Repàs 2. Àcid - base (2014)

Apunte Catalán
Universidad Universidad Pompeu Fabra (UPF)
Grado Medicina - 1º curso
Asignatura Bioquímica I
Año del apunte 2014
Páginas 3
Fecha de subida 02/02/2015
Descargas 7
Subido por

Vista previa del texto

Repàs 2. Equilibris en el medi biològic TEORIA ÀCID – BASE DE BRONSTED – LOWRY Les reaccions àcid – base són reaccions d’intercanvi de protons (H+). Un àcid és una substància capaç de donar protons mentre que la base és una substància capaç d’acceptar-ne.
La tendència a alliberar un protó es deu a que l’hidrogen està lligat a un element molt electronegatiu, la qual cosa provoca que aquest atragui més fortament els electrons i l’enllaç sigui feble. Per què una substància actuï com base cal que hi hagi una altra que actuï com a àcid. No s’ha de confondre una reacció àcid-base amb una reacció d’ionització.
L’àcid, quan perd un protó, es converteix en la seva base conjugada; mentre que la base es converteix en el seu àcid conjugat quan guanya el protó.
PROPIETATS ÀCID – BASE DE L’AIGUA Al medi biològic les reaccions tenen lloc en aigua. Es parlarà d’àcid o de base en funció de com actuï la substància davant de l’aigua. L’aigua, per tant, pot actuar tant com a àcid com a base.
Autoionització de l’aigua Constant d’autoionització de l’aigua: Operador “p” (-log) L’operador “p” indica el –log pH = -log [H3O+] – pOH = -log [OH-] pKW = -log KW = pH + pOH KW = 10-14; pKW = 14  a l’aigua pura pH = pOH = 7 CONSTANTS D’ACIDESA I BASICITAT Constant d’acidesa Constant de basicitat FORTALESA D’ÀCIDS I BASES  Àcids i bases forts: totalment ionitzats en solució aquosa  Àcids i bases dèbils: parcialment ionitzats en solució aquosa  Àcids i bases molt dèbils: molt poc ionitzats en solució aquosa Exemples  Àcids forts HCl, HClO4, HNO3, H2SO3, H2SO4 (primera ionització)  Àcids dèbils CH3COOH, H2CO3, H3PO4, HSO4-, HCOOH  Bases fortes NaOH, LiOH, KOH, Ca(OH)2 (primera ionització). En general els hidròxids d’alcalins.
 Bases dèbils Amines (NH3, trietilamina, etc.) pKa < 0 0 < pKa < 2 pKa > 2 ka > 1 1 > ka > 10-2 ka > 10-2 pKb > 2 0 < pKb < 2 kb > 10-2 pKb < 0 1 > kb > 10-2 kb > 1 En una solució aquosa no trobarem un àcid fort. L’àcid més fort que podem trobar en aigua és l’ió oxoni (H3O+). Tot àcid més fort que aquest es dissociarà completament convertint-se en +<< H3O+. De la mateixa manera, la base més forta que podrem torbar és l’ió hidròxid (OH).
L’equilibri no podrà donar-se en àcids i bases forts, només en dèbils.
TAMPONS Una solució tampó és una solució formada per un àcid dèbil i la seva base conjugada. Cal que les concentracions de l’àcid i la seva base conjugada no estiguin massa allunyades, una substància no pot ser menyspreable enfront de l’altra, mínim hi ha d’haver un 5% perquè actuï correctament. En afegir-se àcid o base aquesta solució resisteix al canvi de pH i manté el pH “tamponat” a prop del pKa de l’àcid.
Equació de Henderson-Hasselbalch Quan l’àcid i la base es troben en la mateixa concentració el pKa és igual al pH, ja que log 1 = 0.
El pKa d’un àcid, per tant, és el pH quan l’àcid està ionitzat al 50%. Si hi ha més àcid que base (el quocient àcid/base és major que 1) el pH serà menor al pK a, mentre que si hi ha més base (el quocient àcid/base és menor que 1) el pH serà major al pKa.
àcid > base; àcid/base > 1; pH < pKa àcid < base; àcid/base < 1; pH > pKa La capacitat amortidora és la quantitat d’àcid o base que es pot afegir a una solució sense que perdi la seva capacitat amortidora. El pH s’ha de mantenir en ±1 unitat del seu pKa.
En els éssers vius els principals amortidors de pH són,: - A nivell intracel·lular: H2PO4- / HPO42- [pKa H3PO4 = 2.16, 7.21, 12.32] - A nivell extracel·lular: H2CO3 / HCO3- [pKa H2CO3 = 6.35, 10.33] Preparació d’un tampó pKa = 2,16 pKa=7,21 pKa = 12,32 En aquest cas es podrà preparar un tampó entorn a pH=2, pH=7 i pH=12. En qualsevol cas es dirà que és un tampó de fosfat i s’especificarà la concentració del tampó (suma de les concentracions de les dues espècies que el formen) i el pH al que el volem.
Per preparar un tampó cal dissoldre les quantitats adequades d’àcid i base, en la relació adequada en funció del pH que busquem.
Exemple: Tampó de fosfat 0,1M a pH=7,21.
A partir del pH que es busca sabem que les espècies que necessitem són H2PO4- i HPO42-. Si disposem de les dues substàncies s’utilitzarà la mateixa quantitat de cada una: 0,05M.
Si, per exemple, disposéssim només de H3PO4 utilitzaríem una base forta (com KOH) en una relació estequiomètrica 1:1 per crear una sal que es dissociaria en l’ió H 2PO4-. Amb més base aconseguiríem la sal KHPO42-, que conté la base conjugada HPO42-.
NEUTRALITZACIÓ. HIDRÒLISI DE SALS Les sals són compostos iònics formats per la reacció de neutralització entre un àcid i una base.
En la seva formació s’allibera aigua. Quan es dissolen alliberen els seus ions corresponents a l’àcid i base conjugats que varen formar la sal.
...