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REGULACIÓN DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE MEDIANTE AMORTIGUADORES QUÍMICOS:

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Presentación del tema: "REGULACIÓN DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE MEDIANTE AMORTIGUADORES QUÍMICOS:"— Transcripción de la presentación:

1 REGULACIÓN DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE MEDIANTE AMORTIGUADORES QUÍMICOS:

2 Un amortiguador ácido base o solución buffer es aquella que resiste los cambios en el pH.

3 Buffer ácidos: Mezclas de ácidos débiles y sus bases conjugadas (sal derivado del ácido). Ej. Ácido acético/acetato

4 CH 3 COOH  CH 3 COO - + H + Acido débil base conjugada (acetato) H + + CH 3 COO - CH 3 COOH OH - + CH 3 COOH CH 3 COO -

5 Buffer básicos: Mezclas de bases débiles y sus ácidos conjugados (sal derivada de la base). Ej. Amoníaco/Amonio

6 BUFFER DE LA SANGRE: Existen tres principales buffer de la sangre, que le ayudan a mantener el pH entre 7.35 – 7.40 : 1.Buffer de carbonato (principal) 2. Buffer de fosfatos 3.Buffer de proteínas

7 SISTEMA AMORTIGUADOR DE CARBONATO: Mezcla de ácido carbónico y ión bicarbonato. H 2 CO 3 / HCO 3 -

8 Al agregar pequeñas cantidades de H +, el ión bicarbonato lo convierte en ácido carbónico, cambiando un ácido fuerte en uno débil, manteniendo el pH. H + + HCO 3 - H 2 CO 3

9 Cuando se agrega OH - estos se combinan con el ácido carbónico formando agua y bicarbonato, volviendo una base fuerte en débil OH - + H 2 CO 3 H 2 O + HCO 3 -

10 SISTEMA AMORTIGUADOR DE FOSFATO: Lo conforma una mezcla de fosfatos H 2 PO 4 - y HPO 4 -2 Se establece el siguiente equilibrio en la sangre: H 2 PO 4 - HPO 4 - 2 + H +

11 Al agregar H+ ocurre la formación de un ácido débil manteniéndose el pH de la solución. H + + HPO 4 - 2 H 2 PO 4 - Al agregar OH- ocurre la formación de HPO 4 – 2, neutralizándose la base. OH - + H 2 PO 4 - HPO 4 - 2 + H 2 O Se encuentra principalmente en: túbulos renales (área muy ácida), líquidos intracelulares.

12 AMORTIGUADORES PROTEÍNICOS: Formado por las proteínas celulares y del plasma sanguíneo. Las proteínas están formadas de aminoácidos que contiene un sistema tampón en su estructura COO - / NH 3 + ( el COO - neutraliza H + ) ( el NH 3 + neutraliza OH - )

13 ANOMALÍAS CLÍNICAS DEL EQUILIBRIO ÁCIDO- BASE

14 ACIDOSIS: Se da cuando el pH de la sangre disminuye.

15 ALCALOSIS: Se da cuando el pH de la sangre aumenta.

16 ACIDOSIS METABÓLICA: CAUSAS: En Diabetes Mellitus no controlada: Se forman grandes cantidades de sustancias ácidas (cuerpos cetónicos). El hambre y la ingestión de grandes cantidades de ácido.

17 En la diarrea severa y en la colitis existe pérdida de bicarbonato. Acidosis Urémica: Imposibilidad de los riñones de eliminar del cuerpo las cantidades normales diarias de ácidos formados por los procesos normales del cuerpo.

18 ALCALOSIS METABÓLICA: Aumento de las concentraciones de bicarbonato en la sangre (aumento de pH) ó perdida de H +

19 CAUSAS: Inducida por pérdida de H +, por ejemplo en un vómito de secreciones gástricas ácidas. Administración de sales alcalinizantes por tratamiento mal efectuado: Gastritis, úlcera, etc.

20 ACIDOSIS Y ALCALOSIS RESPIRATORIA: Se producen por cambios en la velocidad de la respiración. CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H + + HCO 3 -

21 ACIDOSIS RESPIRATORIA Se produce cuando disminuye la velocidad de la respiración. CAUSAS: Cuando los pulmones no pueden eliminar el CO 2 : aumenta H + (disminución de la intensidad de la ventilación pulmonar): CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H + + HCO 3 -

22 Aumento del CO 2 en el líquido extracelular, lo que aumenta las concentraciones de ácido carbónico en forma iónica (2H + + CO 3 -2 )

23 PROCESOS PATOLÓGICOS QUE LA PROVOCAN: Lesión en el centro respiratorio del bulbo Obstrucción de las vías respiratorias Neumonía Disminución de la superficie pulmonar Factores que dificulten el recambio de gases entre la sangre y el aire alveolar.

24 ALCALOSIS RESPIRATORIA: Se producen por aumento en la velocidad de la respiración (hiperventilación)

25 Disminución de la concentración de iones hidronio, por pérdida excesiva del CO 2, lo cual eleva el pH sanguíneo CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H + + HCO 3 -

26 Algunas causas: 1.Psiconeurosis (Histeria) 2.Miedo 3.Ansiedad 4.Ascensión a grandes alturas (Ligeramente), etc

27 HA  H + + A - [H + ] [ A - ] = Ka [HA ]

28 El logaritmo de esta expresión es: Log [H + ] [ A - ] = log Ka [HA ] log [H+] + log [ A - ] = log Ka [HA ] - log [H + ] - log [ A - ] = - log Ka [HA ] pH - log[ A - ] = pKa [HA ]

29 ECUACIÓN DE HENDERSON- HASELBALCH: pH = pKa + log[ A- ] [HA ] pH = pKa + log[ sal ] [acido]

30 Agregando acido: pH = pKa + log[ sal - moles de acido] [acido + moles de acido] Agregando base: pH = pKa + log[ sal + moles de base] [acido - moles de base]

31 EJERCICIOS: 1.Calcule El pH del buffer de ácido acético 0.18M y acetato de sodio con una concentración de 0.15M. Ka = 1.8 X 10 -5 2.Cuál es el pH de la solución después de agregar 0. 03 moles de HCl a un litro de amortiguador. 3.Cuál es el pH de la solución después de agregar 0. 03 moles de NaOH a un litro de amortiguador.

32 pOH = pKb + log[ sal ] [base]

33 Agregando acido: pOH = pKb + log[ sal + moles de acido] [base - moles de acido] Agregando base: pOH = pKb + log[ sal - moles de base] [base + moles de base]

34 1.Calcule el pH de un buffer formado por CH 3 NH 2 0.07M y CH 3 NH 3 + Cl - 0.09M. La constante de ionización del CH 3 NH 2 es de 4.4 x 10 -4. 2.Cuál es el pH de la solución después de agregar 0. 04 moles de HCl a un litro de amortiguador. 3.Cuál es el pH de la solución después de agregar 0.04 moles de NaOH a un litro de amortiguador


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