REGULACIÓN DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE MEDIANTE AMORTIGUADORES QUÍMICOS:

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

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

CH3COOH  CH3COO- + H+ H+ + CH3COO- CH3COOH OH - + CH3COOH CH3COO- Acido débil base conjugada (acetato) H+ + CH3COO- CH3COOH OH - + CH3COOH CH3COO-

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

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

SISTEMA AMORTIGUADOR DE CARBONATO: Mezcla de ácido carbónico y ión bicarbonato. H2CO3 / HCO3-

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+ + HCO3- H2CO3

Cuando se agrega OH- estos se combinan con el ácido carbónico formando agua y bicarbonato, volviendo una base fuerte en débil OH- + H2CO3 H2O + HCO3-

SISTEMA AMORTIGUADOR DE FOSFATO: Lo conforma una mezcla de fosfatos H2PO4- y HPO4-2 Se establece el siguiente equilibrio en la sangre: H2PO4- HPO4 - 2 + H+

Al agregar H+ ocurre la formación de un ácido débil manteniéndose el pH de la solución. H+ + HPO4 - 2 H2PO4- Al agregar OH- ocurre la formación de HPO4 – 2 , neutralizándose la base. OH- + H2PO4- HPO4 - 2 + H2O Se encuentra principalmente en: túbulos renales (área muy ácida), líquidos intracelulares.

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- / NH3+ ( el COO- neutraliza H+) ( el NH3+ neutraliza OH-)

ANOMALÍAS CLÍNICAS DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

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

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

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.

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.

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

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.

ACIDOSIS Y ALCALOSIS RESPIRATORIA: Se producen por cambios en la velocidad de la respiración. CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-

ACIDOSIS RESPIRATORIA Se produce cuando disminuye la velocidad de la respiración. CAUSAS: Cuando los pulmones no pueden eliminar el CO2: aumenta H+ (disminución de la intensidad de la ventilación pulmonar): CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-

Aumento del CO2 en el líquido extracelular, lo que aumenta las concentraciones de ácido carbónico en forma iónica (2H+ + CO3-2)

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.

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

Disminución de la concentración de iones hidronio, por pérdida excesiva del CO2, lo cual eleva el pH sanguíneo CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-

Algunas causas: Psiconeurosis (Histeria) Miedo Ansiedad Ascensión a grandes alturas (Ligeramente), etc

HA  H+ + A- [H+] [ A- ] = Ka [HA ]

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

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

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]

EJERCICIOS: 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 Cuál es el pH de la solución después de agregar 0. 03 moles de HCl a un litro de amortiguador. Cuál es el pH de la solución después de agregar 0. 03 moles de NaOH a un litro de amortiguador.

pOH = pKb + log[ sal ] [base]

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]

Calcule el pH de un buffer formado por CH3NH2 0. 07M y CH3NH3+Cl- 0 Calcule el pH de un buffer formado por CH3NH2 0.07M y CH3NH3+Cl- 0.09M. La constante de ionización del CH3NH2 es de 4.4 x 10-4. Cuál es el pH de la solución después de agregar 0. 04 moles de HCl a un litro de amortiguador. Cuál es el pH de la solución después de agregar 0.04 moles de NaOH a un litro de amortiguador