Amortiguadora

ustancia con pH 7, el correspondiente al agua, se denomina neutra. Las de valor inferior a 7, se consideran ácidas y las superiores a 7 básicas o alcalinas.

1.4. Ácidos y bases fuertes y débiles

Son ácidos o bases fuertes los que al disociarse lo hacen de forma total. Ejemplo:

• Clorhídrico, sulfúrico, en el caso de los ácidos

HCl -------------> Cl- + H+

H2SO4 -------------> SO42- + 2H+

• Hidroxido de sodio y potasio en el caso de las bases

NaOH ----------> Na+ + OH-

KOH ----------> K+ + OH-

Los ácidos y bases débiles se disocian de modo parcial. Ejemplo:

• El acético y el carbónico, respecto a los ácidos débiles

HCH3COO <---------------> CH3COO- + H+

H2CO3 <---------------> HCO3- + H+

• El hidróxido de amonio, respecto a las bases débiles

NH4OH <---------------> NH3+ + OH-

1 Amortiguadores, buffer o tampones

El pH de los medios biológicos es una constante fundamental para el mantenimiento de los procesos vitales. La acción enzimática y las transformaciones químicas de las células se realizan dentro de unos estrictos márgenes de pH. En humanos los valores extremos compatibles con la vida y con el mantenimiento de funciones vitales oscilan entre 6,8 y 7,8; siendo el estrecho margen de 7,35 a 7,45 el de normalidad. También en el trabajo de laboratorio, es imprescindible el mantenimiento de un pH para la realización de muchas reacciones químico-biológicas. Los sistemas encargados de evitar grandes variaciones del valor de pH son los denominados “amortiguadores, buffer, o tampones”. Son por lo general soluciones de ácidos débiles y de sus bases conjugadas o de bases débiles y sus ácidos conjugados. Los amortiguadores resisten tanto a la adición de ácidos como de bases.

1.6. Ecuación de Henderson-Hasselbalch. Concepto de pK

La concentración de H+ está vinculada a la naturaleza del electrolito débil. Considerando un ácido débil, de modo genérico como HAc, su equilibrio de disociación sería:

HAc <--------------------> Ac- + H+

Aplicando la ley de acción de masas, la constante de equilibrio K será:

K = ( Ac- ) x ( H+ ) / (HAc )

despejando ( H+)

K x (HAc )

( H+ ) = --------------------

( Ac- )

aplicando logaritmos

log ( H+ ) = log K + log (HAc ) - log ( Ac- )

multiplicando por -1

- log (H+ ) = - log K - log (HAc ) + log ( Ac- )

Si hacemos que

• - log ( H+ ) = pH

• - log K = pK

Se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbalch

pH = pK + log ( base ) / ( ácido )

Si en la ecuación la concentración de ácido es igual a la de la base, el cociente es 1, siendo el log de 1 = 0, se tiene que

pH = pK

por tanto, se puede definir el pK como el valor de pH de una solución amortiguadora en el que el ácido y la base se encuentran a concentraciones equimoleculares o al 50% cada una.

Tampones fisiológicos

Son los sistemas encargados de mantener el pH de los medios biológicos dentro de los valores compatibles con la vida. Permitiendo con ello la realización de funciones bioquímicas y fisiológicas de las células, tejidos, órganos, aparatos y sistemas. Según su naturaleza química, los amortiguadores se clasifican en orgánicos e inorgánicos y, así mismo, atendiendo a su ubicación, se distribuyen en plasmáticos y tisulares.

Tampones orgánicos

Las proteínas y aminoácidos como tampón

Los aminoácidos y proteínas son electrolitos anfóteros, es decir, pueden tanto ceder protones (ácidos) como captarlos (bases) y, a un determinado pH (en su pI), tener ambos comportamientos al mismo tiempo. La carga depende del pH del medio. En un medio

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