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FOLLETO
PARA COMPLEMENTAR EL APRENDIZAJE DE BIOQUICA I
AREA:
CIENCIAS DE LA SALUD
ASIGNATURA:
Laboratorio de Bioquímica I. MED195-
Daniel
E. Rodríguez C,M.A.
Guía
Para
COMPLEMENTAR
la
1era
Y
2da
Práctica
de
Laboratorio
de
Bioquímica
I,
1er.
Parcial.
Parte-A
Regulación
del equilibrio ácido-básico.-
Objetivos:
Parte
–A
A)-Entender
mejor el concepto de pH y los métodos para determinarlo.
B)-Definir
el concepto de amortiguador, estudiar sus funciones y modo de acción.
C)-
Analizar
la
ecuación
de
Henderson-Hasselbach.
Parte
–B
D)-Definir
y
determinar
la
acidez
titulable
en
la
orina,
sustancias
que
la
aumentan
y
su
relación
con
la
dieta.
Introducción
El
agua es un compuesto bipolar; esta polaridad conduce a la hidratación
de los iones, haciendo posible que cationes y aniones se disuelvan en
ella.
La
autoionización del agua es pequeña, pero de gran importancia, se
forman iones hidronio H3O
+
e iones
hidroxilo OH -
, según:
Ion
hidroxilo básico
2H2O
→ H3O
+
+ OH -
Ion hidronio ácido
El
agua representa la reacción clásica de ácido-base.
El
término ionización se usa para expresar la separación de iones de
los compuestos que están formados por iones; a esta manera especial
del comportamiento del agua se le llama autoionización,
autoprotólisis o anfoterismo.
H2O
→
[H
+
] + [OH -]
Los
iones H+ y
OH- están
en igual concentración en el agua, por lo que ésta es una
sustancia neutra. Su constante de ionización se expresa:
H+
= 1.0 x10 a la
-7
moles /litro
OH-
= 1.0 x10 a la
-7
moles/litro
K H2O
= 1 x10 a la
-14 moles /litro
a 25 grados ~C.
Cuando
una sustancia está disuelta en agua, y la concentración de H+
y de OH-
es igual, la solución es neutra. Si hay una concentración de OH-
ligeramente alta, la solución
será básica. Por ejemplo NaOH en agua. Pero si hay exceso H+,
la solución es ácida; por ejemplo
H2SO4
en
H2O.
En
resumen la sustancia que en solución acuosa se ioniza y tiene exceso
de iones OH-
es básica. Por lo contrario si la sustancia en solución tiene
exceso de H+,
entonces es ácida. Si la sustancia se ioniza y tiene igual
concentración de iones H+
y de iones OH-
será neutra.
Constante del Producto Iónico del
Agua.
H2O
+ H2O
→ OH- + H3O+
←
Constante
de equilibrio:
Kc = [H3O
+]
[ OH - ]
2
[H2O]
2
Kc = [H20]
= [H3O+]
[OH-]
En
el agua pura la concentración de estos iones es 1.0 x 10 -7
moles /litro a 25 grados C.
2
2
Kc
= [H2O]
= [H3O+]
[OH- ]
= [1.0 X10
-7]
=1.0x10 -14.
Esto
se llama producto
iónico
del
agua….
Entonces
el producto iónico del agua es 1.0x10 -14
= a Kw., “Aunque
este valor se ha obtenido en el agua pura, también se utiliza para
disoluciones diluidas a 25 C, porque en éstas la concentración de
agua se pude considerar constante y muy próxima a la del agua pura”
(Pertierra, G.A, 1990, p.233)
La
adición de ácidos al agua aumenta la concentración de de H3O+
por encima de 1.0x10 a la -7
moles y la adición de bases aumenta la concentración de OH-
por encima de 1.0x10 a la -7
moles. Como el producto de [H3O+]
[OH-]
debe permanecer constante e
igual a 1.0x 10 a la -14,
es fácil comprender que si la concentración de H3O+
aumenta, la de iones OH-
debe disminuir y viceversa. En resumen:
Disolución
neutra: [H3O+
]
=1.0 X10 -7 M.
Disolución
ácida: [H3O+
]
> a 1.0 x10
-7 M, y (OH-)
<
a 1.0 x 10 -7 M.
Disolución
básica: [OH-]
>
a 1.0 x 10 -7
M, y la concentración de (H3O+)
<
a 1.0 x 10 -7
M.
Debido
a todo esto, considerando que el agua pura tiene una concentración
de iones H+
= a 1.0 X10 -7
moles/litro y una de iones OH-
= a 1.0 X10 -7
moles/litro, la escala se puede clasificar así: H2O
= pH= 7.
Concepto y medida del pH.
S.P.L
Sorönsen,
propuso el término pH, quien lo midió en el agua pura. Esta escala
lo define como el logaritmo negativo de la concentración de iones H+
o potencial de hidrógeno: pH= -log
[H3O
+
]
o pH=-log [H+
].
Como
la definición indica el valor del logaritmo negativo, el resultado
es positivo.
También:
pH= log 1
= -log [H3O+
]
[H3O+
]
Entonces
en una disolución neutra a 25 C ,
la [H3O+
]
= [OH-]=1.0x10
-7 y pH = -log
[1.0 x 10 -7]
= 7.0.
En
una disolución ácida el pH será menor que 7, ya que, la
concentración de H3O+
es mayor que 1.0x 10 a la -7,
y en una disolución básica el pH tendrá un valor mayor que 7 ,
puesto que la concentración de H3O+
es menor a 1.0x10 a la
-7.
Aunque
en un principio el término “p” se propuso para definir el pH,
que corresponde a las iniciales “potencial
de hidrógeno”,
actualmente se utiliza éste de forma muy general, así, pOH = - log
[OH-],
pK = - log K etc. Y significa “el logaritmo negativo del símbolo
al cual precede”.
Entonces:
(-log [H3O+]
+ log [OH-]=
-log (1. 0x 10 a la -14)
Potencial del producto iónico
del agua.
Es
decir, pH + pOH= 14, de ahí que la escala va de 0 a 14.
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9
10 11 12 13 14
Ácido neutro
básico
“Los
valores de pH, ya sea éste neutro, ácido o básico, varían según
la temperatura a que se midan los iones”
(Barbosa, A.Ma, 1996, p.260).
La
determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más
sencillos, pero de una importancia primordial en áreas tan diversas
como la medicina, la agricultura, y la industria farmacéutica.
Los
fluidos del organismo humano, como la sangre la bilis, etc. tienen un
pH comprendido en un estrecho margen y la continua desviación del
intervalo normal es indicativo de una condición patológica ,ya que
, en las células vivas, el pH determina muchas características
esenciales de la estructura y actividad de las biomoléculas y, por
tanto de su función.
El
pH se mide usando sustancias químicas llamadas indicadores, o
usando aparatos electrónicos sensibles llamados pH-metros.
“Los
indicadores son sustancias que muestran diferentes colores al pasar
de la forma disociada a la forma sin disociar que generalmente son
ácidos débiles”.
Estos
se disocian: H. Ind + H2O
→ Ind-
+ H3O+
←
La
función del indicador en la determinación de pH se fundamenta en
la variación de color producida al alterarse la concentración de
iones hidrógenos, dentro de ciertos límites.
“El
indicador más común, por su fácil uso, es el papel tornasol.
Cuando el papel vira al azul, indica que la sustancia en la que se
introdujo tiene un pH mayor a 7; cuando vira al rojo, indica que
tiene un pH menor que ”.
Ejercicios:
encuentre el pH de una solución 0.10 molar (M) de NaOH.
Datos:
el NaOH aporta los OH-
. Por eso [OH-]=
0.1M..
[OH-]
= 0.1M
[H+]
= 1x10
-14 =1x
10 -13
1.10 [1 x 10 -1]
pH
= - log (1 X 10 -13)
= 13, el pH será alcalino según la tabla.
Disoluciones
reguladoras del pH.
Este
tipo de disoluciones son especiales, puesto que éstas ofrecen una
gran resistencia a modificar su pH, también se les llama
disoluciones tampón,
buffers, o
disoluciones amortiguadoras.
Estas sustancias están formadas, generalmente, por un ácido débil
y una sal del mismo (por ejemplo, CH3-COOH
y CH3-COONa) o por
una base débil y una sal de la misma (NH4OH
y NH4Cl), en estas
disoluciones el pH cambia muy poco o simplemente no cambia.
Reacción
de asociación:
es una reacción que consiste en la unión
de dos o más iones.
Ejemplo: H+
+ OH- → H2O
Na+
+ Cl- → NaCl
Reacción
de disociación:
esta consiste en la separación de un compuesto en sus iones
correspondientes.
NaCl → Na+ + Cl-
H2O → H+
+ OH-
H2CO3
→ HCO3-
+ H+
Ácido:
según (Arrhenius 1884), se puede definir como una sustancia que al
reaccionar con el agua forma iones hidronio (H3O+)
y base a la que forma iones hidroxilos (OH-
).Los ácidos y las bases son electrolitos porque al disociarse, sus
iones conducen la electricidad.
Los
electrolitos se clasifican en ácidos bases y sales.
Arrhenius,
también definió las sales como sustancias que proporcionan aniones
distintos del OH-
y cationes distintos del H+.
Hay que
tomar en cuenta que la teoría anterior es limitada, puesto que solo
se aplica a disoluciones acuosas.
Teoría
de Brӧnsted-Lowry sobre los ácidos y las bases (1923).
Si se habla de otros disolventes distintos del agua, se debe aplicar
esta teoría la cual amplía los conceptos de ácidos y bases del
modo siguiente: “ácido
es
toda
sustancia
que
puede
ceder
protones
y
base
toda
aquella
que
puede
aceptarlos”.
En
esta teoría, el proceso de ceder o aceptar protones es reversible,
es decir, el ácido cuando pierde un protón se convierte en una
base, y ésta al ganarlo se transforma en un ácido. Formando el
ácido y su base un sistema conjugado, según:
Ácido → base + protón
←
Acido1 + base2
→ ácido2 + base1
←
HCl + H2O →
H3O+
+ Cl-
←
H2O + NH3
→ NH4+
+ OH-
H3PO4
+ H2O → H3O
+ H2PO4-
←
Pertierra
(1991), comentando sobre los ácidos afirma que: “la
definición más amplia de ácidos y bases es la dada por G.N Lewis,
conocida como definición electrónica que dice: “ácido es toda
molécula o ion que es capaz de aceptar la compartición de un par de
electrones, que procede de otra molécula o ion que se llama base”.
Las bases
de G.N Lewis son
especies con electrones no enlazantes que pueden ser cedidos para
formar nuevos enlaces. Los ácidos de Lewis
son especies que pueden aceptar esos pares de electrones para formar
nuevos enlaces. Entonces para Lewis
los ácidos serían electrófilos y las bases serían nucleófilos.
Parte
-B
Disoluciones
reguladoras de la sangre.
La sangre
es el fluido que transporta los gases de la respiración, los
nutrientes y los productos de desechos entre los diversos órganos y
tejidos. En el organismo, para mantener el pH de la sangre en un
valor adecuado, existen tres mecanismos que se interconeccionan entre
sí: 1) las disoluciones reguladoras de la sangre, que neutralizan
los H3O+
y OH- producidos
en la reacciones metabólicas 2) la función pulmonar que mantiene la
concentración de ácido carbónico en la sangre a través de la
excreción y la inhalación de CO2.
3) La función renal, mediante la excreción de H+
y HCO3-procedentes
de la sangre.
Correspondientes
al primero existen tres sistemas de disoluciones reguladoras: la del
H2CO3/HCO3-,
la del fosfato y la constituida por las proteínas.
La
disolución reguladora ácido carbónico/bicarbonato, es la que
contribuye en mayor extensión a mantener el valor de pH adecuado en
la sangre. El CO2 de la sangre se
combina con los fluidos acuosos del organismo para formar
H2CO3
, el cual a su vez está ionizado en iones
HCO3- e iones H+ según:
CO2
+ H2O
→ H2CO3
→ H+
+HCO3-
← ←
El pH de
una disolución equimolecular de H2CO3
y HCO3- se
determina aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbach; cuyo valor
coincide con el pKa del H2CO3,
es decir ,6.10:
0.025
pH =
pKa + log [HCO3-]
= 6.10 + log 1 = 6.10
[H2CO3
]
0.00125
En estas
condiciones la disolución no sería efectiva en la sangre, ya que
este valor está muy alejado del fisiológico (7.35 y 7.45).Sin
embargo el sistema ácido carbónico/bicarbonato es una disolución
reguladora altamente efectiva, porque la concentración de
HCO3- es 0.025
M y la del H2CO3
0.00125 M, es decir, 20 veces menor para el ácido, lo
cual produce una disolución de pH = 7.4.
El pH de la
sangre se mantendrá, por tanto, entre los valores normales de 7.35 y
7.45 cuando las concentraciones del ion bicarbonato y ácido
carbónico estén en la relación de 20/1.Si dicha relación es
menor, el pH de la sangre será inferior a 7.35 y dará lugar al
estado denominado acidemia.
Por el contrario, cuando la relación de concentraciones de estas
sustancias en la sangre sea superior a 20/1, el pH será más
básico que 7.45 y se producirá una alcalemia
.Si el pH de la sangre alcanza
valores inferiores a 6.8 o superiores a 7.8, sobreviene una serie de
trastornos que pueden ocasionar la muerte.
Entonces:
pH= 6.1 +log [HCO3-]
= 6.1 + log 20/1
[H+
]
(log
20- log 1) = 1.3 – 0 =1.3 + 6.1 = 7.4 pH fisiológico.
Alteraciones
metabólicas debido al desequilibrio ácido-base.
Alcalosis metabólica:
se produce por una elevada concentración
de bicarbonato lo que produce un aumento del pH en sangre. Los
enfermos presentan aumento de HCO3-
y CO2
en la orina. Un descenso en la
sangre de H+
aumenta la [HCO3-]
porque se produce un incremento en la ionización del H2CO3.Esto
podría deberse a una perdida excesiva de jugos gástricos, un exceso
de vómitos o una disminución intracelular de iones K+ o Na+ debido
quizás a terapia diurética, en la mayoría de los casos los iones
H+ pasan al interior de las células, el organismo tiende a
incrementar la [H2CO3
] para que se mantenga la relación
HCO3-/H2CO3.
Alcalosis
respiratoria:
Se origina por una excesiva eliminación de CO2 por los pulmones, lo
que ocasiona una deficiencia en la [H2CO3
] en la sangre, que se utiliza para proveer
el CO2. Según la ecuación hacia la izquierda:
CO2
+ H2O ↔ H2CO3
↔ HCO3- + H+
Síndrome.
Posibles manifestaciones: Hipoxia, excitación psíquica,
alteraciones en el SNC, respiración inadecuada.
Acidosis metabólica:
se debe a una reducción en la concentración del HCO3-
en sangre, posiblemente por una formación excesiva de
H+ en el metabolismo. Según:
[H+] + [HCO3
]→ H2CO3
Acidosis respiratoria:
se produce cuando hay una deficiencia en la eliminación de
CO2 por los
pulmones, lo que hace que aumente el nivel de CO2
en sangre y provoque un aumento de la
acidez. Según:
CO2 + H2O
↔ H2CO3
↔ HCO3- + H+
Características:
pH bajo, exceso de H2CO3
en sangre, edema pulmonar, neumonía,
enfisema, asma, insuficiencia cardiaca, hiperventilación . Posibles
causas: tabaquismo, pulso irregular, cefalea, vértigo.
En resumen
el equilibrio ácido-base se basa en:
pH= pKa + log [A-] =
HA
Ph= pka + Log [hco3] =
[h+]
ph= 6.1 log 20/1
ph= 6.1 + log 20
ph= 6.1 + 1.3
ph= 7.4
nota:
ph + poh = 14
parte
practica
materiales:
matraces erlenmeyer, beakers, guantes de hule, tubos de ensayo,
ph-metro, termómetro, otros..
muestras
de: refrescos,jugos,café
,leche y orinas..
reactivos:
indicadores, ácidos y bases.
procedimiento: distinguir el tipo de
sustancia ácido o base, usando indicador...
llenar tabla...
| Sustancias: | Indicad-ores. | color | Observa-ciones | Otros.. | OH - | H3O+ | OTROS |
procedimiento: medir ph de diferentes
muestras..
| Sustancias | pH teórico | pH práctico | % E. | Temperatura. |
NOTA: Si hay cintas para medir pH
también medirlo con estas.
| Sustancias(jugos ) | pH según cinta | Color de la cinta antes de medir. | Color de la cinta después de medir. |
para
reportar..
Aplicando
los conocimientos adquiridos resuelva estos casos clínicos.
Caso 1
Un varón
de 15 años de edad, diabético y controlado con insulina,
interrumpió el tratamiento cinco días atrás y acude a consulta por
malestar general, presenta disnea y nauseas. Se encontró el pulso de
120 por minuto, sopor y deshidratación.
Resultados
de los estudios de laboratorio: pH de 7.05;
PCO2 de 20 torr;
bicarbonato de 5.6 meq/L; sodio 142 meq/L; cloruro de 105 meq/L, y
cetona en orina fuertemente positiva.
Comentario:___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Conclusión:_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Caso 2
Varón de
12 años de edad, con asma. Desde 24 horas atrás presenta disnea y
taquicardia. Se encontró frecuencia respiratoria de 40 por minuto,
sibilancias y cianosis.
Resultados
de los estudios de laboratorio: PCO2
de 55 torr; bicarbonato de 25 meq/L; pH de 7.5.
Comentario:_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Conclusión:__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Caso 3
Varón de
65 años de edad, que después de una descarga eléctrica presento
paro respiratorio y fibrilación ventricular física se destaca como
profundo.
Resultados
de los estudios de laboratorio: pH de 6.6;
PCO2 de 70 torr;
bicarbonato de 23 meq/L, y lactato de 50 mm/L.
Comentario:___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Conclusión:_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
investigue
el pH de estas sustancias:
-Bilis---------
-Lágrimas----------
-Jugo gástrico--------
-Jugo
pancreático----------
-Sangre---------
-Saliva-------
-Sudor------
-Orina-------
en los siguientes síndromes que tipo de manifestación
se produce: alcalosis
metabólica, alcalosis respiratoria, acidosis metabólica o acidosis
respiratoria:
-sobredosis de
antiácidos_________________
-diabetes
mellitus____________________
-anorexia _______________
-fracaso
renal______________
-vómitos
intensos__________
-diarrea
profusa_____________
-alteraciones en
snc__________
-terapia respiratoria
inadecuada______________
-edema
pulmonar__________________
-neumonía________________
-asma________
-insuficiencia
cardiaca_____________
LLENE EL SIGUIENTE CUADRO
METABOLICO…..ESCRIBA ↑
0 ↓
según EL CASO.
Sindrome
|
OH-
|
H3O + | h + | hco3- | pH |
OBSERVACIONES
|
Alcalemia
|
||||||
Acidemia
|
||||||
alcalosis
metabolica
|
||||||
alcalosis
respiratoria
|
||||||
acidosis
metabolica
|
||||||
acidosis
respiratoria
|
NOTA: HAGA LAS ECUACIONES
CORRESPONDIENTES PARA EXPLICAR CADA SINDROME….
| Sindrome ECUACIoNES: |
Alcalemia
|
Acidemia
|
alcalosis
metabolica
|
alcalosis
respiratoria
|
acidosis
metabolica
|
acidosis
respiratoria
|
LLENAR
CUDRO SOBRE LA ACIDEZ TITULABLE EN LA ORINA...
| Cantidad normal de ácido urinario en Miliequiv. | observaciones | otros | otros | |
| Cantidad anormal | ||||
| Cantidad práctica. | ||||
| Cantidad práctica. |
Nota: consultar Guyton Hall cap..20
CALCULAR...
¿Cómo se preparan 500 mil de una
solución 0.7 N de Ba(OH)2 ?
¿Cómo se preparan 500 mil de una
solución 0.8 N de NaOH ?
¿Cómo se preparan 500 mil de una
solución 0.2 N de H2SO4 ?
-Investigue
de que manera el Propionibacterium
acnes ; ataca
a la piel y produce acné vulgar...
-RECUERDE
LLENAR LAS PREGUNTAS….OK??.
BIBLIOGRAFIA.
1-Asbun Wady, Ph.D.(1972).
Bioquímica experimental. Santo Domingo R.D.
2-Brito, Franklin y Monzó
Antonio.(1979).Química Orgánica. Santo Domingo R.D.
3-Casanova, José. (2006).
Elementos de Química Orgánica, Cuaderno de trabajo. Santo Domingo.
ED universitaria _UASD,. Págs. 40-43
4-Diccionario de Medicina
Océano Mosby. St. Louis, Estados Unidos. ED Grupo Océano. Pág.
804.
5-De los Santos,
Aminta.(1997-).Química. Secretaria de Estado De Educación R.D.
6-Quillet, Arisitides.
Enciclopedia autodidáctica Quillet. México, 11º edición, 1977. ED
Cumbre, SA. Pág.76
7- Ouellet, Robert J.(1971).
Introducción a la Química Orgánica. Ohio, EUA . ED Harla. Págs.
145-152
8-Microsoft ®
Encarta ® 2007. © 1993-2006 Microsoft Corporation. Reservados todos
los derechos.
Nota: este es un folleto para la ayuda de un mejor
aprendizaje de las prácticas de laboratorio de bioquímica I. El
manual oficial deben pasar a adquirirlo por servicios estudiantiles o
hablar con el Dr. Ramón G. Martínez Peña.
