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4.5: Tampones - Biología

4.5: Tampones - Biología


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Entonces, ¿cómo pueden los organismos cuyos cuerpos requieren un pH casi neutro ingerir sustancias ácidas y básicas (un ser humano que bebe jugo de naranja, por ejemplo) y sobrevivir? Amortiguadores son la clave. Los tampones absorben fácilmente el exceso de H+ o oh, manteniendo el pH del cuerpo cuidadosamente mantenido en el estrecho rango requerido para la supervivencia. El tampón que mantiene el pH de la sangre humana implica ácido carbónico (H2CO3), ion bicarbonato (HCO3) y dióxido de carbono (CO2). Del mismo modo, si demasiado OH se introduce en el sistema, el ácido carbónico se combinará con él para crear bicarbonato, lo que reducirá el pH. Sin este sistema de amortiguación, el pH del cuerpo fluctuaría lo suficiente como para poner en peligro la supervivencia.

Otros ejemplos de tampones son los antiácidos que se utilizan para combatir el exceso de ácido estomacal. Muchos de estos medicamentos de venta libre funcionan de la misma manera que los amortiguadores de sangre, generalmente con al menos un ión capaz de absorber hidrógeno y moderar el pH, brindando alivio a quienes sufren "acidez de estómago" después de comer. Las propiedades únicas del agua que contribuyen a esta capacidad de equilibrar el pH, así como otras características del agua, son esenciales para sustentar la vida en la Tierra.

En resumen: búferes

La escala de pH es una medida de acidez / alcalinidad y proporciona información sobre cómo tienden a actuar las sustancias en soluciones acuosas. Todos los procesos vivos ocurren en un rango de pH ideal. Los tampones actúan juntos para mantener el pH dentro de un cierto rango, basado en la liberación o absorción de iones de hidrógeno.


4.5: Tampones - Biología

La escala de pH varía de 0 a 14. El pH de una solución es una medida de su acidez o alcalinidad (base). Probablemente haya usado papel tornasol, papel que ha sido tratado con un tinte natural soluble en agua para que pueda usarse como indicador de pH, para probar cuánto ácido o base (alcalinidad) existe en una solución. Es posible que incluso haya usado algunos para asegurarse de que el agua de una piscina al aire libre esté tratada adecuadamente.

Figura 1. La escala de pH mide la cantidad de iones de hidrógeno (H +) en una sustancia. (crédito: modificación del trabajo de Edward Stevens)

Esta prueba de pH mide la cantidad de iones de hidrógeno que existe en una solución determinada. Las altas concentraciones de iones de hidrógeno producen un pH bajo (sustancias ácidas), mientras que los niveles bajos de iones de hidrógeno dan como resultado un pH alto (sustancias básicas). La concentración total de iones de hidrógeno está inversamente relacionada con su pH y se puede medir en la escala de pH (Figura 1). Por lo tanto, cuantos más iones de hidrógeno estén presentes, menor será el pH, por el contrario, menos iones de hidrógeno, mayor será el pH. Un cambio de una unidad en la escala de pH representa un cambio en la concentración de iones de hidrógeno en un factor de 10, un cambio en dos unidades representa un cambio en la concentración de iones de hidrógeno en un factor de 100. Por lo tanto, pequeños cambios en el pH representan grandes cambios en las concentraciones de iones de hidrógeno. El agua pura es neutra. No es ni ácido ni básico, y tiene un pH de 7.0. Todo lo que esté por debajo de 7,0 (de 0,0 a 6,9) es ácido, y todo lo que esté por encima de 7,0 (de 7,1 a 14,0) es alcalino. La sangre de sus venas es ligeramente alcalina (pH = 7,4). El ambiente de su estómago es muy ácido (pH = 1 a 2). El jugo de naranja es ligeramente ácido (pH = aproximadamente 3,5), mientras que el bicarbonato de sodio es básico (pH = 9,0).

Los ácidos son sustancias que aportan iones de hidrógeno (H +) y un pH más bajo, mientras que las bases aportan iones de hidróxido (OH -) y elevan el pH. Cuanto más fuerte es el ácido, más fácilmente dona H +. Por ejemplo, el ácido clorhídrico y el jugo de limón son muy ácidos y rápidamente liberan H + cuando se agregan al agua. Por el contrario, las bases son aquellas sustancias que donan fácilmente OH -. Los iones OH - se combinan con H + para producir agua, lo que eleva el pH de una sustancia. El hidróxido de sodio y muchos limpiadores domésticos son muy alcalinos y liberan OH rápidamente cuando se colocan en agua, lo que eleva el pH.


Contenido

Las soluciones tampón resisten el cambio de pH debido al equilibrio entre el ácido débil HA y su base conjugada A -:

Cuando se agrega algo de ácido fuerte a una mezcla de equilibrio del ácido débil y su base conjugada, se agregan iones de hidrógeno (H +) y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, de acuerdo con el principio de Le Châtelier. Debido a esto, la concentración de iones de hidrógeno aumenta menos de la cantidad esperada para la cantidad de ácido fuerte añadido. De manera similar, si se agrega álcali fuerte a la mezcla, la concentración de iones de hidrógeno disminuye menos de la cantidad esperada para la cantidad de álcali agregada. El efecto se ilustra mediante la titulación simulada de un ácido débil con pKa = 4,7. La concentración relativa de ácido no disociado se muestra en azul y de su base conjugada en rojo. El pH cambia con relativa lentitud en la región tampón, pH = pKa ± 1, centrado en pH = 4,7, donde [HA] = [A -]. La concentración de iones de hidrógeno disminuye menos de la cantidad esperada porque la mayor parte del ión de hidróxido agregado se consume en la reacción.

y solo se consume una pequeña cantidad en la reacción de neutralización (que es la reacción que da como resultado un aumento del pH)

Una vez que el ácido está desprotonado en más del 95%, el pH aumenta rápidamente porque la mayor parte del álcali añadido se consume en la reacción de neutralización.

Capacidad de búfer Editar

La capacidad tampón es una medida cuantitativa de la resistencia al cambio de pH de una solución que contiene un agente tampón con respecto a un cambio de concentración de ácido o álcali. Puede definirse de la siguiente manera: [1] [2]

Con cualquier definición, la capacidad tampón para un ácido débil HA con constante de disociación Ka se puede expresar como [3] [4] [2]

donde [H +] es la concentración de iones de hidrógeno y T HA < displaystyle T _ < text>> es la concentración total de ácido añadido. Kw es la constante de equilibrio para la autoionización del agua, igual a 1.0 × 10 −14. Tenga en cuenta que en la solución H + existe como el ion hidronio H3El O +, y la acuación adicional del ion hidronio tienen un efecto insignificante sobre el equilibrio de disociación, excepto a concentraciones muy altas de ácido.

Esta ecuación muestra que hay tres regiones de mayor capacidad de amortiguación (ver figura).

  • En la región central de la curva (de color verde en el gráfico), el segundo término es dominante, y
  • Con soluciones fuertemente ácidas, pH menor que aproximadamente 2 (de color rojo en la gráfica), el primer término de la ecuación domina, y la capacidad tampón aumenta exponencialmente al disminuir el pH:
  • Con soluciones fuertemente alcalinas, pH más de aproximadamente 12 (de color azul en la gráfica), el tercer término en la ecuación domina, y la capacidad tampón aumenta exponencialmente al aumentar el pH:

El pH de una solución que contiene un agente tamponador solo puede variar dentro de un rango estrecho, independientemente de qué más pueda estar presente en la solución. En los sistemas biológicos, esta es una condición esencial para que las enzimas funcionen correctamente. Por ejemplo, en sangre humana una mezcla de ácido carbónico (H
2 CO
3 ) y bicarbonato (HCO -
3 ) está presente en la fracción plasmática, lo que constituye el principal mecanismo para mantener el pH de la sangre entre 7,35 y 7,45. Fuera de este rango estrecho (7,40 ± 0,05 unidades de pH), se desarrollan rápidamente condiciones metabólicas de acidosis y alcalosis, que en última instancia conducen a la muerte si no se restaura rápidamente la capacidad tampón correcta.

Si el valor de pH de una solución sube o baja demasiado, la eficacia de una enzima disminuye en un proceso, conocido como desnaturalización, que suele ser irreversible. [5] La mayoría de las muestras biológicas que se utilizan en la investigación se mantienen en una solución tampón, a menudo solución salina tamponada con fosfato (PBS) a pH 7,4.

En la industria, los agentes tamponadores se utilizan en los procesos de fermentación y en el establecimiento de las condiciones adecuadas para los tintes utilizados en la coloración de telas. También se utilizan en análisis químicos [4] y calibración de medidores de pH.

Agentes tampón simples Editar

Agente intermediario pagKa Rango de pH útil
Ácido cítrico 3.13, 4.76, 6.40 2.1–7.4
Ácido acético 4.8 3.8–5.8
KH2correos4 7.2 6.2–8.2
CHES 9.3 8.3–10.3
Borato 9.24 8.25–10.25

Para tampones en regiones ácidas, el pH puede ajustarse a un valor deseado añadiendo un ácido fuerte como ácido clorhídrico al agente tampón particular. Para tampones alcalinos, se puede agregar una base fuerte como hidróxido de sodio. Alternativamente, se puede preparar una mezcla tampón a partir de una mezcla de un ácido y su base conjugada. Por ejemplo, se puede preparar un tampón de acetato a partir de una mezcla de ácido acético y acetato de sodio. De manera similar, se puede preparar un tampón alcalino a partir de una mezcla de la base y su ácido conjugado.

Mezclas tampón "universales" Editar

Combinando sustancias con pKa con valores que difieren sólo en dos o menos y ajustando el pH, se puede obtener una amplia gama de tampones. El ácido cítrico es un componente útil de una mezcla tampón porque tiene tres pKa valores, separados por menos de dos. El rango de amortiguamiento se puede ampliar agregando otros agentes amortiguadores. Las siguientes mezclas (soluciones tampón de McIlvaine) tienen un rango de tampón de pH 3 a 8. [6]

0,2 M Na2HPO4 (ml) Ácido cítrico 0,1 M (ml) pH
20.55 79.45 3.0
38.55 61.45 4.0
51.50 48.50 5.0
63.15 36.85 6.0
82.35 17.65 7.0
97.25 2.75 8.0

Se puede preparar una mezcla que contenga ácido cítrico, fosfato monopotásico, ácido bórico y ácido dietilbarbitúrico para cubrir el rango de pH de 2.6 a 12. [7]

Otros búferes universales son el búfer Carmody [8] y el búfer Britton-Robinson, desarrollados en 1931.

Compuestos tampón comunes utilizados en biología Editar

Para conocer el rango efectivo, consulte Capacidad de búfer, más arriba.

Nombre común (nombre químico) Estructura pagKa,
25 ° C
Temperatura. efecto,
dpH / dT (K −1) [9]
Mol.
peso
GRIFOS,
([ácido tris (hidroximetil) metilamino] propanosulfónico)
8.43 −0.018 243.3
Bicina
(Ácido 2- (bis (2-hidroxietil) amino) acético)
8.35 −0.018 163.2
Tris
(tris (hidroximetil) aminometano, o
2-amino-2- (hidroximetil) propano-1,3-diol)
8.07 [a] −0.028 121.14
Tricina
(N- [tris (hidroximetil) metil] glicina)
8.05 −0.021 179.2
TAPSO,
(Ácido 3- [N-tris (hidroximetil) metilamino] -2-hidroxipropanosulfónico)
7.635 259.3
HEPES,
(Ácido 4- (2-hidroxietil) -1-piperazinetanosulfónico)
7.48 −0.014 238.3
TES,
(Ácido 2 - [[1,3-dihidroxi-2- (hidroximetil) propan-2-il] amino] etanosulfónico)
7.40 −0.020 229.20
MOPS,
(Ácido 3- (N-morfolino) propanosulfónico)
7.20 −0.015 209.3
TUBERÍA,
(ácido piperazina-N, N′-bis (2-etanosulfónico))
6.76 −0.008 302.4
Cacodilato,
(ácido dimetilarsénico)
6.27 138.0
MES,
(Ácido 2- (N-morfolino) etanosulfónico)
6.15 −0.011 195.2

Ácidos monopróticos Editar

Primero escribe la expresión de equilibrio

Esto muestra que cuando el ácido se disocia, se producen cantidades iguales de ion hidrógeno y anión. Las concentraciones de equilibrio de estos tres componentes se pueden calcular en una tabla ICE (ICE significa "inicial, cambio, equilibrio").

Mesa ICE para un ácido monoprótico
[DECIR AH] [A -] [H +]
I C0 0 y
C X X X
mi C0X X X + y

La primera fila, etiquetada I, enumera las condiciones iniciales: la concentración de ácido es C0, inicialmente no disociado, por lo que las concentraciones de A - y H + serían cero y es la concentración inicial de adicional ácido fuerte, como ácido clorhídrico. Si se agrega álcali fuerte, como hidróxido de sodio, entonces y tendrá un signo negativo porque el álcali elimina los iones de hidrógeno de la solución. La segunda fila, etiquetada C para "cambio", especifica los cambios que ocurren cuando el ácido se disocia. La concentración de ácido disminuye en una cantidad:X, y las concentraciones de A - y H + aumentan en una cantidad +X. Esto se sigue de la expresión de equilibrio. La tercera fila, etiquetada mi para "equilibrio", suma las dos primeras filas y muestra las concentraciones en equilibrio.

Encontrar X, use la fórmula para la constante de equilibrio en términos de concentraciones:

Sustituya las concentraciones por los valores que se encuentran en la última fila de la tabla ICE:

Con valores específicos para C0, Ka y y, esta ecuación se puede resolver para X. Suponiendo que pH = −log10[H +], el pH se puede calcular como pH = −log10(X + y).

Ácidos polipróticos Editar

Los ácidos polipróticos son ácidos que pueden perder más de un protón. La constante de disociación del primer protón se puede denotar como Ka1, y las constantes de disociación de protones sucesivos como Ka2, etc. El ácido cítrico es un ejemplo de ácido poliprótico H3A, ya que puede perder tres protones.

Constantes de disociación escalonadas
Equilibrio Ácido cítrico
H3A ⇌ H2A - + H + pagKa1 = 3.13
H2A - ⇌ HA 2− + H + pagKa2 = 4.76
HA 2− ⇌ A 3− + H + pagKa3 = 6.40

Cuando la diferencia entre sucesivos pKa Los valores son inferiores a aproximadamente 3, existe una superposición entre el rango de pH de existencia de la especie en equilibrio. Cuanto menor sea la diferencia, mayor será la superposición. En el caso del ácido cítrico, la superposición es extensa y las soluciones de ácido cítrico se tamponan en todo el rango de pH de 2,5 a 7,5.

El cálculo del pH con un ácido poliprótico requiere realizar un cálculo de especiación. En el caso del ácido cítrico, esto implica la solución de las dos ecuaciones de balance de masa:

CA es la concentración analítica del ácido, CH es la concentración analítica de iones de hidrógeno añadidos, βq son las constantes de asociación acumulativas. Kw es la constante de autoionización del agua. Hay dos ecuaciones simultáneas no lineales en dos cantidades desconocidas [A 3−] y [H +]. Hay muchos programas de computadora disponibles para hacer este cálculo. El diagrama de especiación del ácido cítrico se elaboró ​​con el programa HySS. [10]

nótese bien La numeración de las constantes totales acumulativas es la inversa de la numeración de las constantes de disociación escalonadas.

Relación entre los valores acumulados de la constante de asociación (β)
y valores de constante de disociación escalonada (K) para un ácido tribásico.

Equilibrio Relación
A 3− + H + ⇌ AH 2+ Log β1= pka3
A 3− + 2H + ⇌ AH2 + Log β2 = pka2 + pka3
A 3− + 3H + ⇌ AH3 Log β3 = pka1 + pka2 + pka3

Las constantes de asociación acumulativas se utilizan en programas informáticos de propósito general, como el que se utiliza para obtener el diagrama de especiación anterior.


Ver el vídeo: Funcionamiento Buffer (Febrero 2023).