: pH:5-7
Saliva: pH: 6.9;
Estómago: pH: 3
Intestino: pH: 8
El pH en los fluidos corporales:
Escala de pH y algunos ejemplos
El pH en los alimentos:
Soluciones buffer. Amortiguadores
¿Cómo se mantiene constante el pH en una solución?
Son soluciones que tienen la propiedad de resistir el cambio de pH que puede producirse por el agregado de pequeñas cantidades de ácidos o
bases fuertes.
Soluciones buffer. Amortiguadores
Ácido
Base
pH…
constante
Un	buffer	resiste	el	cambio	de	pH,	porque contiene tanto una especie ácida que neutraliza
básica	que	neutraliza
los	iones	OH-,	como	una los iones H+ .
Están formadas por un par ácido/base conjugado es decir un electrolito débil (ácido o básico) y una sal del mismo que actúa como electrolito fuerte. Ej. :
Ácido carbónico/bicarbonato de sodio Ácido acético/acetato de sodio
Soluciones buffer. Amortiguadores
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.
De esta manera se amortiguan los cambios o variaciones del pH	que puedan ocurrir.
Soluciones buffer.
¿Cómo se construyen?
Los buffers se construyen mezclando soluciones de un ácido débil y su base conjugada (también denominada “sal del ácido”
También se construyen utilizando mezclas de bases débiles y su ácido conjugado (“sal de la base”)
4	4
H2PO -/HPO 2- (Buffer fosfato diácido – fosfato
monoácido)
Proteínas, que mezclan residuos ácidos y básicos en sus
aminoácidos.
Soluciones buffer.
Ejemplos de buffer en el organismo
En nuestro cuerpo hay buffers que se construyen naturalmente.
H2CO3/CO3H- (ácido carbónico / bicarbonato)
CO2 + H2O	H2 CO3	H+ + CO3H-
Sistema ácido carbónico-bicarbonato.
Cómo se produce el CO2 y el CO3H-?:
Por	combustión	de	Glucosa y	ácidos	grasos	a	CO2	y H2O.
En	el	plasma	se	combina	con	agua	y	forma	ácido carbónico o bicarbonato
Interviene la enzima anhidrasa carbónica:
Sistema ácido carbónico-bicarbonato
H2CO3	HCO3-+ H+
Si se agrega una sal (electrolito fuerte) del mismo
ácido	se forma una solución buffer o
amortiguadora.
NaHCO3	Na+ + HCO3-
Los 2 componentes del sistema tienen un ion
común:
3
HCO -
Si agregamos un ácido fuerte: HCl, ↑[H+], el 		equilibrio se desplaza hacia la formación de
ác. carbónico.
HCl	+	↓HCO3-  ↑H2CO3 +	Cl- 	pH cte
Si al buffer le agregamos NaOH, ↑[OH-],que son utilizados para formar agua.
NaOH +H2CO3  HCO3- + Na+ + H2O pH cte
Sistema ácido carbónico-bicarbonatoCómo funciona este sistema como buffer?:
El organismo trata de mantener el pH normal entre 7.35 a 7.45.
< 7.35 ---- Acidemia
> 7.45 ---- Alcalemia
Sistema ácido carbónico-bicarbonato.
Alteraciones del pH en sangre.
↑ H+ ↓pH = Acidemia
ACIDOSIS RESPIRATORIA:
Cuando hay hipoventilación, no se elimina el CO2 (aumenta la pCO2 alveolar), este aumenta en sangre y se produce H2CO3.
ACIDOSIS METABÓLICA:
Acumulación de H+ producto del metabolismo o problemas renales que producen pérdida de bicarbonato (HCO3-).
Alteraciones del pH en sangre.
↓ H+ ↑ pH = Alcalemia
ALCALOSIS RESPIRATORIA:
Cuando hay hiperventilación, no se acumula CO2 (baja pCO2 alveolar), disminuye su concentración en sangre y se produce un aumento de la concentración de bicarbonato (HCO3-).
ALCALOSIS METABÓLICA:
Acumulación de bicarbonato (HCO3-) producto de alteraciones renales o pérdida de H+ (vómitos).
Alteraciones del pH en sangre Compensaciones
COMPENSACIÓN RESPIRATORIA:
Los trastornos metabólicos se pueden compensar por la vía respiratoria mediante hiper o hipoventilación.
Acidosis metabólica Alcalosis metabólica
Hiperventilación Hipoventilación
Alteraciones del pH en sangre Compensaciones
COMPENSACIÓN METABÓLICA:
La actividad renal compensa el
desequilibrio problemas
alterar	la
generado		por respiratorios		al filtración	del
bicarbonato.
Acidosis respiratoria
Alcalosis respiratoria
Recaptación de HCO3-
Filtración de HCO3-
Gracias por su atención