Disoluciones reguladoras
También denominados sistemas tampón o " buffer".
Son la primera línea de defensa ante los cambios de pH gracias a la capacidad que tienen para captar o liberar protones de modo inmediato. Los organismos vivos soportan muy mal las variaciones del pH, aunque tan solo se trate de unas décimas de unidad, y por ello han desarrollado en la historia de la evolución sistemas tampón buffer que mantienen el pH constante, mediante mecanismos homeostáticos. Las variaciones de pH, afectan a la estabilidad de las proteínas y, en concreto, en la actividad catalítica de los enzimas, pues en función del pH, pueden generar cargas eléctricas que modifiquen su actividad biológica.
Un sistema tampón es una solución de un ácido débil y su base conjugada:
AH (ácido) H+ + A-(base)
La constante de disociación del ácido (K) viene expresada como:
K= [H+][A-] / [AH]
El valor de pH en el cual el ácido se encuentra disociado en un 50% se conoce como pK (pK = -log[K]).
El pK representa el valor de pH en el que un sistema tampón puede alcanzar su máxima capacidad amortiguadora.
Cada sistema buffer tiene un valor de pK característico.
Buenos amortiguadores serán aquellos cuyo pK esté próximo a 7.4.
Los amortiguadores más significativos y de mayor importancia para los seres vivos son:
Amortiguador fosfato.-
Ejerce su acción fundamentalmente a nivel intracelular, ya que es allí donde existe una mayor concentración de fosfatos y el pH es más próximo a su pK (6.8).
Interviene, junto a las proteínas celulares de manera importante en la amortiguación de los ácidos fijos:
PO4H2- PO4H-+ H+Amortiguador carbónico/bicarbonato.-
Poco potente desde el punto de vista químico, (pK = 6.1).
Es el tampón más importante en la homeostasis del pH
porque:
- Está presente en todos los medios tanto
intracelulares como extracelulares. En el medio extracelular la concentración de bicarbonato es elevada (24 mEq).
- Es un sistema abierto. La concentración de cada uno de los dos elementos que lo componen son regulables; el CO2 a nivel pulmonar, y el bicarbonato a nivel renal.
- La suma de las concentraciones del ácido y de la base no es constante, lo cual aumenta muchísimo su capacidad amortiguadora.
CO2+ H2OCO3H2H++ HCO3-
La relación entre el ácido y la base viene dada por la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
pH = pK + Log [HCO3-] / [H2CO3]
Si consideramos el pH sanguíneo normal 7.4, y el pKdel sistema 6.1, al aplicarlo a la fórmula obtendremos la relación entre la concentración de bicarbonato y de ácido carbónico:
7.4 = 6.1 + log [HCO3-] / [H2CO3]log [HCO3-] / [H2CO3] = 1.3
1 comentario
Gronvagoneell -
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