Clase 2 - Soluciones y pH - Bioquímica 2S-2024 - USACH PDF

UNIVERSIDAD DE SANTIAGO DE CHILE Facultad de Química y Biología Departamento de Biología Bachillerato en Ciencias y Humanidades Bioquímica 2S-2024 Clase 2 Soluciones y pH  pH El pH o potencial de hidrógeno es una unidad de medida...

UNIVERSIDAD DE SANTIAGO DE CHILE Facultad de Química y Biología Departamento de Biología Bachillerato en Ciencias y Humanidades Bioquímica 2S-2024 Clase 2 Soluciones y pH  pH El pH o potencial de hidrógeno es una unidad de medida para determinar la acidez o alcalinidad de una disolución. La acidosis es el estado anormal producido por exceso de ácidos en los tejidos y en la sangre. La alcalosis respiratoria es una reducción primaria de la Pco2 con disminución compensadora de la concentración de HCO3− o sin ella. pH  pH en el tracto digestivo pH Cavidad oral 6, Estómago 1- 8 3 Duodeno 5- 7 Colon 6- 8 Recto 7- 8  Ácidos y Bases Según Arrhenius Ácidos son Bases son sustancias que sustancias que ceden iones hidroxilo, OH- ceden iones hidronios, H30+  Definición de ácidos y bases Bronsted y Lowry Ácidos son especies dadoras de protones, éstos pasan seguidamente a moléculas de agua, formándose H3O+ Bases son especies que reciben protones del agua, éstas se transforman en iones hidroxilo, OH-. Acidez La acidez de una solución depende de la concentración de protones. Y se define a través del pH donde: pH= -log [H+] Disoluciones ácidas : 0 - pH - 7 Disoluciones básicas : 7 - pH -14  Ácidos fuertes y débiles Ácido fuerte: Se disocia completamente cuando se disuelve en agua, por tanto, ceden a la solución una cantidad de iones H +. Ácido débil: No se disocia completamente en presencia de agua. Producto iónico del agua y pH [C] [D] A+ C+ B D Keq = [A] [B] Para el H2O H+ + OH- agua: [H+] [OH-] Keq = [H 2O] Keq [H2O] = [H+] [OH-] 1x10-14 Kw = [H+] [OH-] 1x10-14 = [H+] [OH-]  Constante de acidez  Medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución.  Se expresa de la siguiente manera (Ka) A mayor Ka, mayor disociación y mayor fuerza del ácido Ácido débil tiene Ka < 1  La fuerza de un ácido depende de su capacidad de donar protones, asi como de la estabilidad de su base conjugada.  Ácidos: pKa y Ka Fórmula Ka Acetic acid HC2H3O2 1.7 x 10-5 Benzoic Acid HC7H5O2 6.3 x 10-5 Boric Acid H3BO3 5.9 x 10-10 Carbonic Acid H2CO3 4.3 x 10-7 HCO3- 4.8 x 10-11 Cyanic Acid HCNO 3.5 x 10-4 pKa=-log Ka Formic Acid HCNO2 1.7 x 10-4 Ácidos: Un ácido monoprótico es un ácido que dona sólo un protón por molécula a una solución acuosa. Esto contrasta con los ácidos capaces de donar más de un protón o hidrógeno, que se denominan ácidos polipróticos. El agua como anfótero El agua es un disolvente único, una de sus propiedades es la capacidad de actuar como un ácido o como una base. Ionización del agua y concepto de pH Constante de disolución del agua. Kw=[H3O+] [OH-] H2O + H2O OH- + H3O+ reacción de autoprotólisis  A 25 ºC Kw = [H3O+]. [OH-] = 10-14 [H3O+] = [OH-] = 1 x 10–7 M log Kw = - log [H3O+] - log [OH-] pKw = pH + pOH = 14 En una solución neutra [H3O+] = [OH-] Ácido y bases débiles tienen constantes características HA H+ + A- [H+] Ka = Keq [A-] pKa = - log = [HA Ka ] CH3COOH H+ + Ácido CH3COO- acético Acetato Ácid Base o conjugada  Curva de titulación de ácidos débiles Las curvas de titulación son las representaciones gráficas de la variación del pH durante el transcurso de la valoración. Punto de equivalencia Curva de titulación de ácidos polipróticos Un ácido poliprótico tiene la posibilidad de establecer más de un equilibrio de disociación aportando por lo tanto más de un protón al medio.  Tipos de titulaciones Acido-Base (Acidimetría – Alcalimetría):el pH en el punto de equivalencia depende de la naturaleza de la concentración de los reactivos. Oxidación-Reducción (Redox): se basan en los procesos en que existe transferencia de electrones. Titulaciones complejométricas: las titulaciones complejométricas se basan en la formación de un complejo soluble. Titulación sin Indicador: El punto de equivalencia es indicado por el surgimiento de turbidez. Amortiguador o Buffer Amortiguador es una mezcla de un ácido débil con su base conjugada (o viceversa), la cual resiste cambios de pH. Los líquidos del cuerpo contienen gran variedad de amortiguadores que representan una primera defensa importante contra los cambios de pH. Si se agregan iones OH a la disolución amortiguadora, reaccionarán con el componente ácido del amortiguador para formar agua y el componente básico (X). OH- (ac) + HX (ac) H2O(l) + X- (ac) Esta reacción hace que [HX] disminuya y [X-] aumente. Mientras las cantidades de HX y X- sean grandes en comparación con la cantidad de OH- agregada, la razón [HX]/[X-] no cambia mucho y, por tanto, el cambio de pH es pequeño. Disoluciones amortiguadoras Estas disoluciones tienen la capacidad de resistir cambios de pH cuando se agrega un ácido o base Una solución amortiguadora, reguladora, o tampón es aquella compuesta por una mezcla de un ácido débil con su base conjugada. Su principal característica es que mantiene estable el pH de una disolución ante la adición de cierta cantidad de ácido o base fuerte.  Soluciones amortiguadoras - tampones- buffer Si bien los buffers ácidos amortiguan pH ácidos y los buffers alcalinos pH básicos, ambos pueden reaccionar con los iones H3O+ y OH– a través de estas series de ecuaciones químicas: A– + H3O+ => HA + H2O HB+ + OH– => B + H2O Las variaciones bruscas del pH podrían resultar fatales. El mantenimiento del pH de los fluidos corporales.  Amortiguador es Para comprender mejor el funcionamiento de los amortiguadores considere la mezcla de sal NaA (sal de sodio) y el ácido débil HA. NaA (s) Na+ (ac) + A- (ac) HA (ac) H+ (ac) + A- (ac) [H+][A-] Ka [HA = [HA ] -log [H ] = -log Ka - + pKa = -log Ka [HA] ] - log [A ] Ka [H+] = [A- ] [A-] -log [H+] = -log Ka + [HA log ] [A-] pH = pKa + log [HA]  Amortiguadores Si se agregan iones OH a la disolución amortiguadora, reaccionarán con el componente ácido del amortiguador para formar agua y el componente básico (X). OH- (ac) + HX (ac) H2O(l) + X- (ac) Esta reacción hace que [HX] disminuya y [X-] aumente. Mientras las cantidades de HX y X- sean grandes en comparación con la cantidad de OH- agregada, la razón [HX]/[X-] no cambia mucho y, por tanto, el cambio de pH es pequeño.  Buffer de la sangre: bicarbonato pH de la sangre: 7,35 – 7,45 El tampón bicarbonato es el tampón más importante de la sangre (pH = 7,4), representa el 75 % de la capacidad buffer total de la sangre. Influencia del pH en nuestro organismo  Otro sistema buffer importante (HPO42-/H2PO4-) HPO42-+ H3O+ ↔ H2O+ H2PO4- H2PO4- + OH- → HPO42- + H2O Secreciones o sustancias con sus respectivos pH Saliva pH 6 – 7 Jugo gástrico pH 1 – 3.5 Jugo pancreático pH 8 – 8.2 Bilis pH 7.8  Resumen El agua es el solvente por excelencia El pH es una unidad de medida para determinar la acidez o alcalinidad de una disolución. Amortiguadores son disoluciones que tienen la capacidad de resistir cambios de pH cuando se agrega un ácido o base. Los sistemas biológicos poseen soluciones con pH bien definido para llevar a cabo las reacciones metabólicas en forma eficiente. UNIVERSIDAD DE SANTIAGO DE CHILE Facultad de Química y Biología Departamento de Biología Bachillerato en Ciencias y Humanidades Bioquímica 2S-2024 Clase 2 Soluciones y pH