IMPORTANCIA DE LA PSICOLOGIA

n tampón, buffer, solución amortiguadora o solución reguladora es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes. Este hecho es de vital importancia, ya que meramente con un leve cambio en la concentración de hidrogeniones en la célula se puede producir un paro en la actividad de las enzimas.

Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto ion común y las diferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de ácido o base desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene una consecuencia menor sobre el pH.1

Cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de la constante de equilibrio del ácido o base empleado. Son importantes en el laboratorio y en la industria, y también en la química de la vida. Tampones típicos son el par amoníaco-catión amonio, ácido acético-anión acetato, anión carbonato-anión bicarbonato, ácido cítrico-anión citrato o alguno de los pares en la disociación del ácido fosfórico.

Índice [ocultar]

1 Mecanismo de actuación de las soluciones tampón

2 Cálculo del pH de disoluciones tampón

3 Sistemas tampón fisiológicos

3.1 Niveles de pH en el cuerpo humano

3.2 Sistemas tampón en el organismo

3.2.1 Tampón bicarbonato

3.2.2 Tampón fosfato

3.2.3 Tampón hemoglobina

3.2.4 Aminoácidos y proteínas

4 Aplicaciones industriales de las soluciones tampón

5 Referencias

6 Enlaces externos

Mecanismo de actuación de las soluciones tampón[editar]

Para poder entender con claridad el mecanismo que utiliza el organismo para evitar cambios significativos de pH, pondremos un ejemplo de actuación del tampón de más importancia en el organismo, el equilibrio de ácido carbónico (H2CO3) y bicarbonato (HCO3-), presente en el líquido intracelular y en la sangre.

Como producto del metabolismo se produce CO2 que al reaccionar con las moléculas de agua produce ácido carbónico, un compuesto inestable que se disocia parcialmente y pasa a ser bicarbonato según el siguiente equilibrio:

CO2 + H2O \rightleftharpoons\,\! H2CO3 \rightleftharpoons\,\! HCO3- + H+

Entonces, el bicarbonato resultante se combina con los cationes libres presentes en la célula, como el sodio, formando así bicarbonato sódico (NaHCO3), que actuará como tampón ácido. Supongamos que entra en la célula un ácido fuerte, por ejemplo, ácido clorhídrico (HCl):

HCl + NaHCO3 → NaCl + CO2 + H2O

Como se puede ver en la anterior reacción el efecto ácido clorhídrico queda neutralizado por el bicarbonato de sodio y resultan como productos sustancias que no provocan cambios en el pH celular y lo mantienen en su valor normal, que es 7,4.

Cálculo del pH de disoluciones tampón[editar]

Frecuentemente se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch para el cálculo del pH en soluciones reguladoras. Sin embargo, debe aclararse que esta ecuación no es aplicable en todos los casos, ya que para su deducción se realiza una serie de suposiciones. Esta ecuación suele proporcionar resultados incorrectos cuando las concentraciones del ácido y su base conjugada (o de la base y su ácido conjugado) son bajas. Para el cálculo del pH, se debe saber el pKa del ácido y la relación entre la concentración de sal y ácido, como se observa a continuación

pH=pKa+\log\left({}^{[S]}/_{[A]}\right)

Recordemos que pKa de un ácido débil se obtiene a partir de su constante de acidez (Ka) y es específico para cada ácido.

Supongamos que disponemos de una determinada cantidad de un ácido débil, por ejemplo, ácido láctico de concentración 10 mM. Sabemos, que la concentración de su sal conjugada, el lactato, es de 2 mM y que el pKa ácido del ácido láctico és 3,86. Por tanto, podemos calcular el pH del ácido láctico en una solución acuosa sin ningún tipo de sistema tamponador con la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

CH3-CHOH-COOH \rightleftharpoons\,\! CH3-CHOH-COO- + H+

pH = 3,86 + log (2 mM/ 10mM) = 3,86 - 0,7 = 3,16

Por tanto, el pH de una solución acuosa de ácido láctico de concentración 10 mM, sin la intervención de ningún tampón es 3,16. Es decir que si esto se produjese en el líquido intracelular y no existieran las soluciones amortiguadoras su pH estándar de 7,4 bajaría bruscamente hasta 3,16. Sin embargo, esto no ocurre en nuestro organismo gracias a los tampones químicos.

Si reflexionamos sobre la ecuación de Henderson-Hasselbalch se deduce que el pH del sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre sal y ácido, y no de sus concentraciones absolutas. Es decir que si vamos añadiendo agua al sistema variarán las concentraciones absolutas de cada sustancia, pero no su cociente de concentraciones. No obstante, si la dilución es muy grande, el equilibrio del ácido y su sal conjugada se desplaza hacia los productos y, por tanto, aumenta la sal y disminuye el ácido, entonces el cociente sal/ácido aumenta muy significativamente.

Supongamos ahora que añadimos una solución amortiguadora de bicarbonato de potasio (KHCO3) y una cantidad grande de agua a la anterior solución de ácido láctico anterior de 10 mM, suficiente para que se rompa el equilibrio de concentraciones del ácido y su sal conjugada. En consecuencia, la concentración de ácido láctico disminuye a 0,1 mM y la concentración de lactato de potasio aumenta a 200 mM. Calculemos el pH de la nueva solución:

CH3-CHOH-COOH + KHCO3 → CH3-CHOH-COOK + CO2 + H2O

pH = 3,86 + log (200 mM/ 0,1 mM) = 3,86 + 3,3 = 7,16

Es decir que partiendo de una solución de ácido láctico inicial de concentración 10 mM y pH 3,16 – ácido - ésta ha acabado transformándose en una solución de ácido láctico de concentración 0,1 mM y pH 7,16 – neutro - gracias a la intervención de un tampón químico, en este caso, el bicarbonato de potasio. Así es como el organismo consigue mantener su pH alrededor de 7,4, a pesar de que entren sustancias ácidas o básicas en el cuerpo.

Sistemas tampón fisiológicos[editar]

Niveles de pH en el cuerpo humano[editar]

Muchas biomoléculas no actúan a un determinado valor de pH y solo toleran fluctuaciones mínimas en el pH. Dado el bajo grado de ionización del agua (H2O), cuando añadimos en ésta una pequeña cantidad de ácido o de base, el pH varía en mucha cantidad, llegando a niveles de pH en los cuales las biomoléculas no podrían cumplir sus funciones. Por esta razón los líquidos fisiológicos contienen tampones que, a diferencia del agua, mantienen el pH constante.

Los tampones mantienen la cantidad de ácidos y de bases en equilibrio en un determinado pH en el cual la actividad biológica de las proteínas, hormonas, enzimas, bombas de iones... sea óptima. En humanos, los valores compatibles con el mantenimiento de funciones vitales son de pH entre 6,8 y 7,8; siendo el intervalo de 7,35 a 7,45 el de normalidad. En concreto, podemos decir que cada líquido fisiológico tiene un nivel característico normal de pH:

Sangre arterial: pH= 7,4

Sangre venosa: pH= 7,35

Líquido intersticial: pH= 7,35

Líquido intracelular: pH= 6 - 7,4

Orina: pH= 4,5 - 8

HCl gástrico: pH= 0,8

Los tampones son los primeros responsables de mantener estos niveles de pH constantes aunque en el organismo se produzcan altas cantidades de ácidos debido al metabolismo. Así, los tampones son el primer nivel de defensa contra los cambios de pH. También contribuyen al equilibrio la regulación respiratoria (segunda línea de defensa) y la regulación renal (tercera línea de defensa). Cuando hay alteraciones debidas a enfermedades de los riñones, pulmones o por diabetes mellitus, el pH se ve alterado y se padece acidosis (pH<7,37) o alcalosis (pH>7,43).

Las causas principales de acidosis son: insuficiencia renal, acidosis tubulorrenal, cetoacidosis diabética, acidosis láctica, sustáncias tóxicas (etilenglicol, salicilato (en sobredosis), metanol, paraldehido, acetazolamida o cloruro de amonio. Las causas principales de alcalosis son: uso de diuréticos (tiacidas, furosemida, ácido etacrínico), pérdida de ácido causada por vómitos o aspiración del contenido del estómago, glándulas suprarrenales hiperactivas (síndrome de Cushing o utilitazación de corticosteroides).

Estas alteraciones pueden rendir su efecto en la primera, la segunda o la tercera línea de defensa; impidiendo así el funcionamiento de todos los mecanismos complejos que mantienen los niveles de pH a niveles adecuados.

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