DEPARTAMENTO DE BIOQUÍMICA ESFUNO EUTM ACIDOS Y BASES, ph, BUFFERS
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
Ionización del agua y producto iónico del agua (K w ) Kw = K eq x [H 2 O] = [H + ][OH - ] K eq = 1.8 x 10-16 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
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
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
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 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
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 [H + ] = ph= más ácida [H+] = ph= 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?
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 - HOCl 4 - H + + OCl 4 - NaOH Na + + OH - NH 3 + H 2 O NH 4+ + 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 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
pk a = -log K a ÁCIDOS DÉBILES
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
ÁCIDOS DÉBILES ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBALCH ph = pka Log [HA] [A - ] ph = pka + Log [A - ] [HA]
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
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 + ] = 0,000424 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: 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
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 - ]
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
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?
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.
CURVA DE TITULACIÓN DE UN ÁCIDO DÉBIL Ácido poliprótico. Ej: ácido fosfórico H 3 PO 4 3 1- H 3 PO 4 H 2 PO 4 + H + 2- H 2 PO 4 HPO 4 2 + H + 2 3- HPO 4 2 PO 4 3 + H + 1
Ácidos presentes en el organismo
Ácidos presentes en el organismo Buffer carbonato:
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)