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Tutorías de Contenido 2007 – QuímicapH y Sistemas Buffer

SOLUCIONES: pH y sistemas bufferAPLICACIONES FISIOLÓGICAS y AGRONÓMICAS

REGULACION DEL pH DEL ORGANISMO

Todos los procesos fisiológicos que tienen lugar en nuestro organismo, incluyendo la contractilidad muscular, las reacciones metabólicas, la conformación de las proteínas y el funcionamiento del SNC, entre otros, están profundamente influidos por el pH de nuestro medio interno. Por esta razón las variaciones del equilibrio ácido-base (que determinan el pH) deben estar finamente reguladas. El mantenimiento del pH dentro de límites estrechos, es de vital importancia para los seres vivos. Desarrollaremos a continuación conceptos bioquímicos que nos permitan comprender el concepto de pH y los diferentes sistemas del organismo que se encargan de regularlo.

Ácidos y Bases

Definimos ácido como una sustancia que, en solución, desprende protones (H+), mientras que una base es una sustancia que, en solución, desprende iones oxhidrilo (OH-) o capta protones. Cuando un ácido libera un protón se convierte en una base conjugada, y a la inversa, cuando una base acepta un protón se convierte en un ácido conjugado. Si las cantidades de H+ y OH- son idénticas la solución resulta neutra. Si la concentración de H+

excede la concentración de OH-, la solución resultara ácida. Por el contrario si la concentración de OH- excede la concentración de H+, la solución resultara básica o alcalina.

pH

El pH es una expresión matemática de la concentración de protones (H+). Se define potencial de hidrógeno (pH) de una solución acuosa como el logaritmo de la inversa de la concentración de protones de dicha solución. En otras palabras el pH es el logarítmo negativo de la concentración de los iones hidrógeno.

pH = - log [H+]

La escala de pH se extiende desde 0 a 14 en solución acuosa. Las soluciones con pH menor a 7 son consideradas ácidas; las que poseen un pH mayor a 7 son básicas o alcalinas; finalmente un pH de valor 7 indica la neutralidad de la solución.

También se define el pOH, que mide la concentración de iones OH-.

pOH = - log [OH-]

Debido a que el principal disolvente que encontramos en nuestro organismo es el agua, podemos establecer las siguientes relaciones entre concentraciones de protones y oxhidrilos.

[H+] x [OH-] = 10-14

pOH + pH = 14

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En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. Pero, siendo más precisos, el pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje. Al ser nuestro plasma sanguíneo una solución que presenta algunas características que lo diferencian del agua, su valor de neutralidad se fija en 7,40± 0,02 para la sangre arterial (el pH de la sangre venosa es levemente menor, pero en la práctica médica su valor no es tomado en cuenta). En otras palabras designaremos neutro a nuestro pH cuando este se encuentre entre 7,38 y 7,42, siendo básico cualquier valor que lo supere este rango (llevando a un estado llamado alcalosis) y ácido cualquier valor que este por debajo de 7,38 (implicando una acidosis). Todos los mecanismos que regulan el pH en el hombre, se encargan de mantener su valor dentro de este estrecho margen de neutralidad.

Con fines didácticos podemos afirmar que dentro del rango 7,30 – 7,50 se cumple la siguiente relación: a todo cambio en la concentración de protones de 1 nmol, le corresponde un cambio inverso del valor del pH en 0.01. Por ejemplo, sabemos que para el pH = 7.40 la [H] = 40 nmol/L. En base a lo expuesto podemos afirmar que si la concentración de H+ pasa a ser de 41 nmol/L, el pH será de 7,39. De este modo podemos aseverar que el rango de pH neutro expuesto anteriormente (7,38-7,42) se condice con el siguiente rango de concentraciones de protones: 42-38 nmol/L.

Amenazas al pH

La mayor amenaza a la estabilidad del pH está representada por los ácidos que se producen durante procesos metabólicos de nuestro organismo. Podemos clasificar en tres categorías a dichas sustancias:

Ácidos Volátiles

El principal ejemplo de estos ácidos es el Dióxido de Carbono. El CO2 es el producto final de la oxidación de Hidratos de Carbono, grasas y aminoácidos. Se trata de un ácido potencial ya que su hidratación (catalizada por la anhidrasa carbónica) va a generar ácido carbónico (H2CO3), que a su vez va a disociarse en un anión bicarbonato (HCO3

-) y un protón:

CO2 + H2O "H2CO3" H+ + HCO3-

Diariamente nuestro organismo produce suficiente CO2 como para llevar la concetración de protones a 300mmol/L en un hombre de 60kg. Esto implicaría un pH de 0,5. Afortunadamente existen mecanismos compensatorios que impiden que esto suceda.Al ser un gas, el CO2 va a ser eliminado prácticamente en su totalidad por los pulmones sin que se produzca una retención neta de ácido, por lo que se denomina ácido volátil.Durante el ejercicio la tasa de producción de CO2 aumenta.

Ácidos Fijos

Los principales ejemplos de este grupo son el Ácido Sulfúrico y el Ácido Fosfórico. El primero es producto de oxidación de ciertos aminoácidos. El fosfórico se forma en el metabolismo de fosfolípidos y ácidos nucleicos, además del metabolismo de fosfoproteinas y fosfogliceridos. La producción diaria de ácidos fijos podría llevar nuestro pH a 3 si no existieran mecanismos

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compensatorios. Su producción no se ve afectada durante el ejercicio.

Ácidos Orgánicos Los principales ejemplos son el ácido láctico y el ácido aceto-acético. Se forman por procesos metabólicos de utilización de hidratos de carbono y grasas, respectivamente. Normalmente estos ácidos son a su vez metabolizados y se eliminan en forma de CO2, cuyo destino ya conocemos.

Regulación del pH

Existen tres sistemas de regulación de pH o del Equilibrio Ácido-Base

1) Sistemas Buffer de los Líquidos Corporales, de respuesta inmediata. 2) Riñón, excretando excedentes por orina3) El sistema respiratorio, eliminando o reteniendo CO2

SISTEMAS BUFFER DE LOS LÍQUIDOS CORPORALES

Los denominados sistemas tampón o buffer representan la primera línea de defensa que posee nuestro organismo ante los cambios desfavorables en el pH. Esto se debe a su capacidad de aceptar o ceder protones de manera tal de compensar los desequilibrios de nuestro medio interno, manteniendo los valores de pH dentro de un rango estricto. Las soluciones buffer están constituidas por un ácido débil y su base conjugada. Ahora bien, que es un ácido débil? Si AH es un ácido débil significa que la unión AH no es vencida fácilmente por la interacción de las especies químicas A- y H+ con el agua. Por lo tanto AH se disociará parcialmente. En este caso A- es la base conjugada del ácido AH ya que posee la capacidad de aceptar protones para convertirse en AH. La disociación de un ácido débil esta se representa del siguiente modo:

AH H+ + A-

Si este ácido fuera fuerte en una solución acuosa lo encontraríamos totalmente disociado, lo que significa que no encontraríamos a la molécula AH como tal sino que existirían solamente portones (H+) y aniones A-. Sin embargo un ácido débil en solución presentará no solo los mencionados iones sino también una concentración de la molécula AH. La relación entre las concentraciones de AH, y están dadas por la Constante de Disociación del Ácido (Ka) que es característica de cada sustancia:

[H+] [A-]Ka = -----------------

[AH]

La tendencia de cualquier ácido débil a disociarse, es decir la “fuerza del ácido”, está dada por la constante de disociación. Cuanto mayor es Ka, más disociado estará el ácido en solución y mayor será su fuerza. El valor de pH en el cual el ácido se encuentra disociado en un 50% se conoce como pKa. Podemos calcularlo con la siguiente fórmula:

pKa = - log Ka

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El pKa sirve también como indicador de la fuerza del ácido. En este caso a menor pKa, mayor será el grado de disociación del ácido en solución.Cuando trabajamos con ácidos fuertes el cálculo del pH se reduce a la expresión que enunciamos anteriormente. Sin embargo cuando trabajamos con soluciones buffer para calcular el pH utilizamos la ecuación de Henderson-Hasselbach:

pH = pKa + log [A-]-------[AH]

Es importante destacar que ecuación de Henderson-Hasselbach es válida para valores de pH cercanos al pKa del ácido considerado. Sin embargo es extremadamente útil en medicina ya que los valores de pH de los buffers de nuestro organismo siempre van a ser cercanos a sus respectivos pKa.En este punto debemos preguntarnos cuales son las características que hacen que un buffer sea útil. En este sentido encontramos dos elementos. En principio debemos recordar que el pKa representa el valor de pH en el que un sistema buffer puede alcanzar su máxima capacidad amortiguadora. Cada sistema buffer tendrá un valor de pKa característico. Puesto que lo que pretendemos es mantener un pH alrededor de 7,40 serán buenos amortiguadores aquellos sistemas cuyo pKa esté próximo a dicho valor. En segundo lugar debemos considerar que la concentración de las soluciones buffer debe ser elevada, de lo contrario su capacidad sería agotada muy rápidamente. A continuación describiremos los diferentes sistemas buffer que encontramos en nuestro organismo.

Proteínas

Muchas de las proteínas de nuestro organismo en términos generales y la Hemoglobina en particular tienen la propiedad de comportarse como buffers biológicos. La condición necesaria para que esto suceda es que posean residuos de histidina. Este aminoácido posee grupos imidazol que se caracterizan por comportarse como un ácido débil. El principal radio de acción de las proteínas es el nivel intracelular, contribuyendo de forma importante en el mantenimiento del pH allí.

La Hemoglobina constituye el principal buffer de la sangre, de accionar extremadamente eficiente gracias a su elevada concentración y a la gran cantidad de residuos de histidina que posee en su estructura. Es menester mencionar que la carboxihemoglobina tiene su capacidad buffer algo aumentada con respecto a la oxihemoglobina, lo cual es una contribución muy importante ya que, como antes mencionamos el CO2 es un ácido potencial.

Fosfato

Este buffer ejerce su acción fundamentalmente a nivel intracelular, ya que es aquí donde existe una mayor concentración de fosfatos y el pH es más próximo a su pKa (pKa = 6,8). Este sistema también posee una acción importante a nivel de los túbulos renales, que presentan un pH menor a 7:

H2PO4- H+ + HPO4

2-

Bicarbonato

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El sistema Ácido Carbónico-Bicarbonato es el buffer más importante de nuestro organismo. Existen múltiples características que hacen de este sistema un regulador de pH el más eficaz en el hombre. En primer lugar se trata de un sistema que está presente en todos los medios tanto intracelulares como extracelulares. A primera vista su pKa parecería corresponder a un buffer poco útil para nuestro organismo ya que su valor es de 6,10. Sin embargo este hecho se ve compensado por la posibilidad de regular independientemente las concentraciones tanto de la especie aceptora de protones como la dadora de protones. La reacción química está dada por:

H2CO3 H+ + HCO3-

Como mencionamos anteriormente el H2CO3 está en equilibrio con el CO2. Por consiguiente la ecuación de Henderson-Hasselbach esta dada por:

pH = 6,1 + log [HCO3-]

------------[CO2]

De este modo la concentración de la especie aceptora de protones (H2CO3) va a estar regulada por un sistema de intercambio de solutos a nivel renal y la concentración de la especie dadora de protones (CO2) será regulada por un sistema de intercambio de gases a nivel pulmonar.Si tomamos los valores de concentración para el CO2 y el H2CO3 y calculamos el valor del pH utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbach obtendremos 7,40 como resultado, lo que implica que este buffer es ideal para mantener la homeostasis de nuestro pH.

Es importante tener en cuenta que todos los sistemas buffer están interrelacionados y que se amortiguan unos a otros, de modo que todos los amortiguadores de un mismo compartimento van a variar conjuntamente ante un cambio en el pH. Esto nos va a permitir conocer los cambios de cada sistema si conocemos los que ha experimentado uno de ellos.

REGULACIÓN RESPIRATORIA DEL PH

Nuestro sistema respiratorio se encarga de regular la presión parcial de dióxido de carbono (PCO2) arterial. El CO2 es barrido en los pulmones por la ventilación. La presión parcial de dióxido de carbono es proporcional a su concentración. Nuestros pulmones regulan indirectamente la concentración de ácido del organismo. Al ser la PCO2 de la sangre mayor que la alveolar, en condiciones normales se va a producir una difusión neta de CO2 hacia el interior del alveolo desde donde será eliminado.La respuesta ventilatoria ante los cambios de pH es una respuesta rápida y está mediada por los quimiorreceptores de los cuerpos carotídeos y aórticos y del centro respiratorio bulbar. Dichos receptores son sensibles a los cambios de la concentración de protones del líquido extracelular y a los cambios en la PCO2, de manera que ante un descenso del pH (o el ascenso de la PCO2), el aumento en la concentración de H+ estimula a los quimiorreceptores provocando una hiperventilación, aumentando de este modo la eliminación de CO2, y disminuyendo por tanto la PCO2 arterial. Por el contrario, si el pH se eleva el descenso de la concentración de protones inhibe los quimiorreceptores provocando un descenso rápido de la ventilación, una reducción de la eliminación de CO2, y por tanto una elevación de la P CO2 arterial.

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La capacidad del sistema respiratorio como sistema buffer es 1 a 2 veces mayor que el del resto de los sistemas. La duplicación de la tasa ventilatoria (hiperventilación) implica un ascenso del pH en 0,25 unidades. Una disminución a la mitad de la tasa ventilatoria (hipoventilación) implica in descenso de 0,25 unidades de pH.

REGULACIÓN RENAL DEL PH

El sistema renal tiene una participación clave en la homeostasis del pH ya que por medio de tres mecanismos regula la concentración de HCO3

-. Regula el HCO3

- recuperado o reabsorbido del filtrado glomerular. El bicarbonato es filtrado continuamente hacia la luz del túbulo renal de modo que en el filtrado glomerular intacto la concentración de bicarbonato es prácticamente igual a la del plasma, de ahí la importancia del proceso de reabsorción del mismo. A la concentración fisiológica de bicarbonato plasmático (24 mEq/l), prácticamente todo el bicarbonato filtrado va a ser reabsorbido. Este proceso tiene lugar fundamentalmente en el túbulo contorneado proximal (TCP) donde se reabsorbe un 85%. El resto es reabsorbido en el asa de Henle (10-15%) y en el túbulo contorneado distal (TCD) y colector. Genera HCO3

- nuevo que reemplaza al que se pierde amortiguando ácidos producidos por el organismo.Si a pesar del proceso de reabsorción la concentración de bicarbonato plasmático permanece por debajo del valor normal, en las células tubulares se va a sintetizar bicarbonato. Esto sucede fundamentalmente en el túbulo contorneado distal a partir del CO2

procedente de la sangre o del propio metabolismo de la célula tubular por acción de la anhidrasa carbónica. El H2CO3 así generado se disocia en bicarbonato que se reabsorbe hacia la sangre y un protón que es eliminado.Secreta HCO3

- en condiciones de alcalosis crónica. El sistema renal es lento en su ejecución como sistema amortiguador, requiriendo entre 10 y 20 horas para iniciar una actuación eficaz y 4-5 días para desarrollarse por completo. Es por eso que su accionar es muy eficaz en condiciones de desequilibrio crónico.

Alteraciones Acido-Base

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 Hipoventilación 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

-.

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 Hiperventilación. 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 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

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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 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.

EJERCICIO FÍSICO

El ejercicio máximo, de corta duración produce grandes desbalances de pH por la gran producción de ácido láctico. Este proceso provoca valores de ph = 7 en sangre y pH = 6,4 en músculo (la concentración de acudo láctico es más elevada en músculo y además los sistemas buffer de la sangre son mas efectivos que los que encontramos en los miocitos).

La primera línea de defensa ante los cambios del pH está en la misma célula. Los sistemas buffer intracelulares las comunes como las proteínas (60%) y los grupos fosfato (10-20%). Las concentraciones de bicarbonato intracelular también son importantes (20-30%).

Parece razonable admitir que en descenso del pH puede ser un factor limitante del desarrollo del ejercicio de alta intensidad. El grado de acidosis con pH menor a 7.0 puede acarrear mareos, cefaleas y dolor en los grupos musculares.

Puede el entrenamiento mejorar las capacidades buffer del organismo?

Entrenamientos muy intensos pueden capacitar a una persona a tolerar concentraciones mayores de ácido láctico y niveles menores de pH sanguíneo. Pero no se evidencia un mayor rendimiento de los sistemas buffer. La mayor resistencia puede estar relacionada con influencias motivacionales, ya que el hecho de enfrentarse constantemente durante los entrenamientos a descensos del pH importantes, puede modificar la aptitud del sujeto para resistir consecuencias adversas y tolerar el trabajo físico en esas condiciones.

APLICACIONES EN AGRONOMÍA

APLICACIONES EN JARDINERÍA

¿Para qué es interesante saber el pH de un suelo, sustrato o agua de riego?

El pH influye en el suelo o sustrato en varios aspectos, pero el más significativo y el que vamos a estudiar aquí es en la disponibilidad de nutrientes. Es decir, la influencia del pH

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en la mayor o menor cantidad de nutrientes (Fósforo, Potasio, Hierro, Cobre, Boro... hasta 13) que hay en un suelo para que lo puedan tomar las raíces de las plantas.

Por ejemplo, en un suelo puede haber mucho Fósforo, pero si no está soluble, a la planta no le sirve para nada ya que no lo puede tomar. Pues el pH influye en la solubilidad del Fósforo y de los demás minerales y, siguiendo con el ejemplo, en suelos alcalinos, hay una gran parte de Fósforo insolubilizado y en estos suelos existe mayor riesgo de carencias de este elemento que uno que sea ácido o neutro.

Los pH's extremos pueden (no necesariamente) provocar la escasez de unos u otros nutrientes y las plantas lo acusarán amarilleando las hojas, floreciendo menos, dando menos frutos, disminuyendo el crecimiento, etc. El problema se agrava si son pHs más fuertes, tanto muy ácidos (pH = 5 o menor) como muy alcalinos (pH = 8 o mayor).

Veamos cada una de las tres situaciones:

a) Suelo ácido (pH<7)b) Suelo neutro (pH=7)c) Suelo alcalino (ph>7)

a) Si tu suelo es ácido (pH<7)

En España, Galicia o Extremadura, por ejemplo, son regiones que por su naturaleza geológica abundan los suelos ácidos. Estos suelos son ideales para plantas acidófilas como Azalea, Rododendro, Hortensia, Camelia, Brezo, Gardenia, etc.

Hortensia Camelia

Un terreno ácido tiene el problema de que pueden escasear los siguientes nutrientes: Fósforo Calcio Magnesio Molibdeno Boro

Saber determinar si las plantas están sufriendo carencias de alguno de estos elementos no es nada fácil, hay que conocer la sintomatología específica, pero partiendo de que el suelo es ácido, será una pista importante y, en su caso habría que:

1. Aportar los nutrientes que están faltando mediante fertilizantes. 2. Además, subir el pH adicionando caliza molida.

Por el contrario, en los suelos ácidos abunda el Hierro, el Manganeso, el Zinc y el Aluminio, e incluso pueden producir toxicidad por exceso.

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Si fuera muy ácido, es decir, con un pH < 5,5, SÓLO se podrían plantar acidófilas, y sería más que conveniente subir ese valor de pH si no queremos limitarnos a un puñado de especies, las acidófilas. Se sube incorporando caliza molida, lo que se llama hacer un 'encalado'.

b) Si tu suelo es neutro (pH=7)

Irán bien la mayoría de especies de plantas. Las acifófilas si bajas algo el pH estarán mucho mejor.

En cuanto a los nutrientes, hay una óptima disponibilidad de todos los que las plantas necesitan normalmente, sin descartar alguna carencia puntual independiente del pH.

c) Si tu suelo es básico o alcalino (pH>7)

Aquí suele haber bastantes problemas por ser una situación muy frecuente.

Las acidófilas mencionadas anteriormente no irán bien casi con seguridad; las hojas amarillearán y darán pocas flores. Esto se debe a que en los suelos alcalinos escasean varios elementos solubles esenciales para todo vegetal:

Hierro Manganeso Zinc Cobre Boro

Pero no sólo las acidófilas (Hortensia, Brezo, Gardenia, etc.) pueden acusar estas carencias de Hierro, Manganeso y otros, sino muchísimas plantas más. Por ejemplo, un Naranjo, un Limonero, un Hibisco, un Rosal, etc.

• Lista de árboles que NO deben plantarse en suelo alcalino (ver pág. Web)• Lista de arbustos que NO deben plantarse en suelo alcalino (ver pág. Web)

Los síntomas de carencias de nutrientes en plantas son variados y como decía antes con los suelos ácidos, no es fácil saber exáctamente de qué elemento o elementos concretos se trata. El Hierro, por ejemplo, se suele manifestar inicialmente con un amarilleo de la hoja permaneciendo los nervios verdes. Más adelante la hoja se vuelve completamente amarilla. Se aprecia en las hojas jóvenes, no en las viejas, al menos en una primera fase, en clorosis avanzadas quedan amarillas todas las hojas, las nuevas y las viejas

Carencia de Fe Carencia de Mg

Por tanto, si las hojas de tus árboles y arbustos amarillean, una de las posibles causas es por carencia de Hierro y/o de otros microelementos (Manganeso, Zinc, Cobre y Boro) provocada por estar plantados en suelo alcalino (pH < 7) que los insolubiliza (no absorbible

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http://articulos.infojardin.com/arboles/lista_arboles_ph_acido_neutro.htm


por las raíces). Es una posibilidad, hay que estudiar bien si es carencia de micronutrientes o es otra la razón, por ejemplo, un exceso de riego.

¿Qué hacer si se produce esta situación?

Bueno, en primer lugar se podría haber evitado de conocer el pH antes de elegir las especies a plantar, y descartar las que no fueran adecuadas. Por ejemplo, si te gusta mucho un Rododendro y tu suelo tiene un pH=8, olvídate de plantarlo en esa tierra alcalina y hazlo mejor en un buen macetón con sustrato ácido. No obstante, hay personas que quieren, a pesar de todo, cultivar determinadas plantas aunque su suelo natural no sea apto para ellas. En este caso tendrán que hacer lo que sigue más abajo.

El problema común es que una vez se manifiestan los síntomas (a veces varios años, por ejemplo, en árboles frutales), y como no se va a arrancar la plantación, hay que buscar un remedio que consiste en estas 3 acciones:

1. Aportar fertilizantes que contengan los nutrientes que escaseen: Hierro, Zinc, Potasio, Manganeso, etc.

2. Bajar el pH del suelo. 3. Bajar el pH del agua de riego, si es que estás regando también con una que es alcalina

(contiene mucha cal).

Veamos cómo se hace esto aplicado al suelo, a los sustratos y al agua de riego.

¿Cómo corregir las carencias de nutrientes provocadas por el pH del suelo, del sustrato o del agua de riego, por ej., la clorosis férrica?

¿Qué hacer para poder cultivar plantas acidófilas como Azalea, Hortensia, Camelia, etc., en suelos o sustratos alcalinos?

1. Aportar fertilizantes que contengan los nutrientes que están faltando.2. Bajar el pH del suelo o sustrato.3. Bajar el pH del agua de riego

1. Aportar fertilizantes

Cuando las plantas empiezan a amarillear y tras estudiar los síntomas y conocer el pH del suelo o del sustrato y el agua de riego, podemos llegar a la conclusión de que se trata de una carencia de minerales, por ej., de Hierro

Clorosis férrica

La identificación precisa siempre es difícil porque hay que conocer los síntomas propios de cada especie, pero se puede sospechar a partir del pH. Por ejemplo, si son hojas nuevas, pensamos en micronutrientes (Hierro, Cobre, Zinc, Manganeso) y si son hojas viejas en macronutrientes (Nitrógeno, Fósforo, Potasio, Magnesio, Calcio).

Si la carencia es de Hierro (clorosis férrica), lo más eficaz es aportar un fertilizante especial llamado 'quelatos de hierro'. Si la carencia es de otros (Manganeso, Cobre, etc.) y no de

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Hierro o de varios a la vez, pues habría que aportar los fertilizantes que los contengan, preferentemente en forma de quelatos.

Los quelatos de hierro, o de otros nutrientes, se caracterizan por tener una estructura química que evita su insolubilización en el suelo, están como "protegidos". Pueden aplicarse al terreno directamente o disolverse en agua y regar.

Otra forma de aplicar los fertilizantes ante carencias es usando abono foliar, es decir, pulverizándolo sobre las hojas.

Los abonos foliares resultan muy interesantes para micronutrientes (Hierro, Cobre, Manganeso, Zinc, Boro, Molibdeno) porque la planta necesita pequeñas cantidades, pero no tanto para macronutrientes (Nitrógeno, Fósforo, Potasio, Magnesio, Calcio y Azufre) que sólo puede ser un complemento a las raíces. La clorosis férrica se puede paliar en 24 horas con abono foliar.

2. Bajar el pH del suelo

Aparte de echar los quelatos o abonos foliares y para no tener que gastar tanto en ellos, resulta muy bueno intentar liberar el Hierro y los demás micronutrientes que contiene el suelo alcalino pero que están insolubilizados y no pueden ser tomados por las raíces. Haber, hay, de todo, pero no están solubles, con lo que es como si no estuvieran para las raíces. Esto se consigue bajando el pH, es decir, acidificando el suelo. Se liberarán solos. Por ejemplo, si tu suelo tiene un pH 8 sería bueno llevarlo a 6,5, para lo que puedes hacer alguna de estas tres operaciones (a elegir):

1. Turba rubia

Al plantar, por ejemplo, un macizo de arbustos acidófilos, quizás Brezos, mezcla los primeros 25-30 cm. de tierra con TURBA RUBIA (una marca es SPHAGNUM), que es un material muy ácido (pH=3,5). La proporción sería un 50% de tierra del jardín con un 50% de turba rubia. O bien, 1 kg de turba rubia por cada m2 de superficie. A los 2 ó 3 años tendrás que repetir el tratamiento. Esta forma de acidificar está bien para iniciar una plantación, pero si ya están plantados, no es fácil de aplicar sin romper raíces ni de resultados rápidos el acidificar en profundidad (20 cm.).

2. Azufre

Otra opción para acidificar: mezcla los primeros 25-30 cm. de tierra con AZUFRE EN POLVO. Dosis: 90 grs/m2. No produce una bajada de pH inmediata, sino que tarda varios meses en hacer efecto. Aplica durante el otoño para que en primavera se note. En medianas y grandes superficies es lo que sale más económico, por ejemplo, para enmendar toda el jardín entero antes de plantar nada. El azufre es la enmienda clásica que se usa a nivel agrícola.

Igual que con la turba rubia, a los 2 ó 3 años tendrás que repetir el tratamiento porque los suelos calizos neutralizan el acidificante aunque a menudo es suficiente para aliviar la clorosis férrica, por ejemplo.

3. Sulfato de hierro

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La tercera opción, y quizás la más práctica, es incorporar SULFATO DE HIERRO al suelo. El sulfato de hierro sirve para acidificar y adicionalmente para aportar algo de Hierro, aunque no mucho y su principal función es para bajar el pH.

El sulfato de hierro es un producto muy barato y fácil de conseguir. A la venta se encuentra en forma granulada (color marrón) y en partículas más finas (color verde manzana). Esta última presentación es la más interesante para disolver en agua, como ahora veremos. La forma granulada también se puede emplear, y de hecho así se hace en agricultura, por ejemplo, para bajar un poco el pH en una plantación frutal, pero no disolviendo en agua, sino mezclando con la tierra superficialmente, como si fuera un fertilizante normal. Compra mejor el sulfato "verde manzana".

El plan consistiría en aportar al suelo el sulfato de hierro regando con agua que lleve disueltos 3 gramos por cada litro. Riega 1 vez al mes con esta agua al pie de las flores, arbustos o árboles. Con este tratamiento bajará el pH de la tierra. En invierno no hace falta echarlo. No uses el agua con sulfato de hierro para las macetas; más abajo tienes cómo hacerlo en macetas, se acidifica el agua con ácido cítrico en lugar de sulfato de hierro.

Complementa el tratamiento del sulfato de hierro adicionando 3 gramos por cada litro de agua de quelatos de hierro (una cucharadita). Aplica una vez al mes también, pero en una semana distinta a la del sulfato.

Con estos dos productos (sulfato de hierro y quelatos de hierro) las plantas acidófilas del jardín tendrán suficiente Hierro y los otros micronutrientes como el Manganeso o el Cobre gracias a la liberación que provoca el sulfato por bajar el pH del suelo.

Quedará proporcionar el resto de elementos para completar la fertilización de tus plantas, es decir, Nitrógeno, Fósforo y Potasio con abonos convencionales o de lenta liberación. Recuerda que en suelos de los que estamos hablando, con pH elevado (alcalinos), es conveniente aumentar la dosis más de lo normal de Fósforo y Potasio puesto que una parte se pierde por insolubilización, como ocurre con los micronutrientes.

Como acción complementaria para acificar algo más (bajar el pH) usa para el suelo, no para macetas, abonos acidificantes: sulfato amónico, nitrato amónico, fosfato amónico, etc.

Recalcar que los suelos ácidos (pH<7) son fáciles de enmendar aportando caliza molida, pero los suelos alcalinos (ph>7) son mucho más difíciles de corregir por razones de química del suelo complejas que no vamos a explicar aquí. La idea es que subir puntos de pH es fácil, pero bajar no, porque tiende a revertirse a la situación anterior, lo que obliga a repetir el tratamiento.

4. Sustratos

Para bajar el pH de los sustratos usados en macetas, jardineras y todo tipo de contenedores se actúa sobre el agua de riego.

El pH del substrato debe estar entre 5,5 y 6,5 para las plantas acidófilas como Gardenia, Hortensia, Azalea, Camelia, Rododendro, y para muchas plantas de interior. Pero si estás usando un agua alcalina transmitirá su pH al sustrato y con el tiempo, terminarán igualándose ambos pH's. Esta alcalinización del sustrato provocará el amarilleo de las hojas (clorosis) por la deficiencia de Hierro u otros elementos.

Por tanto, los consejos para cultivar plantas acidófilas en contenedor serían: Elige un sustrato que tenga un pH ácido. Esto lo debe indicar en la etiqueta. Venden

algunos especiales para plantas acidófilas, por ejemplo, la llamada tierra de brezo, tierra

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de castaño, etc. Otra opción es hacer una mezcla incluyendo turba rubia, que es muy ácida (pH=3,5).

En cualquier caso, aunque el sustrato no lo compres como ácido y sea, digamos, "normal", incluso alcalino, siempre se puede enmendar si riegas continuamente con agua acidificada con ácido cítrico como veremos ahora.

Lo ideal para no subir el pH del sustrato sería regar con agua sin cal o de lluvia (depósito, aljibe), pero si no la tienes, deberás acidificarla con ácido cítrico o vinagre.

3. Bajar el pH del agua de riego con ácido cítrico

Hemos visto hasta ahora dos acciones para contrarrestar los efectos del pH alcalino:

1. Aportar los nutrientes que falten2. Bajar el pH del suelo

Nos queda la tercera acción: bajar el pH del agua de riego con ácido cítrico (si es que es alcalina, si no, nada).

El ácido cítrico tiene un papel equivalente para las macetas al sulfato de hierro para el suelo, es decir, acidificar, bajar el pH.

Con el ácido cítrico puedes ajustar el pH del agua y regar luego con ella. Si por ejemplo, consigues poner el agua con un pH=5, al regar con este agua una y otra vez, el sustrato acabará con pH=5.

No añadas sulfato de hierro en sustratos como se hace en el suelo; es mejor evitarlo porque se puede "quemar" la planta si no se ajusta bien la dosis.

El ácido cítrico tiene el aspecto del azúcar y lo puedes comprar en alguna droguería o establecimiento de productos químicos. Otra opción es el vinagre, pero sale más caro.

Procede así con el ácido cítrico:

1. Prepara un bidón de unos 50 litros de capacidad por lo menos.

2. Llénalo con el agua que estés usando.

3. Echa una cucharada de ácido cítrico para esos 50 litros más o menos y remueve bien. Ya tendrás un agua ácida. Puedes medir el pH con tiras de papel indicador de venta en farmacias para comprobarlo.

4. Riega siempre con ella y tras hacerlo varias veces, el sustrato ya se habrá acidificado.

5. Para complementarlo, añade a la maceta 1 vez al mes (invierno no hace falta), quelatos de hierro. Ten cuidado con las manchas de los quelatos en la ropa y el suelo. Pon un plato debajo de la maceta para recoger el drenaje.

Si con los quelatos de hierro sigues apreciando amarilleos, considera los demás microelementos: Manganeso, Zinc, Cobre, Boro y Molibdeno.

Fuente: http://articulos.infojardin.com

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APLICACIONES EN FORRAJERAS

Muchas veces las especies destinadas a la producción forrajera en sistemas ganaderos requieren cierta concentración de iones H en la solución del suelo es decir, cierto valores de pH para producir y persistir. La alfalfa es la especie forrajera más importante como recurso implantado en sistemas de producción ganaderos como la invernada o el tambo. Esta especie requiere valores de pH de 6,2 a 7,6. Valores inferiores a pH de 6,2 producen una disminución en su producción anual y persistencia porque afecta la nodulación de una bacteria llamada Rhyzobium. Esta bacteria es simbiótica con la planta es decir, ella le da azucares y la bacteria fija Nitrógeno (del aire) para luego brindárselo a la alfalfa. Conocer con precisión el pH presente en el potrero donde se va a implantar es de suma importancia.

A manera de ejemplo se muestra en la Figura 1 la tolerancia a la acidez o alcalinidad de las principales leguminosas forrajeras de la región templada húmeda de nuestro país.

Tolerancia a la acidez o alcalinidad

6 7 8

Alfalfa

Trébol. Rojo

Trebol Blanco

Lotus Corniculatus.

Melilotus

Lotus Tenuis

pH

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PROBLEMAS DE APLICACIÓN

1) Los buffers fosfato son sistemas que se utilizan mucho como buffers para disolver sustancias provenientes de diferentes sistemas vegetales o animales, como son las proteínas. Dichos buffers se utilizan en experimentos de laboratorio para trabajos de investigación.

Dada la siguiente Tabla. Compruebe mediante cálculos, utilizando los volúmenes de las soluciones de la Tabla, los pHs de los buffers de pH 7, pH 7,5 y pH 8.Justifique sus respuestas.

BUFFER FOSFATOS (0.1 M - pH 7.5)Solución A (NaH2PO4 0,2 M): disolver 27.6 g de NaH2PO4. H2O en agua destilada, completando un litro.Solución B (Na2HPO4 0,2 M): 53.65 g de Na2HPO4. 7 H2O se disuelven en agua destilada, llevando el volumen final a 1 litro.Si se desea molaridad 0,2 se suprime el agua destilada.

Solución A (ml) Solución B (ml) Agua destilada (ml) pH467.5 32.5 500 5.7438.5 61.5 500 6387.5 112.5 500 6.3342.5 157.5 500 6.5255 245 500 6.8195 305 500 7115 385 500 7.380 420 500 7.5

42.5 457.5 500 7.826.5 500 8

2) a) Por qué se utiliza caliza durante el encalado para aumentar el pH de suelos muy ácidos? Explique mediante ecuaciones químicasb) Por qué el sulfato de hierro (II) sirve para acidificar y bajar el pH del suelo, además de aportar hierro como micro nutriente? Justifique mediante ecuaciones químicas. KFe(OH)2 = 1,6x10-14.

3) En la preparación de una solución de ácido cítrico para disminuir del pH del agua de riego, se recomienda preparar una solución y medir el pH con papel indicador. Suponiendo que en la cucharada de ácido cítrico corresponde a 75 g. Cuál será el pH de la solución? Ácido cítrico: C6H8O7. KHCt = 8,2x10-4.

4) Suponga que para estudiar el efecto del mantenimiento del pH constante en hortensias, tiene que regar con un buffer ácido cítrico-citrato de sodio. Si las hortensias necesitan ser regadas con buffer de pH 6, cuál será la cantidad en gramos de citrato de sodio que tendrá que agregar a 1 lt de solución de ácido cítrico para lograr ese pH? Ácido cítrico: C6H8O7. Citrato de sodio: C6H7O7Na. KHCt = 8,2x10-4.

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http://www.monografias.com/trabajos14/problemadelagua/problemadelagua.shtml

http://www.monografias.com/trabajos5/volfi/volfi.shtml

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AplicacionesFisiologicasYAgronomicasDePH