FASCICULOS DE t 3 I O I N G E N I E R I A

ACIDOS Y BASES

FERNANDO PRIETO H.

MAYO, 1985

PRESENTACION.

21 presente fascículo forma parte de una colección de textos breves, escritos por

miembros del Area de Ingeniería Biomédica de la Universidad Autónoma Metropolita-

na, Unidad Iztapalapa o por autores invitados.

La finalidad de estos Fascículos de Bioingeniería es principalmente difundir y

exponer algunas ideas comunes a la Ingeniería, la Biología y la Medicina, que - nos han resultado de interés y que puedan ser de utilidad en las labores docen-

tes y de investigación.

El conocimiento de la realidad exige un enfoque multidisciplinario, que en la -- Universidad Autónoma Metropolitana ha ido encontrando un ambiente propicio de -- desarrollo. Aunque algunos de los temas tratados en estos fascículos pueden --- catalogarse sin dificultad en alguno de los casilleros clásicos en los que se -- han dividido la ciencia y la técnica. otros estarán lejanos de aceptar tal clasi -

ficación. La experiencia en el Area de Ingeniería Biomédica es que, en general,

en el proceso de conocer y transformar el mundo que nos rodea, debemos desentra

ñar, describir y utilizar múltiples relaciones del objeto de nuestra atención,

empleando para ello instrumentos e información que solamente adquieren pleno -- sentido al verse aplicados en forma creativa a un determinado tema o propósito.

Como todo lo que nace, estos fascículos adquirirán forma y función a través del

tiempo. Entonces, en su contenido individual y en su conjunto, mostrarán por - lo menos la manera en que entendemos la porción de la realidad que hemos escogi

do investigar para beneficio propio y de nuestros semejantes.

-

Ponemos a la consideración de la comunidad universitaria y del público en

general este aporte del Area de Ingeniería Biomédica, con la esperanza de

que favorezca el intercambio de ideas y de que, a través del mismo, incre-

mente el conocimiento de los temas que aquí se traten. Agradeceremos toda

crítica o sugerencia que ayude a mejorarlos.

I N D I C E

1 . Objetivos del Fasciculo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1

2 . Equilibrio Quimico .............................. 2

3 . Reacciones Acido-Base ........................... b

4 . Constante de Autoionizaci6n del Agua . . . . . . . . . . . . 8

5 . Ecuación de Henderson-Hesselbach . . . . . . . . . . . . . . . . 9

6 . Aplicaciones de Ka. Kb y K w .................... 1 1

7 . Soluciones Amortiguadoras ....................... 17

8 . Acidos y Bases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20

8 . 1 Concepto general de ácido y base . . . . . . . . . . . . 20 8.2 Acidos y bases inorgánicos de

importancia biomédica ....................... 23

8 . 3 Transferencia de varios protones . . . . . . . . . . . . 32 9 . Acidos y b a s e s en Quimica Orgánica . . . . . . . . . . . . . . 35

9.1 Acidos carboxTlicos ......................... 35

9.2 Fenoles ..................................... 40

9.3 Aminas ...................................... 40

9 . 4 Aminoácidos ................................. 43

9.5 Acidos sulfónicos ........................... 43

9 . 6 Poli-iones .................................. 44

10 . lndicadores de pH .............................. 46

Repasar el tema de dcidos y bases haciendo énfasis en los dcidos

y bases de importancia biomédica.

Presentar algunos elementos de explicaci6n estructural de la aci-

dez o basicidad de algunos compuestos orgdnicos.

Mostrar la soluci6n de algunos problemas prdcticos de pH y de

soluciones amortiguadoras.

Poner las bases para la comprensi6n de las reacciones dcido-base

y de la regulaci6n del pH en los sistemas biol6gicos.

2.

2 . EQUILIBRIO QUIMICO

En una reacci6n en la cual se produce el compuesto C, la veloci -

dad de la misma puede ser medida por el ntímero de mol6culas de C

que se forman en la unidad de tiempo.

La velocidad de toda reacci6n quimica depende, entre otras cosas,

de la concentraci6n de las substancias reaccionantes, o reactivos.

Esto se conoce como ley de accidn de masas.

Por ejemplo en una reaccidn esquemdticamente representada por

A + B+C

la velocidad de aparicidn de C ser8 funcidn de la concentracidn

de A y de la concentraci6n de B. Claramente conforme avanza - la reaccidn, dicha velocidad disminuye, al disminuir la concentra -

cidn de los reactivos.

El principio anterior parte del supuesto de que para que se forme

una moldcula de C, una mol6cula de A debe chocar con una de - B. La probabilidad de dichos choques aumenta entre mayar sea el

nhero de mol6culas de A y de B por unidad de volumen.

Si la reacci6n inversa, es decir:

C+A + B

3 .

fuera también posible, entonces su velocidad irla aumentando con

el tiempo (conforme aumenta la concentsaci6n de C ) de acuerdo -

con la ley de acción de masas.

En la reacci6n reversible

'A + B S C

llegar5 un momento en el que el niímero de moléculas de C produ - cidas sea igual al nhero de mol6culas de C que vuelve a des--

componerse en A + B . En ese momento, las concentraciones de - A , B y C no cambian ya y se dice que existe equilibrio qufmi - co.

Debe quedar claro que la condicidn de equilibrio no implica que

las reacciones en un sentido o en el otro se hayan detenido sino

que ambas prosiguen a la misma velocidad.

En el. ejemplo dado puede suponerse que el equilibrio est6 carac -

terizado por una relación entre las concentraciones de A, B - y c que cumpla la siguiente ecuaci6n

Eel [Al [Bl = constante

Donde [ 1 significa la concentraci6n en el equilibrio. Experi-

mentalmente se ha comprobado en diversas reacciones que el valor

de dicha constante es aproximadamente igual para diferentes con-

centraciones iniciales de reactivos y productos y que varfa con

la temperatura.

4 .

Lo habitual es yile la concentración se exprese cc.r~o moles/litro

(M). Pero para que la constante de equilibrio sea realmente in -

dependiente de l a s concentraciones, es necesario expresar estas,

no como moles/litro, sino como actividad o concentraci6n efecti -

va de cada substancia, la cual solamente se aproxima a la con--

centracidn molar cuando éSta es baja.

A + B”,2 C

el lado derecho de la ecuacidn puede verse como C + C entonces,

en equilibrio:

[CI2 = constante

y en general, si:

aA + bB+cC + dD

[Clc [Dld = constante en el equilibrio

S .

A la constante de equilibrio se le d6 con frecuencia el sInabola

Kc cuando las concentraciones se expresan en moles/litro. K

puede usarse en otros casos, y su significado serd claro segdn

el contexto. Siempre que se dé una constante de equilibrio debe

quedar claro a qué reacción se refiere, es decir cuales son con-

siderados productos y cuales reactivos.

eq

Si en el sistema real los productos son eliminados o los reacti - vos repuestos de alguna manera (como sucede con frecuencia en - sistemas abiertos como son los biol6gicos) el equilibrio no se

alcanzard y los reactivos serdn continuamente convertidos en -- productos.

6 .

3 . REACCIONES ACIDO-BASE

La definici6n de dcido y base, mds comunmente usada en Biologla - es la que se debe a Bronsted y Lowry:

"Acido es una substancia capaz de donar un prot6n a otra, llamada

Base".

Al donar un prot6n el dcido se ha transformado en otra substancia

capaz de recibir un prot6n, es decir en una base. El &ido y la

base que se forma cuando aquel dona un prot6n forman un par con-

jugado bcido-base, como se expresa en la ecuaci6n

Acidox e Basex + H+

La reacci6n bcido-base generalizada es

dcidol + base2 2 base + dcidoZ 1

La constante de equilibrio de dicha reaccidn depende de la facili -

dad con la que el dcidol done protones y de la facilidad con la - que la base2 los acepte. Para comparar dcidos entre s3 es necesa

rio comparar la facilidad con la que cada uno done protones a la

misma base de referencia. En forma similar, para comprar bases -

es necesario comparar la facilidad con la que cada una acepta pro

tones de un mismo dcido de referencia.

El agua es usada cono 5cido o base de referencia para este fin y

se definen asi l a s siguientes constantes:

Para la reacción A + H20 + E + H30 +

Ka - Kc [H20] - - - - [H30+] [Al

Para l a reacci6n B + H ~ O * A + OH-

El uso de Ka o Kb en lugar de se justifica por la aproxima-

cidn de que la concentracidn del agua (en soluciones relativamente

dilufdas) es prdcticamente constante.

KC

Ka Kb se llama constante de ionizacidn de la base.

se llama constante de ionizacidn o de disociaci6n del dcido y

Los valores de Ka toman como referencia el siguiente equilibrio:

H30 + H20- H20 + H30 ,cuya constante es igual a 1. + 2 +

Los valores de Kb toman como referencia la constante de equilibrio

de la reacci6n OH- + H20, la cual tambign es igual a 1.

'a para dcidos mds fuertes que H30+ es mayor que la unidad; K;

para bases mds fuertes que el OH- es mayor que la unidad. Lo - opuesto es cierto de los dcidos y bases dgbiles.

8 .

4 . CONSTANTE m AUTOIONIZACION DEL AGUA.

Para la reacción

se define la constante siguiente

siguiendo la convención de eliminar las concentraciones constantes.

La concentración de iones en una solucidn de agua pura guarda re-

laci6n consu capacidad para conducir una corriente elQctrica, as2

que Kw puede determinarse experimentalmente midiendo la diferen - cia de potencial necesaria para conducir una pequeña corriente -- elgctrica a través del agua pura.

A 25OC y 1 atm de presidn Kw es aproximadamente igual a

Como es claro que en el agua pura la concentraci6n de [H30+] de

be ser igual a la de [OH-] entonces la concentraci6n de cada uno

de dichos iones en el agua pura a 25OC es

K" se llama constante de autoionizacidn o de disociaci6n del agua,

o tambiQn constante de producto i6nico del agua.

Para todo par conjugado bcido-base se da la siguiente igualdad:

KaKb - [Bl - [Al [H30+l [OH-] = K,

9 .

An biologia se utiliza mucho una ecuación que relaciona la cons--

tante de disociaci6n y las concentraciones relativas de un dcido

y de su base con jugada, con la concentracidn de H30+ y por lo tall

to con el pH.

Se puede definir pH = - log [H30 I +

Y pKa = - 1053 Ka

por lo tanto

entonces

Esta ecuacidn explica, por ejemplo, la relacidn de 20:l entre

la concentracidn de HC03 y de H2C03 en el suero sangufneo a

pH 7 . 4 , as€ como la ca€d,a en el pH sangulneo provocada por la

pQrdida de HC03 o por la acumulacidn de C 0 2 ; asf como la -- elevacidn del pH en caso de acumulacidn de HC03 o de elimina

cidn excesiva de C 0 2 .

-

- -

El H2C03 de los llquidos del cuerpo se forma por la reacci6n -

la anhidrasa carb6nica:

C 0 2 + H 2 0 7 H CO 2

2 3

1 0 .

En los pulmones el COZ es eliminado y se pierde H 2 C 0 3 . En

los tejidos el COZ es producido y se sintetiza H 2 C 0 3 . El - pH de la sangre venosa (rica en COZ) es menor que el de la san -

gre arterial (que proviene de los pulmones).

Un aumento de la eliminacien de C 0 2 pulmonar puede compensar

en parte un exceso de &ido del organismo, por ejemplo en la dia -

betes mal controlada o en la insuficiencia renal. De modo simi-

lar los riñones pueden compensar un defecto crdnico en la elimi-

naci6n de C 0 2 , disminuyendo la excreci6n de HC03 . -

6. APLICACIONES

6.1. Qué [H30+l

en agua. Ka

tendrs una solución 1 M de dcido acetic0

del Scido acetic0 = 1.8 x a 25OC.

Se tiienen 3 incógnitas

Faltan 2 ecuaciones.

La primera est5 basada

[ H ~ O I , [acetate-I, [ac.acéticoI +

en la conservación de la materia:

c = 1 M = lacetato-] + [ac.aceticoI

por lo cual

[acetate-1 = ca

[ac.ac8tico] = c (1-a)

La segunda es menos obvia: H30+ debe provenir de dos fuen - tes, a saber la donacidn de protones del dcido acetic0 al - agua y la autoionizacidn del agua. Pero en una soluci6n - 1 M de dcido ac6tico, esta Gltima es mucho menos importan-

te puesto que Ka es mucho mayor que K" -

En este caso puede aceptarse la siguiente aproximaci6n:

12.

La so luc ión :

2

La selección de la rafz se basa en que no pueden existir

concentraciones negativas.

En este problema se obtiene una aproximaci6n bastante buena

con

La cual corresponde a un pH aproximado de 2.37.

6.2. Cual serd el pH de una soluci6n .1 M de Na HC03 si el

pKa del 6cido carb6nico es 6.1, a 25OC.

La reacci6n dcido-base pertinente es

HC03 + H20 H2C03 + OH- -

13.

c = 0.1 N = [H CO 1 + [HC03 1 -

2 3

[H2C031 = c b

[H C 0 3 - ] = c (1-b)

CalcGlese ahora el valor num6rico de Kb :

Ka Kb = 10 -14

log Kb = 6.1 - 14 = 7.9

Kb = 1.25 x 10 -8

¿Puede despreciarse la cantidad de OH- proveniente de la

disociacien del agua?:

En primera aproximaci6n se tiene:

Kb = [OH - J =[OH-] b

1-b

b -,/y Kb s1.1 x 10 -2

Si se considerara [OH-] = c b entonces aprox 10 moles

de OH- provendrfan de la reacci6n HC03 + H20+ H2C03 + OH-. Por lo cual parece justificado despreciar los provenientes

de la autodisociaci6n del agua (10" moles).

-3

-

14.

Por bltimo: p~ + OH = 1 4

por lo tanto

Kb + Kb + 4 K b c pH = 14 + log

2

6 . 3 . Cual será el pH de una soluci6n 10-lM y de otra 10-8M

de HN03. Ka = 22.

Se trata de un dcido fuerte, por lo tanto casi todas las

moldculas de disociardn y [H30+] c . El pH en el

primer caso debe ser aproximadamente 1.

Pero en la soluci6n 10'8M, no puede ser que el pH sea

8 , es decir que la soluci6n de dcido nftrico en agua sea

alcalina. ES necesario tomar en cuenta el H ~ O + proye-

niente de la ionizacidn del agua:

La soluci6n se basa en los hechos siguientes:

Para toda soluci6n acuosa [H30+] [OH-] = Kw

Para toda solucidn debe haber la misma actividad de iones

positivos y negativos, en este caso:

[H30+] = [OH-] + [NO3-]

15.

Por otra par te :

Con el uso de las ecuaciones anteriores y

se tiene:

Ka = [H30 +

que es una ecuacidn cGbica en [H30 l. Conviene pues buscar

alguna suposici6n que permita obtener una ecuacidn mbs sell

cilla.

+

C ) Puede considerarse que el dcido disocia casi completamente

y que [NO3-]% c y usar las ecuaciones

para encontrar que

J 2

16.

p H = 6 . 9 8

El insistir en ignorar + IH3' 1 agua y utilizar la ecuacidn

-l

-K + \IKa L + 4 KaC + a [H30 1 = 2 da un resultado demasiado

inexacto.

17.

7. SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

¿Qué cambio de pH se obtiene al añadir 1 x 10 moles de

HC 1 a 1 litro de agua?. Dado que HC1 es un dcido fuerte,

incluso más fuerte que HN03, entonces el pH cambiar5 de 7 a

2 .

-2

¿Qué cambio de pH se obtiene al añadir 1 x moles de --

Na C1 a la anterior soluci6n?. Ninguno, puesto que el i6n C1-

es una base muy débil y puede considerarse que H30+ + C1- 3 HC1

no ocurrirb.

¿Qui5 cambio de pH se obtiene al añadir 1 x lo'* moles de dci-

do acQtico a 1 litro de agua?.

Un cdlculo basado en Ka = 1.8 x lo-' nos da el resultado: el

pH cambia de 7 a 3.38.

¿Y al añadir 1 x moles de acetato de sodio a esa soluci6n?.

El cdlculo exacto es complicado, pero dado que la concentracidn - de dcido acetic0 debe ahora ser muy aproximadamente igual que la

del ibn acetato y ambas ser mucho mayores que [H30+] y que -- [OH-] entonces puede emplearse la ecuacidn de Henderson Hessel-

bach y resolver:

pH = pKa = 4 . 7

18.

Por dltimo, añadir HC1 a la solución de HC1 y NaCl- en agua

es como añadirlo al agua pura, es decir el cambio de [H,O+] -- ser5 igual al cambio en la concentraci6n molar de I X 1 . Pero -

al añadir HC1 a la soluciijn de dcido ac6tico y acetato de sodio

sucede la siguiente reaccidn

H30+ + acetato- j dcido acetic0 + H20

cuya constante de equilibrio es superior a lo4, lo cual signifi

ca que todo el exceso de H30+ añadido queda neutralizado. El - cambio de pH solamente obedecerd al aumento en la concentraci6n

de aciao acético y la reducción de la de acetato, as1 que el cambio de -- pH ser6 poco siempre y cuando la cantidad de H30+ añadida sea

pequeña en comparaci6n con la cantidad de dcido acetic0 y de ace

tato presentes en la soluci6n.

-

-

Al igual que el efecto de la adici6n de un exceso de [H30+] es

amortiguado por la soluci6n de un par conjugado &ido debil-base

debil, tambign lo es el efecto de la adicidn de un exceso de -- [OH-]. Por este motivo estas soluciones se llaman amortiguadoras.

" -

Una buena soluci6n amortiguadora es aquella en la que el dcido y

su base conjugada se encuentran en proporci6n cercana a 1:l y - en concentracidn relativamente elevada a comparacidn con los exce

sos de H30+ o de OH- que debe amortiguar. De lo anterior se

deduce que el pH dptimo de operaci6n de una soluci6n amortigua

dora es igual al pKa, aunque abn funciona bien a pH una uni-

dad arriba o abajo de ese punto.

-

-

19.

La utilidad de las soluciones amortiguadoras tanto en sistemas na -

turales como artificiales es bastante obvia. También debe notarse

que una solucidn amortiguadora puede contener mbs de un par conju-

gado 6cido-base; tal es el caso de los lfquidos del cuerpo humano.

20.

8. ACIDOS Y BASES

8.1. Concepto general de ácido y base.

Termodindmicamente, no se considera posible la existencia de iones

de hidrdgeno aislados en solucidn acuosa, los protones se hidratan

rdpida y espontáneamente, 10 cual se representa por escrito median -

te la ftirmula H30 , el llamado idn hidronio, aunque sin implicar

que cada hidrogenión se combine solamente con una molgcula de agua.

+

El protdn (H ) , que de acuerdo con el concepto de Bronsted y Lowry

es cedido por un Zicido, debe ser recibido por una base. En conse-

cuencia y como ya se explic6, queda una base en lugar del dcido -- original y se formula un dcido al combinarse la otra con el proten.

+

De una forma mds general y dentro del desarrollo de la teorfa de - los enlaces qufmicos, G.N. Lewis defini6 como base a todo dtomo o

grupo de dtomos capaz de ceder un par de electrones para la forma -

citjn de un enlace covalente; el 6cido es, segGn este concepto una

substancia que "acepta" dicho par de electrones. En unos casos - una parte de esta substancia se une a la base, en otros todo el - dcido se une a la base por medio del nuevo enlace as$ formado. - Los dcidos de Bronsted y Lowry son un caso particular y muy impor - tante de este tipo general de reaccidn qufmica.

Es bien sabido que siempre que los dtomos y rnol&culas reaccionan

entre sf, ocurre una transferencia total o parcial de electroneg

entre ellos. La tendencia de un dtomo o grupo de 6tomos a acep-

21.

tar electrones o '1 donarlos cit,pendc de diversos factores, que en

su conjunto deterninan si el proceso es termodindmicamentc posible,

as€ como las condiciones para que ocurra con una rapidez aprecia-

ble.

En lo que toca a los átomos, una cantidad llamada electronegativi -

dad, mide la tendencia a aceptar o a perder electrones. En gene-

ral, cuando un átomo acepta un electr6n ocurre un cambio negativo

de energía (se transfiere energla a los alrededores), la magnitud

de dicho cambio est5 dada por la llamada afinidad de dicho dtomo

por los electrones; en algunos casos el cambio de energla es po-

sitivo (se transfiere energla desde los alrededores). Para separar

un electrón de un dtomo en su estado basal, siempre se requiere - transferir energfa de los alrededores (energla de ionizaci6n del

btomo). La electronegatividad es funci6n de la diferencia entre - los dos cambios de energxa mencionados (aceptaci6n de electrones y

ionizacibn); la escala de magnitud de la misma se.ha ajustado para

que sea mayor que cero para todos los elementos. La electronegati -

vidad de los elementos no metdlicos es grande, la de los metales - es pequeña.

Cuando reaccionan dtomos cuya electronegatividad es muy diferente,

es coman que la transferencia de electrones entre ellos sea tal -- que aquel con la menor electronegatividad exista como i6n positivo

o cati6n y el otro como i6n negativo o anibn. En otros casos la - transferencia de electrones es menos completa y los electrones son

"compartidos" en mayor o menor medida por los dtomos que participan

en el enlace.

2 2 .

Desde las ideas pioneras de Lcwis, quien atribuyó la formaci6n de

los enlaces químicos a pares de electrones, hasta la actualidad -

se ha desarrollado un amp1.io cuerpo de conocimientos que han he--

cho posible una comprensión muy profunda de las reacciones qufmi-

cas. A continuación Se presenta un ejemplo simplificado que per-

mite ilustrar la manera como las propiedades de un dcido pueden -

depender de diferentes factores.

En la siguiente reacción, .los electrones de Valencia se represen-

tan por medio de puntos: H

.. .. .. .. H : C l : + H : O : H s : C 1 : ( - ) + H : O : H ( + I

.. .. .. ..

los electrones no involucrados en los enlaces O-H del agua, peg

miten que, conservando cada átomo el ntímero de electrones corres-

pondiente al gas inerte nds pr6ximo, un par de electrones del agua

(base) sea cedido para que e l dcido clorhldrico puede disociarse

y los iones así formados puedan hidratarse.

El equilibrio en la anterior reacción se inclina francamente hacia

la formaci6n de los productos, como se desprende la que para

este dcido es del orden de 10 . Ka

6

El dcido fluorhídrico (HF), estructuralmente muy semejante al HC1,

es sin embargo menos fuerte. S1 flGor forma enlaces mds fuertes -

que los otros halbgenos, excepto en el caso de la molécula F 2 ; -

éSto explica en gran parte que ceda con mayor dificultad el i6n -- hidr6geno. La Ka del HF es del orden de 10-j.

2 3 .

8 . 2 . Acidos y bases inorgbnicns, de importancia biomgdica.

8.2.1. Hidruros de Hal6genos

Los compuestos HX formados por hidrógeno y

( X e { F, C1, Br, I ) son dcidos. De ellos,

co es anómalo, en el sentido de ser un bcido }

hal6geno

el dcido fluorhldri -

di5bil y tener un -- punto de ebullición alto para su peso molecular. Ya se mencion6

que lo primero se debe a la gran energia de disociación del enla -

ce H-F, lo segundo se explica por la formaci6n de puentes de - hidrógeno fuertes entre las moléculas de HF. El dcido fluorhí-

drico tiene la peculiaridad de atacar el vidrio y el cuarzo.

El HC1 es el 6cido contenido en el jugo gbstrico. Es produci-

do por las células parietales del estómago, las cuales se encuen -

tran en las glbndulas de la mucosa del mismo. Se ha postulado -- que la.secreci6n de las ci5lulas parietales tiene la siguiente con -

centración de iones: H+ : 149 m M/L, K+ : 17 m M/L, C1-:166

m M/L; pero también es posible que las células parietales sola-

mente actúen modificando la composici6n de una secreci6n precur-

sora de las células principales, intercambiando el Na que es-

ta contiene, por H . La evidencia experimental est5 a favor de

la secreción de HC1 por las celulas parietales. El epitelio --

del estómago es impermeaDle a la difusidn pasiva de H+ y de -- la diferencia de potencial entre el lado luminal y el lado

basal de este epitelio es de alrededor de 4 0 mV ; el C1- debe

ser transportado, activamente en contra de un gradiente eléctrico

(lado luminal negativo respecto al lado basal) , el H+ contra -

+ +

+ Na ’

2 4 .

un gradiente ae concentración. L a siguiente figura ilustra una -

posible forma de secretar HC1.

LIQUIDO I N T E R S T I C I A L CELUI+A PARIETAL

I Metabolismo

Dif usiijn I / CG2

+ H2°

3.

\ H+

\ < Hco; H+ acoplado

H2° transporte paslvo >

La histamina y el monofosfato cfclico de adenosina (AMP-c) son es -

timulantes de la secrecidn de las cglulas parietales. El pH de

la secrecidn gdstrica puede llegar a ser algo menor que 1. El - trifosfato de adenosina (ATP) e s indispensable para que la secre-

cidn se lleve a cabo. La mucosa del est6mago se protege a s í mis -

JUGO GASTRIC0

”

25.

ma por medio de una gruesa capa de moco.

8 . 2 . 2 . Oxidcidos de -Hal6genos

Se conocen los siguientes compuesto de hidrdgeno, oxfgeno y ha16 -

geno :

HOCl, HClU2, HOBr, HBr03, HOI , HIg3 ,

cuyos nombres son: ácido

co, hipobromoso, brómico,

HC103, HC104

HBr04

HI04

hipocloroso, cloroso, clórico, percl6ri -

perbr6mic0, hipoyodoso, y6dico y peryb-

dico y las sales correspondientes son: hipoclorito, clorito, clo -

rato, etc .

La fuerza del dcido aumenta con el nGmero de dtomos de oxlgeno.

Los cloritos y el ácido cloroso no son fáciles de obtener. Los

oxidcidos de halógeno son agentes oxidantes.

8.2.3. Acido Sulfhídrico

El H2S es un d c i d o débil:

2 6 .

es un gas t6xico, con un desagradable olor a huevo podrido.

Aunque estructuralmente tiene alguna semejanza con el agua, sus

propiedades son muy diferentes pues como el azufre es un elemen -

to mucho menos electronegativo que el oxígeno, las moléculas de

H2S son muy poco polares y no forman entre S € puentes de hidr6 -

geno fuertes.

Algunas bacterias utilizan H2S como fuente de hidrdgeno (poder

reductor) para la fotosíntesis y liberan azufre en lugar de oxl-

geno. El H2S es un fuerte agente reductor.

8 . 2 . 4 . Oxidcidos del azufre

El dcido sulftírico (H2S04) cuya fórmula Lewis e s :

. I

: o : .. . . .. H : O : S : O : H

: o : .. . . ..

..

es un Scido f u e r t e de gran importancia química y bioqulmica sus

sales, los sulfatos, frecuentemente contienen agua de cristaliza

cidn asociada al ión sulfa.to. El anhidrido SO3 (tridxido de - azufre) es uno de los Scidos Lewis mbs fuertes.

-

27.

El di6xido de azufre (SO2) gas tdxico que se produce al quemar

combustibles que contengan azufre, es el anhidrido del dcido su1 -

furoso, un dcido no muy fuerte que se forma al disolver SO, en

agua. Las sales correspondientes son los sulfitos. El dcido -- sulfuroso es un fuerte agente reductor.

8 . 2 . 5 . Compuestos del Nitrógeno

El nit.rógeno es un elemento notable por el hecho de existir en - compuestos en estados de oxidación desde -3 hasta +5. Por ejem-

plo :

Estado de Oxidacidn

- 3

-2

-1

O

+1

+2

+3

+4

+5

Compuesto tipo

Amoniaco : (NH3)

Hidrazina: H2N - NH2 Hidroxilamina : H2N - OH Nitr6geno: N2

Oxido nitroso : N20

Oxido nítrico : NO

Acido nitroso : HN02

Dióxido de nitrogen0 : NO2

Acido nítrico : HN03

Los compuestos de nitrógeno son ae gran interés biomédico pues es

te elemento entra en la composición de muchas de las mds importall

tes mol6culas biológicas. El amonlaco y los nitratos se usan en

28.

fertilizantes. Cl dióxido d e nitrógeno es un gas rojizo, t6xico,

causante de daño pulmonar en los trabajadores de los silos de gra -

nos, donde a veces se produce. Varios de los contaminantes tóxi-

cos producidos por los motores de combustión interna son óxidos - de nitr6gen0, éstos, en combinación con los hidrocarburos incorn--

pletamente quemados, forman 'algunos de los más comunes irritantes

presentes en el neblumo ("smog").

Solamente ciertas algas y bacterias soncapaces de sintetizar com-

puestos de nitrógeno a partir de N2. Algunas bacterias oxidan -

el ión amonio (NH4+) a nitrito y utilizan la energía de dicha - reacci6n para la síntesis de compuestos orgbnicos, tambien hay -- bacterias que oxidan el ión nitrito ( N O 2 - ) a nitrato ( N O 3 - ) . -

El amonio natural del suelo proviene de la descomposicidn de los

compuestos orgánicos nitrogenados. Algunos hongos sintetizan ni-

tritos y nitratos a partir de materia orgdnica en descomposici6n

sin pasar por la producción de amonio.

En la industria el nitrógeno y el hidrógeno se hacen reaccionar

a gran temperatura y presión para poducir amoniaco. El amoniaco

sintético se utiliza en la fabricaci6n de dcido nítrico y este - se emplea para obtener los nitratos.

31 dcido nftrico HN03 es un dcido fuerte (Ka = 2 2 ) que tiene

amplias aplicaciones industriales. Su base conjugada es el i6n

nitrato. Su solución acuosa se descompone bajo la acci6n de la

luz y produce N 2 0 4 , oxfgeno y agua.

29.

El dcido nitroso HN02 es menos fuerte que el dcido nítrico

(Ka = 5 x 10 ) . Su soluciQn acuosa se descompone y produce dcido

nftrico, óxido nltrico y agu.a.

- 4

Existen nitritos inorg6nicos, as1 como nitritos y nitratos orgd-

nicos,de importancia farmacgutica por ser relajantes del mtísculo

liso.

El nitrito de sodio se utiliza como auxiliar en el tratamiento de

la intoxicación por cianuro. Los iones nitrito y nitrato son ca-

paces de oxidar el hierro de la hemoglobina del estado ferroso -- (Fe") al férrico (Fe+++) con lo cual se forma la llamada meta -

hemoglobina; la metahemoglobina es incapaz de captar oxfgeno o -- C02 pero el hierro fgrrico de la metahemoglobina es capaz de com -

petir por el cianuro con la citocomo-oxidasa y evitar que esta im -

portante enzima respiratoria sea bloqueada.

El amoniaco, NH3 es capaz de aceptar un prot6n del agua, debido

a que tiene un par de electrones no compartido; al hacerlo, se -- forma el ibn amonio, NH4 , el cual es debilmente dcido

(Ka = 5.6 x . Las cQlulas de los ttíbulos renales, al excre-

tar sales de amonio a la orina (principalmente NH4+ + C1-) COG

tribuyen a elevar el pH de la sangre. El elevado punto de ebu -

llici6n y de fusión del amoniaco son prueba de que entre sus molé -

culas se establecen puentes de hidrbgeno relativamente fuertes.

+ -"

3 0 .

8.2.6. Acidos del Fósforo

El fbsforo, aunque pertenece al mismo grupo que el nitrbgeno, es

quimicamente, muy diferente. Existen varios oxidcidos del f6sfo

ro, de los cuales los Scidos fosf6ricos son de gran interés bio-

médico.

-

El dcido ortofosfórico, H3P04, tiene la fórmula estructural

HO - F - OH 1 OH

y por lo tanto puede ceder uno, dosotres protones y formar corn-

puestos mono, di y tribdsicos con10 Na H2 PO4 , Na2 H PO4 y - Na3 PO4 .

Un importante mineral fosf6rico es la apatita, la cual contiene

hidroxi-fosfato, fluoro-fosfato o cloro-fosfato de calcio (hidroxi

"apatita, fluoroapatita y cloroapatita, respectivamente), cuya

f6rmula sugiere la asociaci6n de 3 mol6culas del fosfato Ca3(PO4I2

con cada molécula de hidrbxido, fluoruro o cloruro de calcio. En

la naturaleza, la mds comGn es la fluoroapatita. Se piensa que - parte del mineral de los huesos y de los dientes tiene una estruc

tura semejante a la de la hidroxiapatita, estos cristales y sus - precursores son depositados entre una matriz de fibras de protelna

-

-

31.

(principalmente coldgena). Los depósitos de fosfatos minerales

en los seres vivientes son más abundantes y mejor organizados con -

forme las especies evolucionaron y se adaptaron a un medio cada - vez mds rico en oxígeno.

El H3P04 y los iones son dcidos débiles y - toman parte en los sistemas amortiguadores en los líquidos del or -

ganismo.

H2P04 -

Y HP04 2-

Las moléculas de ácido fosfórico se pueden unir entre sí por medio

del llamado ''ésterr@ difosfórico (P-O-P) de modo que forman di o - tri fosfatos. (Ejemplo de lo anterior son el dcido pirofosf6rico:

H O P-O-P03H2, los diversos di y tri fosfatos orgdnicos y los lla 2 3 - mados polifosfatos que se añaden a los detergentes para eliminar

el calcio y el magnesio del "agua dura" as5 como para facilitar la

suspensidn de las partículas de tierra y mugre.

8.2.7. Otros dcidos y bases

El estudio de los muy diversos ácidos y bases inorgdnicos de inte - res biomédico resultaria demasiado prologado si se intentard una

cobertura completa del tema.

Hemos revisado algunos compuestos de los principales elementos no

metdlicos (grupos VII-A, VI-A, V - A ) . Los silicatos, y l a s diver -

sas formaciones de silicio (grupo IV-A) y el oxigeno son de impor

32.

tancia biomédica considerable pero no desde el punto de vista de

la qulmica dcido-base. El Scido b6rico es un Scido dQbil COP muy

ligeras propiedades antisepticas.

Se utilizan también en aplicaciones mddicas y biol6gicas el llama -

do &ido 6smico o tetrdxido de osmio (grupo VIII), el permanganato

de potasio (el ácido permangdnico es uno de los Scidos m6s fuertes

y es desconocido en forma de bcido) y los cromatos y dicromatos.

En cuanto a los elementos metEilicos de los grupos I-A y 11-A es - importante recordar que sus 6xidos, al hidratarse, forman hidr6xi - dos, los cuales antes de Bronsted y Lowry fueron sin6nimos can el

concepto de base, debido a que el i6n OH- es una base fuerte.

Como l o s iones carbonato (C0,2-) y bicarbonato (HC03-) son - aceptores de protones en soluci6n acuosa, las soluciones correspon - dientes de sus sales con los metales alcalinos y alcalino;t8rreos,

tienen reacción bdsica. Las c6lulas tubulares renales contribuyen

a la regulaci6n del pH sangufneo aumentando o disminuyendo la - excrecidn del i6n bicarbonato (principalmente Na HC03-). La - perdida de bicarbonato en los enfermos con diarrea o con ffstula

+

biliar puede ser causa de que baje el pH de los lfquidos del - cuerpo.

8 . 3 . Transferencia de varios protones

De la secci6n anterior, se desprende que existen algunos pares --

33.

conjugados dcido-base, de los cuales la base es capaz todavla de

actuar como dcido frente a bases más fuertes. 'Por ejemplo, a par -

tir de H2S04 pueden formarse dos pares conjugados dcido-base -- como se indica a continuaci6n:

Acido

H2S04

HS04 -

Base

HS04 -

s04 2-

En el caso de este tipo de substancias hay una Ka asociada a ca -

da reacción dcido-base. As€, en el ejemplo anterior se tiene:

- (Ka = 1.3 x 10 ) H2S04 + H20 + H30+ + HS04 3

HS04 + H 2 0 e H30 + SO4 (Ka = 1.2 x - + 2-

y en el caso del dcido ortofosf6rico

H3pO4 + H20+ H2PO4 + H30 (Ka = 7.1 x

H2P04 + H20- 2 HPo4 + H ~ O + (Ka = 6.2 x lo-*)

- +

- 2-

HP04 2- + H20- 2 PO4 3- + H30 + (Ka = 5.0 x 10 -1 3)

~l i6n bisulfato es un bcido fuerte y por ello, en solucidn acuosa,

el dcido sulffirico se ioniza casi todo hasta SO4 2- , como puede ip

ferirse de las ecuaciones siguientes:

4

3 4 .

por lo tanto

1.56 x 10 - -

[H2S041 [H30 I + 2

En cambio los iones fosfato dihidr6geno y fosfato monohidr6geno son

dcidos d6biles y la concentraci6n de [POq ] en soluciones acuosas

del &ido ortofosf6rico, es b a j a .

3 -

35.

9. ACIDOS Y BASES EN QUIMICA ORGANICA

9.1. Acidos carboxllicos

El dcido de menor peso molecular, que contiene carbono es el dcido

f6rmico, su fdrmula desarrollada es la siguiente:

eo H - C, OH

cp El grupo funcional - C, llamado grupo carboxilio es capaz de OH

donar el prot6n H+ . La Ka depende de la estructura del resto - "

de la molecula a la que este unido.

La Ka de la reacci6n

O O

OH 0- H - C, 4 + H20 + H - Cc + H30+

es 18.1 x

El dcido fdrmico es un lfquido a la temperatura ordinaria. Su pun - to de ebullici6n es elevado (100.5) debido a que pueden formarse - puentes de hidrdgeno fuertes entre sus molikulas. Es t6xico.

La siguiente figura ilustra posibles estructuras formadas por el - dcido f6nnico mediante puentes de hidrdgeno:

3 6 .

O * C - H

HO 0 “- /

// H - C,

OH

0”- HO 9 \

H - C, C - H 4

OH ---O

El dcido carbbnico no es propiamente un dcido carboxllico pero tiene

una estructura en cierta forma semejante a ellos y puede representar

se como sigue:

O 4

H O - C , QH

Es relativamente inestable por su tendencia a descomponerse en C02

y H20 Es capaz de donar dos protones; mediante las reacciones

siguientes

H2C03 + basex - 2 HC03 + dcidox -

HC03 + basez $ C03 + dcidoz - - -

mente cederd su prot6n a bases fuertes, como OH- o mds fuertes,

Con el agua, el bicarbonato reacciona como base, como ya se vi6 - en las secciones 6.2 y 8.2.7.

37.

Los ácidos carboxílicos tienen la fdrmula general:

O 4

R - C '\ OH

donde R es H o un grupo org6nico, por ejemplo una cadena hidro

carbonada o un anillo aromdtico o hetercíclico, etc.

-

El dcido acgtico:

O 4

CH3 - C,

OH

O 0

El radical acetil - (CH3 - C - ) se encuentra en muchas mol6culas

de importancia biomgdica.

Existen dcidos carboxllicos con cadena alifdtica mds larga como el

propionic0 o propanoico, el butírico o butanoico, el pentanoico, - hexanoico, etc. Los dcidos carboxflicos de cadena alifdtica con - mds de 10 carbonos son casi insolubles en agua y se llaman dcidos

grasos; combinados con metales alcalinos o alcalino-terreos forman

jabones; combinados con glicerol forman los mono, di y trigliceri-

dos, estos tíltimos se llaman grasas neutras y forman la mayor par-

te de la grasa de los animales y vegetales.

38.

La f6rmula general de un triglicgrido es:

H 2 Í - o - c - @

R1 O

H C - O - C - 0 R2

0 R3

i O

H 2 C - O - C -

O

Tanto el grupo carboxilo como el i6n carboxilato obtienen estabili

dad por medio de la resonancia, esto es, un par de electrones es - compartido por ambos átomos de oxfgeno con el carbono, lo cual pue

de representarse grdficamente como alternancia de la doble ligadu-

-

ra :

O O

I I1 I11 IV

pero mientras que las estructuras I y I1 no son equivalentes, las

estructuras I11 y I W si lo son, por lo cual el i6n es mds estable

que el dcido y el prot6n es naturalmente cedible por el dcido: - la estructura I1 es menos estable que la estructura I puesto que

se requiere energía para mantener separadas las cargas opuestas -

presentes en aquella.

Otra forma de describir la estructura del i6n carboxilato es --

3 9 .

O &

<x

il - C < ( - ) la cual subraya la equivalencia de una y otra de las O uniones entre carbono y oxlgeno. Puede decirse que

estos tres %tomos forman un sistema orbital molecular de tipo +IT ,

es decir un sistema conjugado.

R

orbital T

crbital d

orbital 'TT

El grupo orgdnico unido al carboxilo afecta la acidez de éste. Si

dicho grupo tiene tendencia a atraer electrones, estabilizard al -

ani6n y hard mds ácido al compuesto, por el contrario, grupos que

tiendan a rechazar electrones tenderdn a concentrar la carga nega

tiva en el carboxilo, a hacer que este retenga mds el protón y por -

tanto a disminuir su Ka .

El dcido benzoic0 o %cid0 fenil-carboxllico:

40.

también es de importancia bioméd,ica, interviene, por ejemplo en la

mol6cula de la aspirina.

9.2. Fenoles

El fenol, cuya fórmula es:

y otros compuestos en los que el -OH est5 unido a un anillo aro

mdtico, son capaces de ceder el prot6n. Son en general dcidos -- débiles. L'l fenol recibe también el nombre de dcido fénico y se

utilizaba antiguamente como desinfectante.

-

9.3. Aminas

Entre los compuestos orgdnicos que reaccionan como bases con el - agua, destacan las aminas cuya f6rmula general es R - NH2 .

R - N H 2 + H O - 4 R - + + OH- 2 NH3

La basicidad de las aminas, como la del amoniaco, se explica por

el hecho de que en esos compuestos el nitrógeno tiene un par de -- electrones no compartido, el cual puede ser compartido con un pro-

ten. El nitrbgeno, menos electronegativo que el oxlgeno, puede -- aceptar la carga positiva del prot6n.

41.

Al igual que el amoniaco, las aminas son convertidas en sales al

reaccionar con dcidos

R-NH2 + H 3 0 + 7 2 R-:;H + + H 2 0 3

La reaccidn anterior indica que las aminas son bases m& fuertes

que el agua.

El hecho de que las aminas sean liberadas de sus sales por el i6n

hidrbxido indica que son bases mds dgbiles que dicho i6n:

R-NH3 + + OH- R--NH2 + H20

La reaccibn:

R-NH2 + H 2 0 \- A R-NH 3 + + OH-

Se puede caracterizar por una Kb que, como se apunt6 en el inciso

3 , sirve para conocer la basicidad de una substancia.

Segtín el grupo R, las minas pueden clasificarse en alifdticas o

arombticas:

CH3 - CH2 - NH2

etilamina

(alifdtica) anilina (bencilamina)

(aromática)

42.

SegCln el nhero de hidr6genos en uni6n covalente con el nitr6geno

las aminas se clasifican en

R-NH2

primaria

I

R-N-R 1

H

secundaria

R R' \ I

N I

R "

terciaria

lasaminas alifdticas de las tres clases tienen Kb del orden de

a es decir son bases algo mds fuertes que el amoniaco,

el cual tiene Kb = 1.8 x 10 . Las arninas aromdticas, en cambio,

son bases mds débiles que el amoniaco con Kb = 1 0 . Entre mds - estable sea el ión correspondiente en comparaci6n con la amina, -- mds bdsica ser5 ésta, los grupos alifdticos liberan facilmente elec -

trones hacia el extremo amino de la mol&ula, estabilizando el i6n;

por el contrario, se piensa que el grupo amino tiende a compartir

su par de electrones con el anillo aromdtico y por lo tanto la -- amina forma una estructura mds estable (por resonancia) que el i6n

-5

- 9

Por esta misma raz6n, la presencia del grupo amino hace mds reacti -

vo al anillo para su uni6n con haldgenos y otros grupos. Una vez

combinado el anillo con un Sitomo o grupo de %tomos, la afinidad de

este Clltimo por los electrones tiene efecto definitivo sobre la ba - sicidad del compuesto.

4 3 .

9 . 4 . Aminoscidos

Los aminodcidos son notables por el hecho de contener, unidos a un

mismo 6tomo de carbono, un grupo amino y un grupo carboxilo, los - cuales al pH neutro se encuentran ambos ionizados:

coo- + I

I H3N - C - H

R

Varios aminobcidos contienen en su mol6cula otros grupos dcidos o

bbsicos, por lo cual, las proternas se caracterizan por ser poli-

iones, cuya carga depende del pH de la soluciBn en que se encuen -

tren. También es conocida la capacidad de las soluciones de prote -

Inas como amortiguadores.

9.5. Acidos Sulfónicos

Los dcidos orgdnicos m6s fuertes son los dcidos sulf6nicos. Su

f6rmula general es:

O I

I R - S - O H

o

donde R es generalmente un grupo arombtico.

4 4 .

Por ser compuestos altamente polares son sumamente solubles en agua.

El grupo -S03H se incorpora a moléculas orgdnicas (como medicamen -

tos o colorantes) con el fin de aumentar su solubilidad en agua.

La gran acidez de estos compuestos parece deberse a que el anidn -- -

-so3 alcanza gran estabilidad al sercompartida la carga negativa

entre 3 dtomos de oxfgeno y el azufre.

9.6. Poli-iones

En la secci6n 9.4 se mencion6 que los aminodcidos a pH nputro - existen en la forma

coo- + 1

I H3N - C - H

R

este estado de i6n positivo y negativo en una misma mol6cula se ha

llamado, en alemdn, zwitterion, lo cual significa algo así como -- i6n hfbrido. Lo anterior se debe a que la del grupo alfa car

boxilo ( o< - COOH) es alrededor de lo-* , mientras que la del grupo alfa amino protonado ( o( - NH3 ) es lo-’ o aGn menor.

Ka -

Ka -

+

Muchas moléculas de importancia biol6gica tienen varios grupos -- ionizables. A S ~ , por ejemplo, las protefnas (en los grupos R de

los aminodcidos) pueden tener carboxilos, aminos u otros que actClen

como dcidos o como bases. Los dcidos nucleicos tienen grupos fosfa -

45.

to, que les dean un carácter polianiónico. Algunos polisacdridos

tienen grupos carboxilo, grupos sulfato y otros que les dan un -- cardcter poili6nico. Algunas de las importantes propiedades físi -

cas y qulmicas de secreciones como el moco, o de estructuras como

el cartllago, se explican por el carácter poiliónico de los polisa - cdridos que contienen.

4 6 .

10. INDICADORES DE pH

La manera mds sencilla y barata de medir el pH es mediante el - uso de indicadores. Estos son compuestos orgánicos cuyo color -- cambia segGn el pH. Los indicadores son dcidos o bases débiles,

los miembros del par conjugado 6cido-base son de color diferente.

Unicamente pueden distinguirse cambios de color si la concentra-

ción de una de las especies es por lo menos 1/10 de la de la otra.

Por lo tanto, si:

solamente pueden distinguirse cambios de color en un rango de 1

unidad de pH por arriba o por abajo de pH = pKa del indicador

en cuestibn.

Existen indicadores con pKa que vá desde 2 hasta 11 aproximadamen

te, por lo que es posible medir pH desde 1 hasta 1 2 . El papel im

pregnado con varios indicadores puede medir pH en un rango amplio

o estrecho y con precisi6n de 0.1 unidad.

-

-

Otra aplicacibn Gtil de los indicadores es en la deteminacidn del

punto de equivalencia (cambio brusco de pH y por lo tanto color)

en la titulacien de ácidos y bases, un metodo analltic0 muy comGn

en qulmica.

47.

11. BIBLIOGRAFIA RECOMENDADA

a) Pilar F.L. Chemistry, T k e Universal Science. Reading Addison-Wesley. 1979.

b) Mahan B.H. Química. Curso Universitario. Bogota. Fondo Educativo Interamericano. 1977.

c) Streitwieser, Andrew Jr. Introduction to Organic Chemistry. N e w York, Macmillan. 1981.