DEPARTAMENTO DE BIOQUÍMICA ESFUNO EUTM. ACIDOS Y BASES, ph, BUFFERS

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1 DEPARTAMENTO DE BIOQUÍMICA ESFUNO EUTM ACIDOS Y BASES, ph, BUFFERS

2 Ionización del agua y producto iónico del agua (K w ) H 2 O H + + OH - K eq = [H + ][OH - ] [H 2 O] K eq = [H + ][OH - ] [H 2 O] K eq x [H 2 O] = K w [H + ][OH - ] Producto iónico del H 2 O

3 Ionización del agua y producto iónico del agua (K w ) Kw = K eq x [H 2 O] = [H + ][OH - ] K eq = 1.8 x M 1L = 1000 g 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 M 2

4 Concepto de ph Cuando una solución contiene concentraciones iguales de [H + ] que de [OH ] es NEUTRA Cuando la [H + ] es mayor a las de [OH - ] la solución es ÁCIDA Cuando la [H + ] es menor a la de [OH - ] la solución es BÁSICA

5 Concepto de ph H 2 O H + + OH - El ph es una forma de expresar la [H + ] el símbolo p denota el logaritmo negativo de

6 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

7 Concepto de ph La medición del ph es una de las operaciones más relevantes y frecuentemente utilizadas en bioquímica Los cambios en el ph afectan la estructura de las biomoléculas La medida de ph en plasma y orina se utiliza normalmente como método de diagnóstico de diversas patologías La disminución de ph en plasma se denomina acidosis

8 Concepto de ph ph óptimo de diferentes enzimas

9 Concepto de ph El ph es una forma de expresar la [H + ] ph = - log [H + ] ph y [H + ] están inversamente relacionados [H + ] = ph= más ácida [H+] = ph= más alcalina

10 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

11 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?

12 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 + ]

13 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

14 ÁCIDOS Y BASES ÁCIDO FUERTE: ÁCIDO DÉBIL:

15 Ácidos y Bases Fuertes y Débiles ÁCIDOS Y BASES FUERTES Se disocian completamente en solución Ejemplos: HCl H + + Cl - HOCl 4 - H + + OCl 4 - NaOH Na + + OH - NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH -

16 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

17 ÁCIDOS DÉBILES Los ácidos débiles se disocian parcialmente en solución Ka HA A + H + ácido Base conjugada Ka = [A- ] [H + ] [HA] La constante de disociación (K a ) es una característica de cada ácido débil pka = -log Ka Si la K a es alta, el pka es bajo y el ácido se disocia mucho Si la K a es baja, el pka es alto y el ácido se disocia poco

18 pk a = -log K a ÁCIDOS DÉBILES

19 ÁCIDOS DÉBILES HA A + H + K a = [A ] [H + ] [HA] K a Aplicando Log negativo en cada término: [HA] [A - ] = [H + ] -Log [H + ] = -Log K a Log [HA] [A - ] ph pka

20 ÁCIDOS DÉBILES ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBALCH ph = pka Log [HA] [A - ] ph = pka + Log [A - ] [HA]

21 ÁCIDOS Y BASES DÉBILES Ej: Ácido Acético CH 3 COOH CH 3 COO - + H + K a = - [CH 3 COOH] = 0,1M - [CH 3 COO - ] = 0,01 M - K a = 1,8 x10-5 (pka = -Log Ka) [H + ][CH 3 COO - ] [CH 3 COOH] ph = 4,72 + Log [CH 3 COO - ] [CH 3 COOH] ph = 4,72 + Log [0,01] [0,1] ph = 3.72

22 Problema: Calculo del ph de una solución de ácido ácetico 0,1M K a = 1,8 x10-5 CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Inicial: 00,1 M 0 0 En equilibrio: 00,1 M-x x x K a = [H + ][CH 3 COO - ] [CH 3 COOH] [x][x] 1,8x10-5 = [0,01-x] [x] 2 1,8x10-5 = [0,01] [x] 2 1,8x10-5 = [0,01] Cuando la Ka es muy baja la cantidad que se disocia respecto al ácido inicial se puede despreciar 1,8x10-5 x 0,01 = x = [H + ] [H + ] = 0, ph = -Log[H + ] = -Log 0, = 3,37

23 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: K a = [H + ][CH 3 COO - ] pka [CH 3 COOH] ya que [H + ]= [CH3COO - ] ph + ph -LogK a = -Log ([H + ][H + ]) -Log[CH 3 COOH] pka = -Log[H + ]+-Log[H + ] -Log[0,01M] pka = 2pH -Log[0,01M] pka-log [0,01M] = ph 2 4,72+2 = ph = 3,37 2

24 CURVA DE TITULACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL Ej: Ácido acético CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Región de amortiguación [CH 3 COOH=[CH 3 COO - ]

25 CURVA DE TITULACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL Cuando las concentraciones se igualan: [AH]= [A ] En la ecuación de H-H: ph = pka + Log 1 ph = pka + Log [A - ] [HA] =0 ph = pka

26 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?

27 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS Una solución amortiguadora es una mezcla de un ácido débil y su base conjugada El ph de una solución amortiguadora se mantiene casi constante tras la adición de pequeñas cantidades de ácido o de base La máxima capacidad amortiguadora es cuando el ph es igual al pka del acido débil La elección del buffer a utilizar depende de su pka y de su concentración.

28 CURVA DE TITULACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL Ácido poliprótico. Ej: ácido fosfórico H 3 PO H 3 PO 4 H 2 PO 4 + H + 2- H 2 PO 4 HPO H HPO 4 2 PO H + 1

29 Ácidos presentes en el organismo

30 Ácidos presentes en el organismo Buffer carbonato:

31 Amortiguadores presentes en el organismo Amortiguador bicarbonato (HCO 3- /H 2 CO 3 (CO 2 )) Amortiguador fosfato (HPO 4-2 /H 2 PO 4- ) Hemoglobina (Hb/HbH) Proteínas intracelulares (Pr/HPr)