Sistemas Amortiguadores Del Organismo

Sistemas amortiguadores del organismo

Los líquidos corporales son disoluciones amortiguadoras o tampón que pueden resistir los cambios de pH. Ello se debe a la presencia de sistemas amortiguadores que están constituidos por un acido débil y su base conjugada en concentraciones semejantes:

HA ↔ H+ + A-

Donde A- es la base conjugada que se combina con los hidrogeniones (H+) para formar el ácido, HA.

Los sistemas amortiguadores pueden ser de acción extracelular o de acción intracelular.

Los sistemas amortiguadores extracelulares más importantes son el sistema amortiguador del bicarbonato y el sistema amortiguador del fosfato. Los sistemas amortiguadores intracelulares más importantes son el sistema amortiguador de las proteínas, el sistema amortiguador del fosfato y el sistema amortiguador del bicarbonato.

Sistema amortiguador del bicarbonato

Consiste en una solución acuosa con dos componentes: un ácido débil (el ácido carbónico o H2CO3) y una sal bicarbonato, por ejemplo bicarbonato de sodio (NaHCO3). El H2CO3, se forma en el organismo mediante la reacción:

CO2 + H2 ↔ H2CO3

Esta reacción es lenta y las cantidades de H2CO3 que se forman son pequeñísimas a menos que tenga lugar en presencia de la enzima anhidrasa carbónica. Esta enzima es especialmente abundante en las paredes de los alvéolos pulmonares, desde se libera el CO2; también se encuentra en las células epiteliales de los túbulos renales, donde el CO2 reacciones con el H2O para formar el H2CO3.

El H2CO3 se ioniza débilmente para formar pequeñísimas cantidades de H+ y de HCO3- .

H2CO3 ↔ H+ + HCO3-

El segundo componente del sistema, el bicarbonato, se encuentra principalmente en forma de sal sódica (NaHCO3) y predomina en el LEC. El NaHCO3 se ioniza casi por completo, formando iones de bicarbonato (HCO3-) y de sodio (Na+):

NaHCO3 ↔ Na+ + HCO3-

Sistema amortiguador de fosfato

El sistema amortiguador de fosfato interviene sobre todo en el amortiguamiento del líquido de los túbulos renales y de los LIC. Los elementos principales de este sistema son H2PO4- (anión fosfato diácido) y HPO4+ (catión fosfato monoácido). Cuando se añade a una mezcla de estas sustancias un ácido fuerte, se produce lo siguiente:

HCl + Na2HPO4 ↔ NaH2PO4 + NaCl

El sistema amortiguador del fosfato es especialmente importante en los líquidos tubulares de los riñones porque el fósforo suele concentrarse mucho en esos túbulos. Además es importante para el amortiguamiento de los LIC, ya que la concentración de fosfato en estos líquidos es muy superior a la que existe en los LEC.

Sistema amortiguador de las proteínas

Gracias a sus elevadas concentraciones, sobre todo en el interior de las células, las proteínas son uno de los amortiguadores más importantes del organismo. Constituyen el amortiguador más abundante en el LIC y en el plasma. La hemoglobina es una proteína que resulta especialmente eficaz como amortiguador dentro de los eritrocitos, en tanto que la albúmina constituye la principal proteína amortiguadora en el plasma.

Como las proteínas se componen de aminoácidos, contienen al menos un grupo carboxilo (-COOH) y al menos un grupo amino (-NH2); estos grupos son los elementos funcionales del sistema amortiguador proteínico.

El grupo carboxilo libre en un extremo de la proteína actúa como ácido al liberar H+ cuando se eleva el pH. En esta forma el H+ puede reaccionar con cualquier exceso de OH- que hay en la solución para formar agua.

El grupo amino libre que se encuentra en el otro extremo de la proteína puede actuar como base y combinarse con H+ cuando disminuye el pH.

Por consiguiente, las proteínas pueden amortiguar tanto los ácidos como las

bases. Además de los grupos terminales carboxilo y amino, siete de los 20 aminoácidos tienen cadenas laterales que pueden amortiguar el H+.

ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBALCH

El pH de una mezcla amortiguadora se puede conocer mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch. En la disociación del ácido acético:

la constante de equilbrio es:

Si tomamos logaritmos:

Y cambiando de signos:

o lo que es lo mismo:

y reordenando,

que es la fórmula conocida como la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

Teniendo en cuenta que el ácido acético es muy débil y, por tanto, el equilibrio de disociación está casi totalmente desplazado hacia la izquierda (desplazamiento favorecido por la presencia de cantidades notables de acetato) podremos sustituir en la ecuación de Henderson-Hasselbalch, sin introducir errores, la concentración de acético libre por la de acético total ([AcH]=[ácido]).

Análogamente, como el acetato sódico está completamente disociado podemos considerar que la concentración del ión acetato coincide con la concentración de sal ([Ac-]=[sal]).

Con estas modificaciones podemos expresar la ecuación de Henderson-Hasselbalch de una forma válida para todos los amortiguadores (no sólo para el acético/acetato):

A partir de esta fórmula se pueden deducir fácilmente laspropiedades de los amortiguadores:

1.- El pH de una disolución amortiguadora depende de la naturaleza del ácido débil que lo integra (de su pK), de modo que para cantidades equimoleculares de sal y de ácido, el pH es justamente el pK de este ácido. Dicho de otra forma, se puede definir el pK de un ácido débil como el pH del sistema amortiguador que se obtiene cuando [sal] = [ácido] (Figura de la derecha).

2.- El pH del sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre la sal y el ácido, pero no de las concentraciones absolutas de estos componentes. De aquí se deduce que añadiendo agua al sistema, las concentraciones de sal y ácido disminuyen paralelamente, pero su cociente permanece constante, y el pH no cambia. Sin embargo, si la dilución llega a ser muy grande, el equilibrio de disociación del ácido se desplazaría hacia la derecha, aumentando la [sal] y disminuyendo [ácido], con lo cual el cociente aumenta y el pH también, de forma que se iría acercando gradualmente a la neutralidad (pH 7).

3.- Cuando se añaden ácidos o bases fuertes a la disolución amortiguadora, el equilibrio se desplaza en el sentido de eliminar el ácido añadido (hacia la izquierda) o de neutralizar la base añadida (hacia la derecha). Este desplazamiento afecta a las proporciones relativas de sal y ácido en el equilibrio. Como el pH varía con el logaritmo de este cociente, la modificación del pH resulta exigua hasta que uno de los

pH quiere decir potencial de hidrógeno. El pH es una escala de medida simplificada, que indica la acidez o alcalinidad de una solución.

La acidez y la alcalinidad son 2 extremos que describen propiedades químicas. Al mezclar ácidos con bases se pueden cancelar o neutralizar sus efectos extremos. Una sustancia que no es ácida ni básica (o alcalina) es neutral.

Normalmente la escala del pH va desde 0 hasta 14. Un pH de 7 es neutral. Un pH menor de 7 es ácido puede quemarnos. Un pH mayor que 7 es básico o alcalino, puede disolver la carne.

La escala del pH es logarítmica, lo que significa que con relación a un pH de 7, un pH de 6 es 10 veces más acido. Un pH de 5 será 100 veces más ácido.

El agua pura tiene un pH neutral, o sea de 7. Cuando es mezclada con otros químicos se convierte en ácida o alcalina.

Algunos ejemplos de sustancias ácidas son: el vinagre y el extracto de limón. La lejía, leche de magnesia y amoníaco son bases o sustancias alcalinas.

El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias.

La sigla significa ‘potencial hidrógeno’, ‘potencial de hidrógeno’ o ‘potencial de hidrogeniones’ (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés S. P. L. Sørensen (1868-1939), quien lo definió como el opuesto del logaritmo en base 10 (o el logaritmo del inverso) de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10–7] = 7

La escala de pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidaslas disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más iones en la disolución) y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (cuando el disolvente es agua).

Hay centenares de ácidos;

• ácidos fuertes como el ácido sulfúrico,

que puede disolver los clavos de acero y

• ácidos débiles como el ácido bórico, que

es bastante seguro de utilizar como

lavado de ojos o el ácido acético, que

es el vinagre que utilizamos para aderezar

nuestras ensaladas

El agua (molécula de H2O),

tiene iones libres de

Hidrógeno (H).

Ese conjunto de iones tiene un peso,

...