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REGULACIÓN DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE MEDIANTE
AMORTIGUADORES QUÍMICOS:
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• Un amortiguador ácido base o solución buffer es aquella que resiste los cambios en el pH.
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Buffer ácidos:
• Mezclas de ácidos débiles y sus bases conjugadas (sal derivado del ácido).
• Ej. Ácido acético/acetato
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• CH3COOH CH3COO- + H+
Acido débil base conjugada (acetato)
• H+ + CH3COO- CH3COOH
• OH - + CH3COOH CH3COO-
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• Buffer básicos: Mezclas de bases débiles y sus ácidos conjugados (sal derivada de la base).
• Ej. Amoníaco/Amonio
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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
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SISTEMA AMORTIGUADOR DE CARBONATO:
• Mezcla de ácido carbónico y ión bicarbonato.
H2CO3 / HCO3-
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• 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
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• 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-
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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+
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• 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.
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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-)
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• ANOMALÍAS CLÍNICAS DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
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ACIDOSIS:
• Se da cuando el pH de la sangre disminuye.
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ALCALOSIS:
• Se da cuando el pH de la sangre aumenta.
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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.
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• 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.
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ALCALOSIS METABÓLICA:
• Aumento de las concentraciones de bicarbonato en la sangre (aumento de pH) ó perdida de H+
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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.
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ACIDOSIS Y ALCALOSIS RESPIRATORIA:
• Se producen por cambios en la velocidad de la respiración.
• CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-
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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-
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• Aumento del CO2 en el líquido extracelular, lo que aumenta las concentraciones de ácido carbónico en forma iónica (2H+ + CO3
-2)
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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.
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ALCALOSIS RESPIRATORIA:
• Se producen por aumento en la velocidad de la respiración (hiperventilación)
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• Disminución de la concentración de iones hidronio, por pérdida excesiva del CO2, lo cual eleva el pH sanguíneo
CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-
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Algunas causas:
1. Psiconeurosis (Histeria)
2. Miedo
3. Ansiedad
4. Ascensión a grandes alturas (Ligeramente), etc
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HA H+ + A-
[H+] [ A- ] = Ka
[HA ]
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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 ]
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ECUACIÓN DE HENDERSON-HASELBALCH:
pH = pKa + log[ A- ]
[HA ]
pH = pKa + log[ sal ]
[acido]
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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]
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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.
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pOH = pKb + log[ sal ]
[base]
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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]
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1. 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.
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