Soluciones Amortiguadoras - Tampón

Soluciones Amortiguadoras - Tampón

• Las soluciones amortiguadoras (o buffer) actúan como mecanismos que evitan las fluctuaciones de pH neutralizando la incorporación de ácidos o bases al sistema.
• Se generan a partir de la combinación de un ácido o base débil con su base conjugada o su ácido conjugado (sal).
• Ejemplos: ácido acético y acetato sódico (ácido débil y su base conjugada), o amoníaco y cloruro amónico (base débil y su ácido conjugado).
• La capacidad tampón de una solución se relaciona directamente con la concentración del ácido o base débil presente. A mayor concentración, mayor capacidad tampón.
• La eficacia del tampón se mantiene dentro de un rango de pH que está alrededor de una unidad por encima y por debajo del pK del ácido débil.
• La capacidad amortiguadora se refiere a la cantidad de ácido o base fuerte que puede neutralizar sin que el pH se desplace una unidad.
• El mejor tampón es aquel que presenta igual concentración de su forma ácida que de su forma básica, en este caso el pH es igual al pK.
• Si la concentración de la base es mayor, el tampón es más efectivo para contrarrestar la adición de ácidos.
• Si la concentración del ácido es mayor, el tampón es más efectivo para contrarrestar la adición de bases.
• La ecuación de Henderson-Hasselbalch (una transformación logarítmica de la constante de disociación del ácido) determina el grado de disociación de un ácido o base débil a un pH específico.
• Muchas moléculas importantes, como enzimas, fosfatos de los nucleótidos e intermediarios metabólicos, poseen grupos ionizables (ácidos y bases débiles) cuya ionización depende del pH del medio.

Región Tampón

• Es el rango de pH donde, incluso si se añaden pequeñas cantidades de ácido o base, no se observan grandes variaciones en el pH.
• Esta región se sitúa a una unidad de pH por encima y por debajo del pK del compuesto.
• Cada par ácido-base conjugado tiene un rango de pH característico donde actúa como tampón eficaz.

Eficacia Amortiguadora

• Un tampón es efectivo en un rango de aproximadamente una unidad de pH respecto al valor del pK del ácido débil.
• La capacidad amortiguadora aumenta con la concentración del tampón.
• Un sistema tampón más concentrado tiene mayor capacidad de neutralizar ácido o base fuerte, manteniendo un cambio limitado de pH.

Estructura y Polaridad del Agua

• El ángulo de enlace entre los átomos de hidrógeno y oxígeno en la molécula de agua es de 104.5°, lo que la convierte en una molécula polar.
• La distribución asimétrica de la carga electrónica en la molécula de agua la convierte en un dipolo permanente, aunque sin carga neta.
• Los enlaces de hidrógeno son responsables de la formación de agrupaciones oscilantes de moléculas de agua, que se encuentran en continua reorganización.
• El estado sólido del agua se caracteriza por una red estática, regular y rígida de enlaces de hidrógeno, que es menos compacta que en estado líquido.
• La densidad del hielo es menor que la del agua debido a la estructura rígida de sus enlaces de hidrógeno, que mantiene las moléculas de agua más separadas.

Propiedades Físico-Químicas del Agua

• La estructura molecular y geométrica del agua determina sus propiedades físico-químicas, incluyendo:
  • Carácter polar
  • Enlaces de hidrógeno
  • Elevados puntos de fusión, ebullición, calor específico y tensión superficial.

Orbitales Híbridos

• En los elementos como el carbono, oxígeno y nitrógeno, los orbitales s y p se aproximan en energía, interaccionando para formar nuevos orbitales híbridos.
• Estos orbitales híbridos permiten a los elementos formar el mayor número de enlaces posible, manteniendo la máxima distancia entre ellos para minimizar las fuerzas de repulsión.
• La existencia de orbitales sp3 en el oxígeno explica la estructura tetraédrica irregular de la molécula de agua, con dos pares de electrones libres en dos vértices y dos enlaces covalentes con átomos de hidrógeno en otros dos.

pH y Equilibrio Ácido-Base

• El pH es una medida de la concentración de protones ([H+]) en una solución.
• La escala de pH:
  • Solución ácida: pH < 7; [H+] > [OH-]
  • Solución neutra: pH = 7; [H+] = [OH-]
  • Solución básica o alcalina: pH > 7; [H+] < [OH-]
• El pH afecta las funciones de las biomoléculas, que son ácidos o bases débiles.
• El margen de pH fisiológico en líquidos corporales y reacciones biológicas se encuentra entre 6.5 y 8.
• El pH de la sangre oscila entre 7.35-7.45 y el pH intracelular entre 6.9-7.4.

Ácidos Débiles y Su Constante de Disociación (Ka)

• Un ácido débil es un ácido que no se disocia completamente en agua.
• La constante de disociación (Ka) expresa la tendencia de un ácido a disociarse.
• A mayor Ka, mayor es la tendencia a disociarse y más fuerte es el ácido.
• El pKa es el -log(Ka), y un pKa menor indica un ácido más fuerte.
• pK refleja el equilibrio entre el ácido (AH) y su base conjugada (A-), y el pH al que la mitad del ácido se ha disociado.

Tampones: La Regulación del pH

• Un tampón es una solución que resiste cambios en el pH al añadir ácidos o bases.
• Los tampones consisten de un ácido débil y su base conjugada.
• Un buen tampón de ácidos tiene un pKa inferior al pH de la solución, con una mayor concentración de la base conjugada.
• Un buen tampón de bases tiene un pKa superior al pH de la solución, con una mayor concentración de la forma ácida.

Curva de Titulación Ácido Base: Determinando el pK

• La curva de titulación representa la variación del pH de un ácido o base débil frente a los equivalentes de base o ácido añadidos.
• En la curva de titulación, el punto de inflexión corresponde al valor de pK del ácido o base débil.
• Esto representa el pH al que la concentración del ácido débil y su base conjugada se igualan.

Enlaces de Hidrógeno

• La distribución de cargas y la geometría de la molécula de agua ocasiona una atracción entre el átomo de oxígeno de una molécula de agua y el hidrógeno de otra.
• Esta atracción se denomina enlace o puente de hidrógeno.
• Los enlaces de hidrógeno son responsables de muchas de las propiedades físicas y químicas del agua.
• Las moléculas de agua se orientan de manera que los átomos de hidrógeno (donadores del enlace) se enfrenten a los pares de electrones no compartidos del oxígeno (aceptores del enlace).
• Cada molécula de agua puede formar enlaces de hidrógeno con hasta cuatro moléculas de agua vecinas (dos como aceptor y otras dos como donador).
• Este comportamiento ocurre en el hielo.
• En estado líquido, el promedio de uniones de cada molécula de agua es de 3,4.

Propiedades del Agua

• El agua tiene una estructura en mosaico, una red dinámica de moléculas unidas por puentes de hidrógeno que dura 10ps.
• El agua es polar.
• Los enlaces de hidrógeno contribuyen a:
  • Elevados puntos de fusión y ebullición.
  • Alto calor específico.
  • Alta tensión superficial.

Orbitales Híbridos

• Cuando los orbitales s y p están próximos en su nivel de energía (como en el caso del carbono, el oxígeno o el nitrógeno), pueden interaccionar para formar orbitales híbridos.
• Los orbitales híbridos combinan caracteres de los orbitales s y p.
• La formación de orbitales híbridos permite que el elemento químico forme el mayor número de enlaces posible, manteniendo la mayor distancia entre ellos para minimizar las fuerzas de repulsión.
• Los orbitales sp3 del oxígeno dan a la molécula de agua una estructura tridimensional de un tetraedro irregular.
• Dos orbitales del oxígeno contienen pares de electrones que no forman parte de las uniones (pares solitarios) y se sitúan en dos vértices del tetraedro.
• Los electrones desapareados forman enlaces covalentes con un átomo de hidrógeno cada uno, y se localizan en los otros dos vértices.

Ácidos y Bases en el Organismo

• Los ácidos y bases se disocian en disolución acuosa.
• Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente, mientras que los ácidos y bases débiles lo hacen parcialmente.
• Ácidos fuertes: ácido clorhídrico, sulfúrico, nítrico.
• Bases fuertes: hidróxido sódico, potásico.
• La mayoría de los ácidos y bases de los sistemas biológicos son débiles, lo que afecta la concentración de protones del medio y, por lo tanto, el pH.
• Cuando un ácido pierde un protón, se convierte en una base conjugada, que tiende a recuperarlo.
• Cuando el compuesto formado es un catión o anión, tiende a unirse con un elemento de carga opuesta formando la sal conjugada.
• Las bases no necesariamente contienen grupos –OH, pero aumentan la concentración de OH- en una solución extrayendo un protón del agua.
• Un dador de protón y su correspondiente aceptor forman un par ácido-base conjugado.

Determinación de la Fuerza de un Ácido o Base Débil

• La tendencia de un ácido a perder su protón en disolución acuosa se define por su constante de disociación o de ionización (K): Ka para la acidez, Kb para la basicidad.
• El mejor tampón es aquel que tiene igual concentración de su forma ácida que de su forma básica.
• En el cuerpo, necesitamos buenos tampones de ácidos debido a que somos generadores de H+.
• Un buen tampón de ácidos es aquel cuyo componente de base conjugada es mayor que el del ácido.
• Un buen tampón de ácidos a pH 7 tendrá un pKa inferior al valor del pH para obtener mayor componente de la base conjugada.
• Buen tampón de ácidos: aquel con mayor concentración de base, cuyo pKa es inferior a pH.
• Buen tampón de bases: aquel con mayor concentración de la forma ácida, cuyo pKa es mayor al pH.

Curva de Titulación Ácido-Base

• La curva de titulación o valoración ácido-base representa la variación de pH de un ácido o base débil frente a los equivalentes de base o ácido añadidos.
• La titulación produce sal y agua.
• La acción amortiguadora se produce cuando dos reacciones reversibles simultáneamente buscan alcanzar sus puntos de equilibrio.
• Existe un punto de inflexión en la curva, que corresponde con el valor de pK.
• El pK es el pH al que la concentración del ácido débil y su base conjugada se igualan.
• El grado de disociación de un ácido o base débil a un pH concreto viene determinado por la ecuación de Henderson-Hasselbalch (transformación logarítmica de la constante de disociación del ácido).
• Hay muchas moléculas (enzimas, fosfatos de los nucleótidos, intermediarios metabólicos, etc) que tienen grupos ionizables (ácidos y bases débiles) y que depende su grado de ionización del pH del medio.

Región Tampón

• La región tampón es un rango de pH de una solución en la cual, aunque se añadan ciertas cantidades de ácido o base, no se observan grandes variaciones de pH.
• Esta región se encuentra una unidad por encima y por debajo del pK del compuesto.
• Cada par de ácido-base conjugado tiene una zona característica de pH en la que es un tampón eficaz.

Eficacia Amortiguadora

• Un tampón es efectivo en un rango de aproximadamente 1 ​​unidad de pH respecto al valor del pK del ácido débil.
• La capacidad amortiguadora es la cantidad de ácido o base fuerte que se puede neutralizar sufriendo un desplazamiento de pH de una unidad.
• La capacidad amortiguadora es mayor en el sistema más concentrado.

La Molécula del Agua

• El ángulo de enlace entre los átomos de hidrógeno y oxígeno en la molécula de agua es de 104.5°.
• Este ángulo de enlace hace que la molécula de agua sea polar.
• La distribución asimétrica de la carga electrónica hace que el agua sea una molécula polar o dipolo permanente sin carga neta.
• La geometría de la molécula ocasiona una atracción entre el átomo de oxígeno de una molécula de agua y el hidrógeno de otra, llamada enlace de hidrógeno.
• Los enlaces de hidrógeno son responsables de muchas propiedades físicas y químicas del agua.
• Cada molécula de agua puede formar enlaces de hidrógeno con hasta cuatro moléculas de agua vecinas.
• En estado líquido, el promedio de uniones de cada molécula de agua es de 3.4.
• El mayor porcentaje de agua de nuestro organismo se localiza en el medio intracelular.

La Disociación de Ácidos y Bases

• Cuanto más fuerte es el ácido, mayor es su tendencia a disociarse, y mayor es el valor de K.
• El grado de disociación depende de la concentración de protones del medio.
• El pKa de un ácido es igual al pH cuando la concentración de su forma protonada es igual a la de su forma desprotonada.
• El pK es el pH al que se alcanza el equilibrio entre el ácido y su base conjugada.
• A menor pH, mayor es el valor de -log[H+].
• A menor pKa, mayor es el valor de -logKa, lo que indica una mayor tendencia a disociarse, haciendo el ácido más fuerte.
• A un pH por encima del pK, predomina la base conjugada [A-], y por debajo del pK, la forma ácida [HA].

Ácidos Polipróticos

• Los ácidos que pueden perder más de un protón se llaman polipróticos.
• Las disociaciones sucesivas implican valores de pK crecientes.
• Los ácidos monopróticos ceden un solo protón.
• Los ácidos dipróticos ceden dos protones.
• Los ácidos tripróticos ceden tres protones.

Soluciones Amortiguadoras (Tampón)

• Las soluciones tampón evitan las fluctuaciones de pH, neutralizando la incorporación de ácido o base al sistema.
• Son mezclas de ácidos débiles y sus bases conjugadas, o bases débiles y sus ácidos conjugados.
• El mejor tampón es aquel que tiene igual concentración de su forma ácida que de su forma básica.

Curva de Titulación Ácido-Base

• La curva de titulación representa la variación de pH de un ácido o base débil frente a los equivalentes de base o ácido añadidos.
• El punto de inflexión en la curva corresponde con el valor de pK.
• El pK es el pH al que la concentración del ácido débil y su base conjugada se igualan.

El Tampón Acido Carbónico/Bicarbonato

• El ácido carbónico (H2CO3) se forma a partir de la combinación de CO2 y H2O.
• Esta reacción puede ser catalizada por la enzima anhidrasa carbónica.
• El ácido carbónico se disocia en ión bicarbonato (HCO3-) y H+.
• La concentración de CO2 es mucho menor que la de HCO3-.
• El bicarbonato es un importante tampón en sangre.
• El H2CO3, el HCO3- y el CO2 están en equilibrio, esto funciona por la ley de Henry (solubilidad de un gas).

El Tampón Fosfato

• El tampón fosfato es triprótico, puede liberar hasta 3 protones, con 3 constantes de disociación (Ka)
• El fosfato se encuentra en circulación pero en baja concentración, no es un tampón sanguíneo.
• Es importante en el interior de las células, donde su concentración es alta, y puede amortiguar los cambios de pH.

Equilibrio Ácido-Base

• El pH sanguíneo se regula principalmente por el tampón ácido carbónico/bicarbonato.
• Los protones se unen al bicarbonato formando ácido carbónico, que se convierte en CO2 y se libera por la respiración.
• Si aumenta la concentración de protones (acidosis), el cuerpo hiperventila para eliminar CO2 por la respiración.
• Si disminuye la concentración de protones (alcalosis), el cuerpo hipoventila para aumentar la concentración de CO2.
• Los riñones pueden ajustar el equilibrio ácido-base expulsando protones o reteniendo bicarbonato.

Compensación de Desequilibrios Ácido-Base

• La compensación respiratoria es rápida (minutos u horas) y se regula por el sistema nervioso.
• La compensación renal es más lenta (días), pero permite un ajuste más preciso del pH.

Desequilibrios Ácido-Base

• Acidosis respiratoria (aumenta la concentración de CO2): se produce por una hipoventilación alveolar (dificultad para respirar).
• Alcalosis respiratoria (disminuye la concentración de CO2): se produce por una hiperventilación (respirar demasiado rápido).
• Acidosis metabólica (disminuye la concentración de HCO3-): se produce por la producción excesiva de ácidos o la pérdida de bicarbonato.
• Alcalosis metabólica (aumenta la concentración de HCO3-): se produce por la pérdida de ácido o la introducción de álcalis en el cuerpo.

Metabolismo del CO2

• El CO2 se produce como producto de la oxidación de nutrientes en el ciclo de Krebs.
• El CO2 generado en las células pasa al plasma sanguíneo y se transporta a los pulmones.
• Parte del CO2 en sangre difunde al eritrocito, donde se combina con agua para formar ácido carbónico, catalizada por la anhidrasa carbónica.
• El ácido carbónico en los eritrocitos se disocia en bicarbonato y protones.
• Los protones se unen a la hemoglobina, desplazando oxígeno.
• El bicarbonato sale del eritrocito por un sistema de antiporte con cloro.
• El bicarbonato se acumula en sangre, funcionando como tampón.

Este cuestionario explora el concepto de soluciones amortiguadoras y su capacidad para mantener el pH estable. Aprenderás sobre la combinación de ácidos y bases débiles, así como ejemplos específicos de fuentes de tampón. Además, entenderás la relación entre la concentración y la eficacia del tampón en diversas situaciones.