Acido-Base

Revisión del Equilibrio Iónico

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Definición de Keq, Kw y pH Definición de pKa Ecuación de Henderson-Hasselbalch Definición de Amortiguamiento Buffering Significado de Amortiguamiento de la Sangre Amfolito, Poliamfolito, pI y Zwitterion Definición de Solubilidad e Hidratación Balance Ácido-Base Renal Reabsorción deBicarbonato de Sodio Secreción de Ácidos Secreción de Amoníaco Neurotoxicidad del Amoníaco Ácidosis y Alcalosis

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Keq, Kw y pH
Como el H2O es el medio de los sistemas biológicos, uno debe considerar el papel de esta molécula en la disociación de los iones de las moléculas biológicas. El agua esesencialmente una molécula neutra pero se ionizará en forma limitada. Esto puede describirse mediante una ecuación de equilibrio simple: H2O H+ + OH– Este equilibrio puede calcularse igual que para cualquier otra reacción:

Debido a que la concentración de H2O es muy alta (55.5M) en relación a las concentraciones de [H+] y [OH–], su consideración no se toma en cuenta en la ecuación al multiplicarlos dos lados de la ecuación por 55.5 produciendo un nuevo termino, Kw . Kw = [H+][OH–] Este término se refiere como el producto iónico. En agua pura, a la que no se ha añadido ácidos o bases: Kw = 1 x 10–14 M 2 Como el Kw es constante, si uno considera el caso del agua pura, a la que no se ha añadido ácidos o bases: [H+] = [OH–] = 1 x 10–7 M Este termino puede ser reducido para que refleje laconcentración del ión hidrogeno en cualquier solución. Este se denomina pH, en donde: pH = –log[H+] Regreso al inicio

pKa
Los ácidos y las bases pueden clasificarse como donadores y aceptores de protones, respectivamente. Esto significa que la base conjugada de un ácido dado tendrá una carga neta que es más negativa que el ácido correspondiente. En compuestos biológicamente relevantes se encuentranvarios ácidos y bases débiles, e. g. Los aminoácidos ácidos y básicos, nucleótidos, fosfolípidos, etc. Los ácidos y las bases débiles en solución no se disocian completamente y, por tanto, existe un equilibrio

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Revisión del Equilibrio Iónico

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entre el ácido y su base conjugada. Esteequilibrio puede calcularse y se llama constante de equilibrio = Ka. Esta es algunas veces llamada como constante de disociación ya que pertenece a la disociación de protones de ácidos y bases. En la reacción de un ácido débil: HA A– + H+ La constante de equilibrio puede calcularse de la siguiente ecuación:

como en el caso del producto iónico: pKa = –logKa Por tanto, al obtener el –log de los doslados de la ecuación que describe la disociación de un ácido débil, llegamos a la siguiente ecuación:

y como se indico anteriormente –logKa = pKa y tomando en cuenta las leyes de los logaritmos:

De esta ecuación se puede ver que mientras más pequeño es el valor de la pKa más fuerte es el ácido. Esto se debe al hecho de que mientras más fuerte sea un ácido este más fácilmente cederá H+ y portanto el valor de [HA] en la ecuación anterior será muy pequeño. Regreso al inicio

La Ecuación de Henderson-Hasselbalch
Rearreglando la última ecuación llegamos a la ecuación de Henderson-Hasselbalch

Debería ser obvio ahora que el pH de una solución de cualquier ácido (de la que se conozca la constante de equilibrio, y hay muchas tablas con esta información) puede calcularse conociendo laconcentración del ácido, HA, y su base conjugada [A–]. En el punto de disociación en donde la concentración de la base conjugada [A–] es = a la del ácido [HA] pH = pKa + log[1] el log de 1 = 0. Así, en el punto medio de la titulación de un ácido débil: pKa = pH En otras palabras, el termino pKa es el pH en el que una distribución equivalente de un ácido y su base conjugada (o una base y su ácido...