1°LABORATORIO BUFFERS

UNIVERSIDAD NACIONAL DE PIURA

UNIVERSIDAD NACIONAL DE PIURA

CURSO: ESTRUCTURA, FUNCIÓN CELULAR Y TISULAR II

DOCENTE:

DRA. VIOLETA MORIN GARRIDO

ALUMNA:

ALINA FABIOLA ROBLEDO RABANAL

PRACTICA N°01 SOLUCIONES BUFFERS

PRACTICA N°01 SOLUCIONES BUFFEERS UNIVERSIDAD NACIONAL DE PIURA

INTRODUCCION

Nuestro organismo cuenta con un sistema buffer o tampón que amortigua los cambios de pH que pudiésemos tener ante el ingreso de sustancias ya sean ácidas o básicas o que por alguna razón haya un cambio en nuestro pH por alguna alteración como el ingreso de patógenos, o que se presente una acidosis o una alcalosis. Nuestro organismo tiene un pH de 7.4 entonces si hay un cambio va haber una incompatibilidad, habrá rompimiento de moléculas, lo que resultaría en consecuencias adversas para nuestra homeostasis, con la consecuencia pérdida de la salud. Nosotros tenemos un sistema que amortigua esta alteración, éstos son nuestros buffer fisiológicos, aunque también lo existen artificiales.

Si no existieran estos sistemas de amortiguamiento en nuestro organismo ante la aparición de una sustancia ácida o básica nuestro pH cambiaría de una manera brusca, lo que significa un daño irreparable, estas sustancias buffer lo que permite es q no haya ese cambio precipitado del pH, lo que mantiene nuestra homeostasis.

OBJETIVOS

Conocer una de las técnicas elementales utilizadas en el laboratorio bioquímico y clínico, para determinación de metabolismo hídrico y minerales.

Conocer la importancia de los análisis bioquímicos del pH, usos en casos analizados y la interpretación de Mecanismos ácidos básicos del pH, formulación de soluciones madres

“SOLUCIONES BUFFER”

ESTRUCTURA, FUNCIÓN CELULAR Y TISULAR II Página 1


EFICACIA AMORTIGUADORA

Podemos definir la capacidad amortiguadora de un tampón como la cantidad de ácido o base fuerte que puede neutralizar sufriendo un desplazamiento de pH de una unidad (Figura de la derecha). Resulta evidente que la eficacia amortiguadora está vinculada a dos factores:

la concentración absoluta del sistema

la proporción relativa de las formas disociada y sin disociar

Un sistema de acético y acetato concentrados (1M en cada componente, por ejemplo) tendrá el mismo pH que el mismo sistema a concentración 0,01M (100 veces más diluido). Sin embargo, la capacidad amortiguadora será mayor en el sistema más concentrado.

En efecto, si añadimos 0,1 moles de HCl al sistema 1M (cuyo pH es 4,76), se transforman 0,1 moles de NaAc en HAc, y su pH baja a 4,67. En cambio, en el sistema 0,01M, la adición de HCl lo desborda por agotamiento del NaAc y queda HCl libre, lo que provocará un fuerte descenso del pH.

La capacidad amortiguadora es máxima cuando el cociente sal/ácido es próximo a la unidad (Figura de la derecha). Si tenemos 50 moléculas de acético y 50 de acetato, el pH será igual al pK. A partir de este punto:



Si añadimos 41 moléculas de NaOH, después de reaccionar con el ácido habrá 91 moléculas de sal (50 + 41) y nueve de ácido (50 - 41). La relación sal/ácido ha pasado de un valor 1 a un valor aproximado de 10, con lo cual, el pH habrá variado en una unidad (pH=pK+1).

Si en este momento añadimos 8 moléculas de NaOH, reaccionaran con otras tantas de acético, y tendremos un total de 99 moléculas de sal (91+8) y 1 molécula de ácido (9 - 8). La relación sal/ácido es aproximadamente de 100, y el pH=pK+2

Con una molécula más de NaOH se agota el sistema (100% sal) cualquier adición de NaOH provocará grandes cambios en el pH

De modo análogo, se observa que partiendo de un valor sal/ácido de uno (pH=pK),

al añadir 41 moléculas de HCl se obtiene un pH = pK - 1 con 8 moléculas más, el pH = pK - 2 La siguiente molécula de HCl agotaría el sistema (100% ácido), cualquier adición de HCl provocará grandes cambios en el pH

La eficacia máxima del amortiguador, tanto para neutralizar ácidos como bases está en la zona de pH de mayor pendiente, que es la zona que abarca la flecha discontinua de la figura superior:

el máximo de la curva de la eficacia del amortiguador frente a bases está en el punto pH=pK-1/2. En este punto, la proporción de sal es del 24%, y hay que añadir un 52% de NaOH para que que el pH suba a pK+1/2, donde el porcentaje de la base es del 76%

el máximo de la curva de la eficacia del amortiguador frente a ácidos está a pH=pK+1/2, donde el % de la sal es del 76%, y admite un 52% de ácido para disminuir el pH en una unidad (pH=pK-1/2). donde el porcentaje de la sal es del 24%

A medida que nos alejamos de esa zona, la capacidad amortiguadora decrece.

El saber preparar un buffer es importante debido a que su propiedad de mantener casi invariable el pH de una solución los hace imprescindibles en el estudio de reacciones enzimáticas “in Vitro”.Se presume que la teoría es conocida por el estudiante habiendo sido revisada en el curso de física o química. En general hasta la ecuación de Henderson Hasselbach.

Esta ecuación permite calcular la relación molar entre la sal (aceptor de protones) y el ácido (donador de protones) para un pH y pK determinados.

PROCEDIMIENTO


pH = pKa + Log Sal ácido


Preparar 50 ml. De una solución de 0.02 m de buffer fosfato pH 7.5 a partir de: Una solución 0.1 M. de Na2HPO4 (fosfato disódico) Una solución 0.05 M. de NaH2HPO4 (fosfato monosódico)

a) Medir el pH.b) Añadir 1 ml. HCl (0.05 N), medir el pH nuevamente.c) Medir el pH de 50 ml. De H2O estilada, añadir 1ml. HCl (0.05 N).d) Medir el pH nuevamente.

CUESTIONARIO I

a) Las relaciones involucradas en c./experimento.

En 50 ML. DE UNA SOLUCIÓN 0.02 M. BUFFER FOSFATO PH 7.5: CONCENTRACIÓN DE LA SAL

X = 8.35 X10 –4 M X=8.35 ml (cantidad de sal a colocar) CONCENTRACIÓN DE ÁCIDO

X =1.65 X 104 M X= 3.3 ml (cantidad de ácido a colocar) 8.35 ml de sal ml de ácido 38.35 ml de agua destilada

En 50 ML DE UNA SOLUCIÓN 0.02 M DE BUFFER FOSFATO PH 7.5

CONCENTRACIÓN DE NA(OH)

X = 8.35 X10 –4 M X=8.35 ml(cantidad de Na(OH) a colocar) 8.35 ml de Na (OH) 10 ml de ácido 31.65 ml de agua destilada

En 50 ML DE UNA SOLUCIÓN 0.02 DE BUFFER FOSFATO PH 10 ml de sal ml de HCL 36.7 de agua destilada

b) Los cálculos efectuados para la determinación de las cantidades diferentes soluciones a emplearse a cada caso.



Preparar 50 ml. De una solución 0.02M de buffer fosfato pH 7.5 a partir de:

1)

ácido

SalPPKpH ba

6.8

ácido

Sallog8.65.7

2log7.0

a

a

20119.5

a

a

2) Calculamos lo que necesitamos de

Según la ecuación se encuentra en un litro.


sal.

=sal.

a = 0.0167 Concentración de sal


Preparar 50 ml.

4241035.8 PONademolxX

3)

4235.8 PONademlX (Cantidad de sal a colocar).

4)

423.3 PONaHdemlY Cantidad de Ácido a colocar


mlX

ml

50

10000167.0

mlXx

ml

41035.8

10001.0

0033.00167.002.0

mlX

mlM

50

1000003.0

41065.1 xX

mlYx

ml

41065.1

100005.0

Cantidad molar cantidad sal= cantidad de acido

Cantidad de acido= 0.0033


c) Las lecturas obtenidas en el potenciómetro.

EL pH del HO si presento cambios bastante notorios según la escala de pH q estamos usando:

COLOR pHRojo 4

Naranja 5Amarillo 6

Verde 7Azul 8

Índigo 9Violeta 10

En un vaso de precipitados tendremos el Buffer fosfato 0.02 M a pH 7.5 que esta formado por 8.35 ml de Na2PO4 y 3.3 ml de NaH2PO4 a lo cual le añadiremos agua destilada hasta completar los 50 ml.En otro vaso de precipitados solo tendremos 50 ml de agua destilada.Luego utilizamos el indicador universal para calcular el pH de cada uno de las soluciones que se encuentren en los vasos, observaremos que el vaso que esta con agua destilada tiene un color verde, y podemos deducir que se encuentra a un Ph neutro; mientras que el vaso con el buffer también es de color verde pero un poco mas oscuro, y podemos afirmar que se encuentra a un p H aproximado de 7.4.

d) ¿Cómo reaccionaron las reacciones buffer al añadir sales Na (OH) o HCl? ¿Cambio el pH?

Buffer fosfato 0.02 M

+Na (OH)pH = 7.5

Cuando agregamos hidróxido de sodio al buffer podemos notar que la solución toma un color medio azul por lo que podemos decir que tiene un pH de 7.7 y la variación con respecto al estado inicial no ha sido mucho, es decir el buffer impide que el pH cambie bruscamente.

Agua +HClpH = 7



Cuando agregamos HCl el color de la solución se torna mas oscura, y podemos decir que el pH ha tenido un ligero cambio.

+ Na (OH)

Cuando agregamos hidróxido de sodio podemos ver que el color verde cambia a violeta, lo que significa que hubo un cambio muy grande en el pH d 7 a 10 aprox. La solución se vuelve alcalina.

+ HCl

Cuando agregamos acido clorhídrico el color del vaso se torna rosado, lo que significa que el pH disminuyo a menos de 4 y por lo tanto la solución se volvió acida.

En el agua destilada: al inicio el H2O presentaba una tonalidad media amarilla q se acercaba al equilibrio, pero cuando se han ido agregando Na (OH) o HCl respectivamente a habido una variación notoria y por consiguiente un cambio de pH.


HO y su pH normal

HO y el cambio de pH al agregar HCl se acidifica.

HO y el cambio de pH al agregar NaOH, se alcaliniza.


CUESTIONARIO II

1. Señale sustancias de uso clínico que se usan como sustancia hidroelectrolíticas.

Dextrosa en soluciones acuosas: 5 % en agua isotónica 10% en agua hipertónica

Soluciones salinas: Cloruro sódico 0.45% (suero fisiológico) hipotónico Cloruro sódico 0.9% (suero fisiológico) normal Cloruro sódico 3.5% hipertónico

Dextrosa en soluciones salinas Dextrosa 5% en cloruro sódico al 0.9% hipertónico Dextrosa 5% en cloruro sódico al 0.45% hipertónico

Soluciones de electrolitos múltiples Ringer lactato – isotónica Dextrosa 5% en ringer lactato hipertónica

Líquidos orales Lytren Zumo de naranja Zumo de manzana Gatorade Electroligth Frutiflex, etc.

2. ¿Qué es una solución tampón o buffer? ¿Cómo se regula el pH?

Buffer es un sistema que tiende a impedir el cambio de pH cuando se añaden iones H+ o OH- , la capacidad de taponamiento es máxima, es decir cuando la concentración de aceptor de protones es igual con la de dador de protones donde se cumple que pH = pK’, la capacidad de taponamiento disminuye a medida que aumenta el pH o desciende.Los organismos vivos cuentan con sistemas tampones o amortiguadores de pH, que contribuyen a mantener constante el pH. Como resultado del metabolismo, los seres vivos producen constantemente ácidos al medio, tales como el ácido láctico y el ácido carbónico, que modifican el pH.

3. ¿Qué sustancias de uso clínico se usan como indicadores del pH?

Metil violeta Azul de Timol Amarillo de Metilo Naranja de Metilo Verde de Bromocresol Rojo de Metilo Timolftaleína

Clorofenol Azul de Bromotimol Rojo Fenol Púrpura de Cresol Fenolftaleína Carmín Índigo. Amarillo de Alizarina



4. ¿Qué ocurre en los procesos de alcalosis o acidosis? (Metabólico – Respiratorio)?

Alcalosis Metabólica: se caracteriza por la presencia de bicarbonato en exceso. Esto puede deberse a una pérdida de líquidos (vómitos, diarrea, diuréticos) o la ingesta de un exceso de base, entre otros. La Respuesta Compensatoria surgirá en el sistema respiratorio. El centro de control respiratorio inducirá una hipoventilación y su consecuente retención de CO2. En este caso el sistema renal también genera su aporte compensatorio aumentando el filtrado glomerular.No debemos olvidar que, en términos generales, cuando el trastorno primario es metabólico (renal), la compensación es respiratoria y se produce inmediatamente. Por el contrario, cuando la alteración primaria es de origen respiratorio, la compensación es metabólica y los mecanismos renales que se ponen en marcha requieren varios días para llevar a cabo dicha compensación.

Acidosis Metabólica: se caracteriza por la disminución en la concentración de HCO3- debido a una disfunción en su recuperación del filtrado. Un nivel disminuido de bicarbonato en presencia de una pCO2 normal produce unta disminución de la relación entro el bicarbonato y el ácido carbónico, por lo que ocasiona una reducción del pH por acumulación anormal de ácidos orgánicos. La Respuesta Compensatoria es llevada a cabo por los pulmones que tienden a compensar eliminando cantidades mayores de CO2, hiperventilando. También existe una pequeña respuesta compensatoria llevada a cabo por el propio riñón que disminuye la velocidad de filtrado glomerular.

Alcalosis Respiratoria: se caracteriza por una eliminación excesiva de CO2 a través de los pulmones con una consecuente disminución de la PCO2. La causa primaria es la Hiperventilacion. Esta situación puede deberse a estados de ansiedad, fiebre alta, la exposición a grandes alturas o la intoxicación con ciertos fármacos, entre otras. La Respuesta Compensatoria también surge en los riñones, que se encargarán de disminuir la concentración de HCO3-.

Acidosis Respiratoria: se caracteriza por la incapacidad de los pulmones para eliminar todo el CO2 producido por el organismo, por lo que la PCO2 aumenta. De este modo se produce una disminución en la relación bicarbonato / ác. carbónico. La causa primaria es la Hipoventilacion que puede deberse al uso de psicofármacos o a la existencia de enfermedades pulmonares por ejemplo. La Respuesta Compensatoria es llevada a cabo por el sistema renal que producirá un incremento de la concentración de HCO3-.

5. ¿Cómo influye la concentración molar de un buffer y la concentración de cada una de sus especies?

Buffer es un sistema que tiende a impedir el cambio de pH cuando se añaden iones H+ o OH- , la capacidad de tamponamiento es máxima, es decir cuando la concentración de aceptor de protones es igual con la de dador de protones donde se cumple que pH = pK’, la capacidad de tamponamiento disminuye a medida que aumenta el pH o desciende .



Un buffer o Tampón químico, en términos químicos, también es un sistema constituido por un ácido débil y su base conjugada o por una base y su ácido conjugado que tiene capacidad "tamponante", es decir, que puede oponerse a grandes cambios de pH (en un margen concreto) en una disolución acuosa.

La célula tiene un pH alrededor de 7.2 y pequeñas alteraciones del pH pueden producir graves alteraciones funcionales ya que las enzimas son altamente dependientes del pH. Las fuerzas del buffer dependen de qué especies se pueden ionizar en función del pH ya que van a variar la conformación de las proteínas y sus cargas eléctricas. Estos cambios pueden alterar la conformación adecuada para la actividad catalítica. Las especies que se pueden ver afectadas son principalmente, el sistema buffer, el sustrato, el (los) cofactor (es), y los grupos esenciales ionizables del centro activo de la enzima.

6. ¿Cuáles son los buffer orgánicos e inorgánicos en el organismo y de que dependen?

Buffers orgánicos

Las proteínas y aminoácidos como tampón

Los aminoácidos y proteínas son electrolitos anfóteros, es decir, pueden tanto ceder protones (ácidos) como captarlos (bases) y, a un determinado pH (en su pI), tener ambos comportamientos al mismo tiempo. La carga depende del pH del medio. En un medio muy básico se cargan negativamente, mientras que en el fuertemente ácido lo hacen positivamente. Desde el punto de vista fisiológico este tipo de amortiguador es resulta de especial interés a nivel tisular.

Tampón hemoglobina

Es un tampón fisiológico muy eficiente debido tanto al cambio de pK que experimenta al pasar de la forma oxidada a la reducida, como a la gran abundancia de esta proteína en la sangre (15 % del volumen total sanguíneo). La oxihemoglobina (pK= 7,16) es un ácido más fuerte que la desoxihemoglobina (pK= 7,71). Los valores de pK son tales que determinan que en la disociación siguiente, el valor x sea, aproximadamente, 0,7.

HbH+x + O2 → HbO2 + xH+

Esta propiedad de la hemoglobina, de cambiar su valor de pK, demuestra el efecto tampón, permite el transporte de una determinada cantidad de CO2 liberada en los tejidos. La hemoglobina oxigenada que llega a los tejidos se disocia liberando O2, un proceso que está favorecido por el estado de los tejidos (baja pO2, menor pH y alta pCO2).

0,7H+ + HbO2 ←→ HbH+0,7 + O2 6


http://es.wikipedia.org/wiki/Tamp%C3%B3n_qu%C3%ADmico

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica


Buffers inorgánicos

Tampón carbónico/bicarbonato

Está constituido por H2CO3 y HCO3-. Aunque su valor de pK (6,1)

1) La relación HCO3-/ H2CO3 es muy alta 20/1

2) Es un sistema abierto, con lo que el exceso de CO2 puede ser eliminado por ventilación pulmonar de manera rápida

3) Además, el HCO3- puede ser eliminado por los riñones mediante un sistema de intercambio con solutos mecanismos lentos.

7. ¿Cómo se elimina amoniaco a nivel renal y porqué se intercambia?

Mecanismos de amortiguación renal: Excreción de H+

El riñón desempeña un papel crítico en el equilibrio ácido-básico a través de la regulación del HC03 plasmático. Esto se lleva a cabo de dos maneras: por la reabsorción del HC03 filtrado que evita la pérdida urinaria y por la excreción de 50 a 100 mEq de H+ en las 24 horas. En los humanos el pH mínimo que puede alcanzar la orina es de 4.5 a 5.0 unidades, lo que equivale a una excreción de H+ de 0.04 mEq/l; por lo tanto, para eliminar los 50 a 100 mEq de H+ que produce el cuerpo por día es necesario que el H+ se elimine combinado con los amortiguadores urinarios, lo que se define como acidez titulable (la unión del H+, con fosfatos y sulfatos) y en combinación con el amoniaco (NH3) para formar amonio (NH4+) y de este modo minimizar los cambios en el pH urinario. Es importante señalar que la reabsorción de HCO3 y la formación de acidez titulable y NH4+ todo ocurre por la existencia del mecanismo de secreción activa de H+ de la célula a la luz tubular.

La acidosis metabólica afecta habitualmente a tres esferas del organismo: la cardíaca, la neurológica y la ósea. La acidosis, sobre todo si el pH se encuentra entre 7.1 y 7.15, predispone a la aparición de arritmias ventriculares potencialmente fatales y puede reducir tanto la contractilidad cardíaca como la respuesta inotrópica a catecolaminas.

Se debe evitar la perpetuación de la acidosis láctica inducida por choque, ya que su corrección es crítica para que se recupere adecuadamente la perfusión tisular. Las anormalidades neurológicas son más prominentes en la acidosis respiratoria que en la acidosis metabólica. En otras ocasiones, los trastornos neurológicos ocurren a consecuencia de la hiperosmolaridad por elevación de la glucemia más que por un descenso en el pH arterial. La mayoría de las acidosis metabólicas son agudas; sin embargo, la insuficiencia renal y la acidosis tubular renal pueden asociarse con acidosis crónica; en estas condiciones, parte de la amortiguación del H+ retenido se lleva a cabo con el carbonato



proveniente del hueso. Cuando esta alteración ocurre en niños, retarda el crecimiento y produce raquitismo; en los adultos, da lugar a osteítis fibrosa quística y osteomalacia. En pacientes con ATR, la sola corrección de la acidosis permite la cicatrización del hueso y un crecimiento normal.

CONCLUSIONES

El pH es el logaritmo negativo de [H+]. Un pH bajo caracteriza un solución ácida y un pH alto denota una solución básica

Los buffers son amortiguadores resisten un cambio de pH cuando se producen o se consumen protones, la capacidad de amortiguación máxima ocurre a +/- 1 unidad de pH en cualquier lado del pk.

Los amortiguadores fisiológicos, es decir los que controlan las actividades y el buen funcionamiento del cuerpo, son: bicarbonato, ortofosfato y proteínas.

Los sistemas amortiguadores tienen una función importante en el mantenimiento del pH de los fluidos corporales

La eficacia de la acción amortiguadora contra la adición de ácido o álcali depende de la concentración de los ingredientes del buffer y es máxima cuando se encuentran en proporciones aproximadamente iguales.

La concentración en iones de hidrogeno de una solución indica su grado de acidez, y el pH es una manera de expresarlo.

El organismo dispone de numerosos sistemas tampón que asegura este equilibrio. Proteínas, carbonatos, fosfatos, etc.

El pulmón regula la concentración CO2 y el riñón regula la concentración de bicarbonatos.



BIBLIOGRAFIA

http://www.dialogica.com.ar/medline/2005/08/celulaunidad_de_vida.html

http://laguna.fmedic.unam.mx/~evazquez/0403/amortiguadores.html

Murria, Granner, Mayes, Rodwel, Bioquímica Harper. (2004) 15ta. Edición. Editorial El Manual Moderno.

Tortora- Grabowski. Principios de Anatomía y Fisiología (1996).

http://es.geocities.com/simplex59/equilibrioácidobase.

EFICACIA AMORTIGUADORA. Disponible en:

http://www.ehu.es/biomoleculas/buffers/efica.htm


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