miércoles, 23 de junio de 2010

PROBLEMAS RESUELTOS

Producto de solubilidad y equilibrio en iones complejos.


19.1 Producto iónico y producto de solubilidad

Los sistemas en equilibrio se pueden dividir en dos categorías: equilibrio homogéneos de los reaccionanentes y productos están en la misma fase y equilibrio heterogéneo donde están presente más de una fase (sólido, líquido o gas), por ejemplo una solución saturada de cloruro de plata que contiene AgCl solido. En este caso, el precipitado de AgCl está en contacto con el liquido flotante el cual esta saturado con los iones del precipitado, Ag+ Cl-. La ecuación de equilibrio es

AgCl(s) ------ Ag+ (en disolución) + Cl- (en solución)

El símbolo (s) designa a un sólido. En a superficie del precipitado, los iones Ag+ y Cl- están constantemente viajando hacia la solución y volviéndose a precipitar, puesto que es un proceso de equilibrio, se puede expresar el proceso de equilibrio

Keq= [Ag+] x [Cl-]

[AgCl(s)]

A diferencia del equilibrio homogéneo, la adición de mas AgCl solido no causa cambio alguno en la concentración de los iones plata en solución. El termino AgCl(s) es una constante de porque la concentración de cualquier compuesto en el estado sólido es independiente de la cantidad de solido presente. Entonces la ecuación 19-2 se puede simplificar si se combinan las dos constantes

[Ag+] x [Cl-] = Keq x [AgCl(s)] = Kps

Cuando la constante Kps se escribe en esta forma, incluyendo solamente el producto de olas concentraciones de los iones se denominan “Constante de producto de solubilidad” y su valor es constante a una temperatura dada

Para

PbF2--------Pb2+ + 2F- Kps= [Pb2+] x [F-]2

Ag2CrO4------2Ag + CrO4 Kps= [Ag] 2 x [CrO4]

El producto iónico de una sustancia, Qpi, es el producto de las concentraciones de los iones presentes en el compuesto, cada una elevada a una potencia igual a su coeficiente en las formulas de las sustancia. Así por ejemplo, para NaNO3 (relación de los iones) el producto iónico Qpi= [Na] x [NO3]; para K2SO4, el producto ionico Qpi= [K]2 x [SO4]

USOS DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

Calculo de solubilidad

La tabla de los valores Kps medidos experimentalmente para algunos precipitados comunes, los cuales se pueden usar para calcular la solubilidad en gramos/ litros/ o en moles/litros.

Constante del producto de solubilidad

Bromuros Iodatos

AgBr 5,0x10-13 AgIO3 3,0x10-8 gión/l



CuBr 4,9x10-9 Cu (IO3) 7,4x10-8 gión/l



Carbonatos Ioduros

Ag2CO3 8,2x10-12 AgI 8,3x10-17

BaCO3 8,1x10-9 PbI2 7,1x10-9

CaCO3 8,7x10-9

Li2CO3 1,7x10-5 Sulfatos

NiCO3 6,6x10-9 Ag2SO4 1,6x10-5

ZnCO3 1,4x10-11 BaSO4 1,1x10-10

CaSO4 1,9x10-4

Cloruros PbSO4 1,6x10-8

AgCl 1,7x10-10

PbCl2 1,6x10-5 Sulfuros

TICl 1,9x10-4 Ag2S 2,0x10-49

CdS 7,8x10-27

Cromatos CuS 9x10-36

Ag2CrO4 2, 2x10-12 NiS 3x10-19

BaCrO4 2,4x1010 ZnS 1x10-21



Fluoruros Fosfatos

BaF2 1, 7x10-6 AgPO4 1,3x10-20

CaF2 4,0x1011 Ca(PO4)2 2,0x10-29

MgF2 6, 5x10-9 Zn3(PO4)2 9,1x10-39

PbF2 2,7x10-8

SrF2 2,8x10-9 Misceláneas

Pb (C2O4)2 2,7x10-11

Hidróxidos Ag SCN 1,2x10-12

Al (OH)3 2,0x10-32

Cd (OH) 2 5, 9x10-15

Ca (OH) 2 5, 5x10-5

Co (OH) 2 2, 0x10-16

Mg (OH) 2 1, 2x10-11



Predicción sobre precipitación



Es posible que el producto iónico sea menor que el producto se solubilidad, Kps Tales soluciones se dicen que son insaturadas, implicando que se agregue mas solido, se disolverá en la solución.

La situación opuesta, donde el producto iónico es mayor que el producto de solubilidad es una situación inestables de no equilibrio producido por un enfriamiento de una solución saturada; se dice que la solución esta supersaturada.



Efecto del ion común sobre solubilidad

Cu7ando el bromuro de plata se coloca en el agua ocurre el siguiente proceso

AgBr(s) ------Ag + Br

el numero de moles de AgBr que se disuelven es igual al número de moles reducidos y al número de moles del ion Br producido. Mientras todos los moles provengan exclusivamente del AgBr, la concentración de cualquiera de moles/litros es igual a la solubilidad del AgBr en moles/litro entonces la concentración expresa la solubilidad siempre y cuando todos los iones provengan de sal.



EQUILIBRIO DE IONES COMPLEJOS

Un ion complejo se puede definir como la especie formada por la unión de un positivo M y generalmente un metal de transición y capaz de aceptar uno o más electrones, con una especie neutra o cargada negativamente y capaz de poseer un par de electrones

Átomo central Ligandos

Ag + 2: NH3

Acido de Lewis base de Lewis



Kestab= Kf = [Ag (NH3)2] = 2,5x107

[Ag] x [NH3]2

Cuando mayor es la Kf, más estable es el complejo. Se debe tener en cuenta que la constante de estabilidad es la K para la reacción en donde el ion complejo aparece como el producto en el lodo derecho de la ecuación de equilibrio)

Sin embargo, los iones complejos son electrolitos débiles y como tales muestran tendencia a disociarse en sus componentes estableciéndose un equilibrio. Por ejemplo, el ion Ag (NH3)2 están en equilibrio con Ag y NH3

Ag (NH3)2------- Ag + 2HN3

Y la constante de equilibrio se denomina constante de disociación, Kd, o constante de inestabilidad Kinest.

Kd= [Ag] x [NH3]2= 1 = 1 = 4x10-8

[Ag (NH3)2] Kf 2,5x107

Evaluación de Kps y cálculo de la solubilidad



La solubilidad del AgCL en el agua a 10o es 6,2 x 10-6 mol/litro. Calcular el valor Kps para el AgCL.



La disociación da la cantidad correspondiente de cada ion:

AgCL(s) Ag+ + Cl-

Un mol de AgCl disuelto da un mol de iones Ag+ y un mol de iones Cl-. Por tanto en una solución saturada de AgCl, Ag+ = Cl- = 6,2 x 10-6 M, sustituyendo estos valores en la ecuación del producto de solubilidad.



Kps = Ag+ X Cl- = (6,2 X 10-6) (6,2 X 10-6) = 3,8 X 10-11 mol2/litro2

Aunque Kps tiene unidades (en este caso mol2/litro2) generalmente no se escriben.









El producto de solubilidad del bromuro de plata, AgBr, a 25oC es 5,0 X 10-13. Calcular la solubilidad (a) en moles/litro, (b) en gramos/litro. El peso molecular del AgBr es 188g/mol.

AgBr(S) Ag+ + Br –

Kps = Ag+ + Br - = 5,0 X 10-13



Los dos iones se producen en las mismas cantidades, de modo que

Ag+ + Br - = X = solubilidad molar

K_PS = X ∙ X = x^2 ∴ X = √(k_ps ) = √(5,0 x 〖10〗^(-13) )

= 7,1 x 〖10〗^(-7) M
Como el peso molecular del AgBr es 188, entonces, 7,1 X 10-7 moles es 7,1 X 10-7 moles 188g/mol ₧ 1,33 X 10-4g. la solubilidad es por tanto 1,33 X 10-4 g/litro.

Se prepara una solución saturada de la sal cloruro cuproso, CuCl. El producto de solubilidad Kps para la saes 3,0 x 10-7. Calcular la concentración de los iones cuprosos Cu+, en una solución saturada de CuCl.


El equilibrio para la solución saturada de CuCl es

CuCl(s)〖CuCl〗_((s)) ⇄ 〖Cu〗^+ + 〖Cu〗^-

K_ps = Cu+ + Cl-

En una solución saturada: Cu+ + Cl - = X

Kps = X . X = X2 = 3,0 x 10-7 : X =5,5 X 10-4 M = Cu+

La solubilidad del fluoruro de calcio, caF2, a 25o C es 2,1 x 10-4 moles/litro. Calcular Kps para este compuesto.

La disociación de la sal CaF2 produce

CaF2 (S) Ca2+ + 2F –

Si2,1 X 10-4 moles de CaF2 se disuelven en 1 litro de agua, entonces

Ca 2+ = 2,1 X 10-4 M F - = 2 X (2,1 X 10-4) = 4,2 X 10-4 M

Kps = Ca2+ + F - 2 = (2,1 x 10-4)2 (4,2 x 10-4)2 3,7 X 10-11

El producto de solubilidad Kps del Ag2 Cro4 es 1,9 x 10-12 a 25 o. calcular la solubilidad del Ag2Cro 4 en (a) moles/litro; (b) en gramos/litro. Peso molecular de Ag2 CrO4 ₧ 332 /mol.

Ag2 CrO4 (s) 2Ag+ + CrO4

Supongamos que x es el número de moles de Ag2CrO4 en una solución saturada, entonces de acuerdo con la estequiometria de la reacción se cumple

CrO4 = x (cada mol de Ag2CrO4 da 1 mol de iones CrO4)

Ag+ =2x (cada mol de Ag2 Cro4 da 2 moles de iones Ag+)

Sustituyendo en la ecuación de Kps

Kps Ag+2 x CrO4 (2x)2 (x) 1,9 x 10-12

4x3 1,9 x 10-12; x3 0,475 x 10-12

Para encontrar la solubilidad en gramos/litro se debe multiplicar por el peso molecular:

Gramos/litro 7,8 x 10-5 mol/litro x 332g/mol 0,026g/litro
El producto de solubilidad del iodado cúprico, Cu(IO3)2, es 7,4x 10-8. ¿Cuál es la solubilidad del Cu (IO3)2, (a) en mol/litro y (b) en gramo/litro? Peso molecular del Cu (IO3)2 413,28g/mol.

Cu(IO3)2 Cu2+ + 2IO3
Sea x = solubilidad del Cu (IO3)2 en mol/litro. Entonces Cu2+ = x y IO3 2 = 2x
Kps = Cu2+ x IO3 2 = x (2x)2 = 4x3 = 7,4 x 10-8
X3 1,85 x 10-8 18,5 x 10-9 y x

Para encontrar la solubilidad en gramos/litro se debe multiplicar el peso molecular; gramo/litro = 7,8 x 10-5 mol/litro x 332g/mol = 0,026g/litro.

La solubilidad molar del cromato de plata, Ag2CrO4, a 25oC es 7,8 x 10-5 M. determinar el producto de solubilidad.

La ecuación de solubilidad es

Ag2CrO4(s) 2Ag+ + CrO4

La cual indica por su estequiometria que un mol de Ag2CrO4 produce dos moles de iones Ag+ y mol de iones CrO4; se concluye entonces que cuando se disuelven 7,8 x 10-5 mol/litro de Ag2CrO4 la concentración de los iones será:

Ag+ = 2(7,8 x 10-5 m) = 1,56 x 10-4y CrO4 = 7,8 x 10-5

Kps = Ag+ 2 x CrO4 = (1,56 x 10-4)2 x 7,8 x 10-5 = 1,9 x 10-12


La concentración del ion Pb2+ en una solución saturada de PbBr2 es de 1,0 x 10- mol/litro. Calcular el producto de solubilidad del PbBr2

PbBr2(s) Pb2+ + 2Br-

La ecuación indica que Br- = 2Pb2+

Pb2+ = 1,0 x 10-1 mol/litro

Br- = 2 x 1,0 x 10-1 = 2,0 x 10-1 mol/litro

Kps= Pb2+ x Br- 2 = (1,0 x 10-1) (2,0 x 10-1)2 = 4,0 x 10-3

La concentración del ion Ag+ en una solución es de 2 x 10-2 mol/litro. Calcular la concentración mínima del ion Cl- para que el AgCl comience a precipitar. El producto de solubilidad Kps del AgCl a 25o C es 1,7 x 10-10
Si dos iones capaces de precipitar se combinan en una solución en concentraciones tales que el producto iónico sea mayor que su valor Kps ocurrirá precipitación. Usando este criterio se puede predecir cuándo precipitara AgCl

Kps = Ag+ x Cl-

Sustituyendo 1,7 x 10-10 = (2 x 10-2) x Cl-

De donde Cl- = 8,5 x 10-9 mol/litro

Por tanto, para que comience a precipitar AgCl la Cl- deberá ser mayor que 8,5 x 10-9 mol/litro, así se cumple el producto iónico > Kps

Para la sal Ag2CrO4 el valor Kps = 2,2 X 10-12. Decidir si habrá o no precipitación cuando se agregan 4 x 10-3 moles K2CrO4 en un litro de solución.

La reacción que ocurre al mezclar las dos sales es

2AgNO3 + K2 CrO4 2Ag2 CrO4 + aKNO3
Nos interesa es el cromato de plata que al disolverse da

Ag2CrO4 (s) 2Ag+ + Cr4

El producto iónico será = Ag+ 2 CrO4

De acuerdo con los datos del problema

Ag+ = AgNO3 = 4 x 10-3 y CrO4 = K2CrO4 = 3x 10-3

Sustituyendo en la ecuación del producto iónico, tenemos

Qpi = Ag+ 2 x CrO4 = (4 x 10-3)2 x 3 x 10-3 = 4,8 x 10-8

Como este valor es mayor que Kps 2,2 x 10-12, se concluye que si se formara precipitado de Ag2CrO4

Se agregan 0,01 mg de NaCl a 200ml de AgNO32 x 10-5 m. decidir si se formara o no un precipitado de AgCl. Kps para AgCl = 1,7 x 10-1 ; peso molecular del NaCl = 58,5g/mol.

Los iones Ag+ y Cl- provienen de las sales totalmente disociadas NaCl Na+ + Cl- y AgNO3 Ag+ + NO3

Luego

Ag+ = AgNO3 = 2 x 10-5 mol/litro

Y Cl- = NaCl = 0,00001 g/200ml = 0,00005 g/litro



= 5 x 10-5 g/litro x □(1/(58,5 g/mol)) = 0,85 x 10-6mol/litro



Producto iónico = Ag+ x Cl- = (2 x 10-5) (0,85 x 10-6) = 1,7 x 10-11

Este valor es menor que Kps para una solución saturada (1,7 x 10-10), por tanto no ocurre precipitación.

Cuando producto iónico

El hidróxido de magnesio, M(OH)2 tiene una constante Kps= 1,2 x 10-11 a 25oC. ¿Cuál es el pH de una solución saturada de Mg(OH)2ª esa temperatura?

El equilibrio es

Mg (OH)2(S) Mg2+ + 2OH-

Si x = solubilidad del Mg (OH)2 en mol/litro, entonces

Mg2+ = x y OH- = 2x

Kps = Mg2+ x OH- =x . (2x)2 = 4x3 = 1,2 x 10-11

X3 = 3 x 10-12

OH- = 2 x 1,45 x 10-4 = 2,90 x 10-4 mol/litro

POH = log 1/[OH-] = log1/(2,9 x 10)-4 = log10/(2,9 )= 4,0 – 0,46=3,54

PH = 14 – pOH = 14,00 – 3,54 = 10,46

Se agregan algunas gotas de una solución de AgNO3 a una gran cantidad de una solución de NaCl 0,05M y se forma un precipitado de AgCl. Calcular el Ag+ que queda en la solución si Kps para el AgCl vale 1,7 x 10-10.

NaCl Na+ + Cl-

0,05M 0,05 M AgCl

AgNO3 NO3 + Ag+

Inicialmente Cl- = 0,05 M por estar totalmente ionizado el NaCl. El ion Ag+ reacciona con el ion Cl- para formar AgCl en equilibrio

AgCl(S) Ag+Cl-

Por definición

Kps = Ag+ x Cl-

Por donde

Ag+ =Kps/[Cl-] =(1,7 x 10)/(5,0 x 10)-2-10= 3,4 x 10-9 mol/litro
Escribir las expresiones para las constantes de disociación, Kd, y dar sus valores para los siguientes iones complejos: (a) Zn(CN)42- , (b) Cd42- (c)Ni (NH3)62+

Para cada ion complejo se puede escribir una ecuación que muestra su tendencia a disociarse en sus componentes originales; los valores Kd se encuentran en la tabla 19.2:


Calcular las constantes de formación Kf, de los complejos del problema anterior y decidir cuál es el más estable y cuál es el menos estable.

La constante de formación o constante de estabilidad de un complejo es el inverso de su constante de disociación.

El complejo más estable es el de mayor constante de formación, 1 x 1017, o sea Zn (CN))_4^(2-); el menos estable es el de menor constante de formación, 2,5 x 102, es decir CdCl42-

Si se coloca un exceso de AgCl solido en un litro de NH3 acuoso 0,1M, ¿Que clases de equilibrios se presentan? ¿Cuáles son las expresiones de equilibrio?

AgCl (S)⇄ Ag+ + Cl- Kps = [A┤ ├ g^+ ] x [Cl^- ]

2NH3

Ag(NH3)_2^+ ⇄ Ag+ + 2 NH3

Kd= ([Ag^(+ ) ]+ [N┤)/[Ag (NH_(3) ) ]

Se ha preparado un litro de solución que contiene 0,0040 mol/litro de ion Ag+ y 2,00 mol/litro de NH3. Calcular el Ag+ libre en la solución en el equilibrio. Para Ag (NH3))_2^+ Kdvale 4 x 10-8.

Ag(NH3)2 Ag+ + 2NH3

Como el complejo Ag (NH3)_2^+ es muy estable, la mayor parte de la plata (0,0040 moles) estará formado el ion complejo. Como NH3esta en exceso, la mayor parte estará en forma libre en el equilibrio

(2,00 – 0,0080 = 1,992 ≅ 2,00 mol) ya que para formar el complejo se gastan solamente 0,0040 x 2 = 0,0080 moles.

[Ag┤(NH3)_2^+ ├ ┤] = 0,0040M; [NH_3 ]= 2,00M; [Ag^+ ]= x

Kd=(⌈Ag^+ ⌉ x [├ NH] ┤)/[Ag(NH_(3 ) )_2^+ ] =((X)(2.0)^2)/0,004 = 4,0 x 10-8

X = 4 x 10-11 mol/litro

Calcular la concentración del ion Cu2+ en una solución que es 0,20 M en CuSO4 y 2,80M en NH3. La constante de disociación, Kd, para el Cu (NH3)_4^(2+) es 2 x 10-13.

Cu (NH3)_4^(2+) ⇋ Cu2+ + 4NH3

El valor tan pequeño de la constante de disociación sugiere que prácticamente todo el ion cobre presente en la solución estará formando el complejo amoniacal Cu(NH3)_4^(2+) . Por tanto, Cu (NH3)_4^(2+) = 0,20 M. Entonces, NH3 = 2,80 – 4(0,20) = 2,00M. Cu2+ = x

Kd= (C )/Cu
Despejando x

X = Cu2+ = 2,5 x 10-15 mol/litro
Notase que este problema es semejante al anterior, excepto que aquí no se hizo la misma aproximación con HN3.

Problemas

1-Cual es la Kps del AgCl, si su solubilidad es de 1,9x10-3 g/l

AgCl-----------------------Ag + Cl

Ag 1 107.8682

Cl 1 35.453

Kps= [Ag] x [Cl]

[AgCl]

143.32



Solubilidad molar de AgCl= 1,9x10-3 = 1.32x10-5

143.32

2- Determinar la Kps del BaCO3 si la solubilidad de esta sal es de 7,1x10-5 g-mol/l.

Ba 1 137.33

C 1 12.011

BaCO3----------------------Ba + CO3

O 3 15.9994

Kps= [Ba] x [CO3]

[BaCO3]

Solubilidad molar de BaCO3= 7,1x10-5 g-mol/l.= 3.32x10-7

213.338

3- calcular la constante de del producto de solubilidad del PbSO4, cuya solubilidad es de 0.035 gramos por cada 100 cm3

Pb 1 207.2 g/mol

S 1 32.066g/mol

O 4 63.997g/mol

Kps= [Pb] x [SO4]

[PbSO4]



Solubilidad molar de PbSO4= 3.3x10-2mol/l.= 1.08x10-4

303.263g/mol

4- cuál es la Kps del cromato de plata Ag2CrO4 si su solubilidad es de 0.022 g/mol

Ag 2 215.736

Cr 1 51.996

O 4 63.997g/mo







Kps= [Ag] x [CrO4]

[AgCrO4]



Solubilidad molar de AgCrO4= 2.2x10-2-mol/l.= 6.6x10-6

331.729

5-Calcular la Kps del Mg (OH)2 se esta base tiene una solubilidad de 1,3x10-4 g-mol

Mg 1 24.305

O 2 31.9988

H 2 2.0158g/mol
Kps= [Mg] x [OH2]

[MgOH2]

Solubilidad molar de Mg (OH2)= 1,3x10-4 g-mol/l.= 2.2x10-6

58.31g/mol

6-calcular la concentración total de iones de estroncio [Sr] y de iones flúor [F] en una solución de SrF cuya Kps es 7.9x10-10

Sr 40.078

F 18.998

SrF---------------Sr + F

Kps= [Sr] x [F]

[SrF]

Solubilidad molar de SrF= 7.9x10-10g-mol/l.= 1.33x10-11

59.076g/mol

7- cuál es la Kps del BaCO3 cuya solubilidad es de 7.1x10-5 g-mol

Ba 1 137.33

C 1 12.011

O 3 47.998

Kps= [Ba] x [CO3]

[BaCO3]

Solubilidad molar de BaCO3= 7,1x10-5 g-mol/l.= 3.5x10-7

197.33

8- calcular la Kps del BaCrO4, de solubilidad es de 2.3x10-3 gramos por litro.

Ba 1 137.333

Cr 1 12.011

O 4 63.9976

BaCrO4------------ Ba + CrO4

Kps= [Ba] x [CO4]

[BaCO4]

Solubilidad molar de BaCO4= 2.3x10-3 g-mol/l.= 1.07x10-5

213.34
Mg 1 24.305

C 1 12.011

O 3 47.9982

9- calcular la Kps del MgCO3 de solubilidad 4,3x101 g/l


Kps= [Mg] x [CO3]

[MgCo3]

Solubilidad molar de MgCO3= 4,3x101 g-mol/l.= 5x10-3

84.3142g/mol

10- calcular la Kps del Sn (OH)2 cuya solubilidad es de 3,5x10-7 g/l

Sn 1 118.710g/mol

O 2 31.9988

H 2 2.0158g/mol
Sn (OH)2-------------Sn + OH2

Kps= [Sn] x [OH2]

[SnOH2]

Solubilidad molar de Sn (OH)2= 3,5x10-7 g-mol/l.= 2.3x10-9

152.72

11- cuál es la Kps del Hg2Br2 si su solubilidad es de 1,32x10-5gramos por litro

Hg2Br2------------------------------Hg + 2Br

Hg 1 200.59

Br 2 159.808

Kps= [Hg] x [Br]

[HgBr]

Solubilidad molar de HgBr= 1,32x10-5 g-mol/l.= 3.6x10-8

360.398

12- Calcular la concentración de iones de [Pb] y de iones de [Cl] en una solución dePbCl2 cuya Kps= 2,4x10-4

Pb 1 207.2

Cl 2 70.906

PbCl2---------------Pb + Cl2

Kps= [Pb] x [Cl2]

[PbCl2]

Solubilidad molar de PbCl2= 2,4x10-4 g-mol/l.= 8.6x10-7

278.10

13- calcular la concentración de iones de plata y de iones cromato en una solución de AgCrO4 cuya Kps= 1,1x10-12

Ag 1 107.8682

Cr 1 51.9961

O 4 63.9976Kps= [Ag] x [CrO4]

[AgCrO4]

Solubilidad molar de AgCrO4= 1,1x10-12g-mol/l.= 4.9x10-15

223.86g/mol

martes, 22 de junio de 2010

Producto de solubilidad y equilibrio en iones complejos

Producto de solubilidad y equilibrio en iones complejos

Producto iónico y productos de solubilidad

Los sistemas en equilibrio se pueden dividir en dos categorías: equilibrio homogéneo donde están las reaccionantes y productos están en la misma fase y equilibrio heterogéneo, donde esta presente mas de una fase (sólido, líquido o gas); por ejemplo, una solución saturada de cloruro de plata que contiene Agul sólido. En este caso, el precipitado de Agul está en contacto con el líquido flotante el cual está saturado con los iones del precipitado, Ag+ y CL-. La ecuación de equilibrio es

AgCl(s)=Ag+(en solución)+CL-(en solución)



El símbolo (S) designa a un sólido. En la superficie del precipitado, los iones Ag+ y CL- está en constantemente viajando hacia la solución y volviéndose a precipitar puesto que este es un proceso en equilibrio, que se puede aplicar la expresión de equilibrio por ejemplo:

Keq=(Ag+)x(CL-)

(AgCl(s))



A diferencia del equilibrio homogéneo, la adición más AgCl sólido no causa cambio alguno en la concentración de los iones plata en solución. El término AgCl(s) es una constante porque la concentración de cualquier compuesto en el estado sólido es independiente de la cantidad de sólido presente. Entonces, la ecuación se puede simplificar si se combinan las dos constantes:

(Ag+)x(CL-)=Keq X (AgCl(s))=Kps



Cuando la constante Kps se escribe en esta forma, incluyendo solamente el producto de las concentraciones de los iones, se denomina “ Constante del producto de solubilidad” y su valor es constante a una temperatura dada.

Para

PbF2=Pb2+ + 2f- Kps=(Pb2+) X (F-)

Y

Ag2CrO4=2Ag+ + CrO4 Kps=(Ag+)2 X (CrO4)



El producto iónico de una sustancia, Qpi, es el producto de las concentraciones de los iones presentes en el compuesto, cada una elevada a una potencia igual a su coeficiente en la fórmula de la sustancia. Así por ejemplo, para NaNO3 (relación de los iones 1:1), el producto iónico Qpi = ( Na +) x (NO3-); para K2So4 (la relación de los iones 2:1), el producto iónico Qpi=(K+)2 X (SO-4).



USOS DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD



Cálculo de la solubilidad



La tabla 19.1 da los valores Kps medidos experimentalmente para algunos precipitados comunes, los cuales se pueden usar para calcular la solubilidad en gramos/litros o en moles/litros.





Tabla 19.1

CONSTANTE DEL PRODUCTO SOLUBILIDAD Kps a 25ºC





Bromuros Yodatos

AgBr 5,0x10-13 AgIO3 3,0x10-8

CuBr 4,9x10-9 Cu (IO3)2 7,4x10-8

Carbonatos Ioduros

Ag2CO3 8,2x10-12 AgI 8,3x10-17

BaCO3 8,1x10-9 PbI2 7,1x10-9

CaCO3 8,7x10-9

Li2CO3 1,7x10-5 Sulfatos

NiCO3 6,6x10-9 Ag2SO4 1,6x10-5

ZnCO3 1,4x10-11 BaSO4 1,1x10-10

CaSO4 1,9x10-4

PbSO4 1,6x10-8

Cloruros

AgCl 1,7x10-10

PbCL2 1,6x10-5 Sulfuros

TiCl 1,9x10-4 Ag2S 2,0x10-49

CdS 7,8x10-27

Cromatos CuS 9x10-36

Ag2CrO4 2,2x10-12 NiS 3x10-19

BaCrO4 2,4x10-10 ZnS 1x10-21

Fluoruros Fosfatos

BaF2 1,7x10-6 Ag3PO4 1,3x10-20

CaF2 4,0x10-11 Ca3(PO4)2 2,0x10-29

MgF2 6,5x10-9 Zn3(PO4)2 9,1X10-33

PbF2 2,7x10-8

SrF2 2,8x10-9 Misceláneas

Pb(C2O4)2 2,7X10-11

Hidróxidos AgSCN 1,2x10-12

Al(OH)3 2,0x10-32

Cd(OH)2 5,9X10-15

Ca(OH)2 5,5X10-5

Co(OH)2 2,0x10-16

Mg(OH)2 1,2x10-11





PREDICCIÓN SOBRE PRECIPITACIÓN

Es posible que el producto iónico sea menor que el producto de solubilidad, Kps Tales soluciones se dicen que son insaturadas, implicando que si se agrega más sólido, se disolverá en la solución.

La solución opuesta, donde el producto iónico es mayor que el producto de solubilidad, es una situación inestable de no-equilibrio, producida generalmente por un enfriamiento cuidadoso de una solución saturada; se dice que la solución está supersaturada.

En general,

Si Qpi

Si Qpi=Kps la solución está saturada y el sistema está en equilibrio con composición constante.

Si Qpi>Kps ocurrirá precipitación; la solución está supersaturada y el sólido cristalizará hasta que Qpi=Kps.

Una sal soluble es una que tiene un valor Kps muy grande (mayor que uno) mientras que una sal insoluble tiene un valor Kps muy pequeño, generalmente entre 10-3 y 10-53.



EFECTO DEL ION COMÚN SOBRE LA SOLUBILIDAD



Cuando el bromuro de plata se coloca en el agua, ocurre el siguiente proceso:

AgBr(s) = Ag+ +Br-



El número de moles de AgBr que se disuelve es igual al número de moles del ion Ag+ producido y al número de moles del ion Br- producido. Mientras todos los iones Ag+ o Br- provengan exclusivamente del AgBr, la concentración de cualquiera de los dos iones en moles/litros es igual a la solubilidad de AgBr en moles/litros; entonces la concentración iónica expresa la solubilidad siempre y cuando todos los iones provengan de la sal.

Si se introduce en la solución en equilibrio un ion bromuro en la forma de una sal de bromuro soluble, el principio de Le Chatelier predice un desplazamiento hacia la izquierda con una correspondiente reducción en la concentración de Ag+. Es decir que la solubilidad del AgBr en una solución que contiene Br- de otra fuente es menor que su solubilidad en el agua. Esto se conoce con el nombre de efecto del ion común y consiste en que la solubilidad de una sustancia poco soluble se reduce cuando se introduce un ion común (ya presente en el soluto) de otra fuente.

Aunque Kps siempre tiene unidades, generalmente se omite.



EQUILIBRIO DE IONES COMPLEJOS

Un ion complejo se puede definir como la especie formada por la unión de un ion metálico positivo, Mx+, generalmente un metal de transición y capaz de aceptar uno o más pares de electrones, con una especie neutra o cargada negativamente y capaz de donar uno o más pares de electrones. El enlace formado por esta interacción es un enlace covalente coordinado. La fórmula del ion complejo es MLn, donde M es el átomo central, L es el ligando o grupo donador de electrones, n es el número de coordinación de M; usualmente 2, 4 ó 6 y presenta el número de ligados unidos al ion metálico central. La carga resultante sobre el complejo es igual a la suma algebraica de las cargas del ion metálico y las cargas de los ligadnos. El complejo recibe también el nombre de complejo de coordinación o compuesto complejo.

Así por ejemplo, se puede considerar al ion complejo, (Ag(NH3)2)+, como el resultado de la interacción de: Nh3 (que actúa como una base de Lewis al donar un par de electrones) con el ion central Ag+ (que actúa como un ácido de Lewis); el átomo central, Ag, forma así dos enlaces covalentes coordinados al formarse el ion (H3N:Ag:NH3)+ y abreviado como (Ag(NH3)2)+ Ó Ag(NH3)2+, el cúal está en equilibrio con Ag+ acuoso y Nh3 acuoso según la reacción siguiente:

Átomo central Ligados Ion complejo

Ag+ + 2:NH3 = Ag(NH3)2+

Ácido de Lewis base de Lewis

Tal como ocurre con cualquier otra reacción, existe una constante de equilibrio asociada con este proceso y que se conoce como constante de estabilidad o constante de formación para el ion Ag(NH3)2+,



K estab=Kf=(Ag(NH3)+2) = 2,5x10 a la 7.

(Ag+)x(NH392





Este valor alto de la constante de estabilidad nos está diciendo que el equilibrio está a favor de la formación del ion complejo.



Cuanto mayor es el valor de Kf, más estable es el complejo. Se debe tener en cuenta que la constante de estabilidad es la K para la reacción en donde el ion complejo aparece como el producto (en el lado derecho de la ecuación de equilibrio).

Sin embargo, los iones complejos son electrolitos débiles y como tales muestran tendencias a disociarse en sus componentes, estableciéndose un equilibrio. Por ejemplo, el ion Ag(NH3)2+, está en equilibrio con Ag+ y Nh3.



Ag(NH3)+2=Ag+ 2HN3.

Y la constante de equilibrio se denomina constante de disociación, Kd, o constante de inestabilidad, K inest.



Kd=(Ag+)x(NH3)2= 1 = 1 =4x10-8

[Ag(NH3)+2] Kf 2,5x10 a la 7





Tabla 19.2



CONSTANTES DE DISOCIACIÓN PARA VARIOS IONES COMPLEJOS A 25º C



Equilibrio Constante

ML2 Kd

AgCL2-=Ag+ 2 Cl- 1x10-6

Ag(NH3)+2=Ag+ 2NH3 4x10-8

Ag(SCN)2=Ag+2SCN- 1X10-10

Ag(S2O3)2=Ag+2S2O3- 1x10-13

Ag(CN)2-=Ag + 2CN- 1X10-21

CuCl-=Cu+2Cl- 3x10-6

Cu(NH3)=Cu+2NH3 1x10-7

ML4

CdCl4=Cd2+ + 4Cl- 4x10-3

Cd(NH3)4+=Cd2 + 4NH3 1X10-7

Cd(CN)4=Cd2+ + 4Cn- 1x10-19

Cu(NH3)4=Cu2+ + 4NH3 2X10-13

Cu(CN)4=Cu2+ + 4 CN- 1X10-25

Ni(CN)4=Ni2+ + 4cn- 1x10-14

PdCl4=Pd2+ + 4Cl- 1x10-13

Zn(NH3)4=Zn2+ + 4NH3 3x10-10

Zn(OH)4=Zn2+ + 4 OH- 3x10-16

Zn (CN)4=Zn2+ + 4 CN- 1x10-17

ML6

Cr(OH)6=Cr3+ + 6OH- 1x10-38



Co(NH3)6=Co3+ + 6 NH3 1X10-35

Co(CN)6=Co3+ + 6 CN- 1X10-64

Fe(CN)6=Fe3+ + 6 CN- 1X10-31

Ni(NH3)6=Ni2+ + 6 NH3 2X10-9





Obsérvese que la constante de disociación es el inverso de la constante de formación. El valor tan pequeño de Kd indica que existe muy poca tendencia del ion Ag(NH3)2+ a disociarse. Obsérvese también la analogía de Kd con la constante de ionización, Ka, de un ácido débil.

La constante de disociación se usa para calcular las concentraciones de los iones o moléculas en solución. En la tabla 19.2 aparecen algunas de las constantes de disociación más comunes. En el capítulo 24 se estudiará la nomenclatura y geometría de los complejos de coordinación.
Problemas

a) Kps=?

BaSO4

Ba SO4--------------------Ba++ + SO4

1x10-10 gión/l -----------------------------1x10-5 gión 1x10-5 gión/l.

9,85x10-6

1,0x10-5

Solubilidad mola: 2,3x10-13 S=2,3x10-3 gión/l

233,40 gión/l

[Ba]=1,x10-5 gión/l

Ba 1 137,34 gión/l

S 1 32,064 gión/l

O 4 5,9994 gión/l
233,40 gión/l

b) Kps=? [PbI2]----------[Pb] + I2

sol=6,1x10-1 gión/l Kps=[Pb][I]2

[PbI2]

Sol molar= 6,1x10-1 gión/l

461,8 gión/l
Pb 1 207,19 gión/l

I 2 126,9 gión/l

461,8 gión/l

Pb=1,32x10-3

I2=[2(1,32x10-3)]2

Kps=6,96x10-6





c) Calcule la concentración total de iones cadrio Cd++ y de iones didroxido OH con una solución de Cd (OH)2 cuya Kps=1,24x10-14

Cd(OH)2-----------------Cd++ + 2 OH-

Kps=[Cd++] x [OH-]2

X=[Cd++] y 2x = [OH-]

[CD++]x[OH-]2=x x (2x)2=1,2x10-14

4x3=1,2x10-14

X3=3x10-15

X=3x10-15 =1,45x10-5

[Cd++]=1,45x10-5 gión/l

[OH-]=2 (1,45x10-5)=2,9x10 a la 5 gión/l.



1-¿Cuál es la Kps del AgCL, si su solubilidad es de 1,9x10-3 gión/l?

AgCl-----------------Ag+ + Cl

Kps=(Ag)(Cl)

(AgCl) Solubilidad=1,9x10-3

Ag 1 107,87

Cl 1 35,45

143,32

Solubilidad 1,9x10-3

143,32
Ag=1,30x10-3 gión/l

Cl=1326 g/l

AgCl=(1,32 x10-3 g/l) (1,326 g/l)

AgCl=1,74x10-10

2- Determinar el Kps del BaCO3 si la solubilidad de esta sales de 7,1x10-5 g/mol/l.
BaCO3--------------------------Ba+ CO3

Ba 1 137,34

C 1 12,011

O 3 15,999

-137,34

-1201

-47,9982

________

197,34



Ba++ 3,59x10-7 gión/mol y la de 3.59x10-7 g/mol y o sera 3x3.59x10-7

Kps=[Ba-] x [CO3-]=(3,59x10-7)(3,59x10-7 gión/l)

Li077x10-6 g/mol3

Kps=7,18x10-7 1, 28 x10-13

= 5x10-9

3- Calcular la constante del producto de solubilidad del Pb So4, cuya solubilidad es de 0,0035 gramos por cada 100 cm 3.

Pb=I=207,98 1,6x10-6 solubilidad

S=1 =32,064 solubilidad 0,035

O=4 =63,996 303,25

=1,15x10-4 g/l.

=1,3x10-8

4-¿Cuál es la Kps del comato de plata, Ag2 Cr O4 si su solubilidad es de 0,022 g/mol?

Masa molecular Ag 2 Cr O4

Ag 2 107,87 215

Cr 1 51,996 51,996

O 4 15,999 631,996

=331 732

Su solubilidad =6,63x10-5 g/mol.

[pb+4]=6,63x10-5 y [cr04]=6,63x10-5 g/l.

Kps=[Pb++]x[CrO4]=[(6,63x10-5)2 x (6,63x10-5)]

=1,15x10-12

5-Calcular la Kps del Mg (OH)2 si esta base tiene una solubilidad de 1,3x10-4 gión/l

Mg(OH)2=Mg ++ + 2OH

Kps=(1,3x10-4g/mol) x 2 (1,3x10-4 g/mol)2

Kps=8,8x10-12

6-Calcular la concentración total de iones estoncio [Sr++] y de iones flúor [F-] en una solución de Sr F2 cuya Kps =7,9x10-10.



Sr------------(Sr++)+2(F-)

Kps=[Sr++]x2 [F-]

X=[Sr++]
X3=raíz de 1,975x10-10

X=5,82x10-4.


7- La solubilidad del AgCl en el agua a 10º es 6,2x10-6 mol/litro. Calcular el valor Kps para el AgCl.

La disociación de la cantidad correspondiente de cada ion:

AgCl(s)--------Ag+ + Cl-

Un mol de AgCl disuelto da un mol de iones Ag+ y un mol de iones Cl-. Por tanto en una solución saturada de AgCl, [Ag+]=[Cl-]=6,2x10-6 M. Sustituyendo estos valores en la ecuación de producto de solubilidad Kps=[Ag+]x[Cl-]=(6,2x10-6)(6,2x10-6)=3,8x10-11 mol/l2.

8- El producto de solubilidad del bromuro de plata, AgBr, a 25ºC es 5,0x10-13. Calcular la solubilidad(a) en moles/litro, b)en gramos/litro. El peso molecular del AgBr es 188g/mol.
AgBr(s)----Ag+ + Br-

Kps=[Ag+]x[Br-]=5,0x10-13

A)[Ag+]=[Br-]=x=solubilidad molar
Kps=x•x=x2 x= raíz de Kps = raíz de 5,0x10 -13=7,1x10-7 M
b)Como el peso molecular del AgBr es 188, entonces 7,1x10-7 moles es 7,1x10-7 moles x188 g/mol=1,33x10-4g. la solubilidad es por tanto 1,33x10-4 g/litro.

9- Se prepara una solución saturada de la sal cloruro cupuroso, CuCl. El producto de solubilidad Kps para la sal es 3,0x10-7. Calcular la concentración de los iones cupurosos, Cu+, en una solución saturada de CuCl.

CuCl(s)-----Cu+ + Cl-

Kps=[Cu +] x [Cl-]

En una solución saturada:[Cu+]=[Cl-]=x

Kps=x•x=x2=3,0x10-7 x=5,5x10-4M=[Cu+]
10- La solubilidad del floruro de calcio, CaF2, a 25º C es 2,1x10-4 moles/litro. Calcular Kps para este compuesto.

CaF2(s)------------Ca2+ + 2F-

Si 2,1x10-4 moles de CaF2 se disuelven en 1 litro de agua, entonces
[Ca2+]=2,1x10-4M; [F-]=2x(2,1x10-4)=4,2x10-4M

Kps=[Ca2+]x[F-]2=(2,1x10-4)(4,2x10-4)2=3,7x10-11.

11-El producto de solubilidad de iodato cúprico, Cu(Io3)2, es 7,4x10-8.¿Cuál es la solubilidad del Cu(IO3)2: A)en mol/litro y b) en gramo/litro? Peso molecular del Cu(Io3)=413,28g/mol.

Cu(Io3)2---------Cu2+ + 2IO-

a)[Cu2+]=xy[Io3]=2x

Kps=[Cu2+]x[IO3-]2=X (2X)2=4X3=7,4X10-8

X3=1,85X10-8=18,5X10-9 Y X=RAIZ DE =18,5X10-9=2,65X10-3 MOL/LITRO.

d) para encontrar la solubilidad en gramos/litros se debe multiplicar el peso molecular: gramo/litro=7,8x10-5mol/litrox332g/mol=0,026g/litro.
12-La solubilidad molar del cromato de plata Ag2CrO4, A 25 ºC es 7,8x10-5 M. Determinar el producto de solubilidad.
AgCrO4(s)-------2Ag+ + Cr4
Ag+]=2(7,8x10-5M)=1,56x10-4 y [CrO4]=7,8x10-5M

Kps=[Ag+]2x[Cro4]=(1,56x10-4)2 x 7,8x10-5=1,9x10-1
13- La concentración del ion Pb2+ en una solución saturada de PbBr2 es de 1,0x10-1 mol/litro. Calcular el producto de solubilidad del PbBr2.

PbBr2(s)----------Pb2+ + 2 Br-

[Br-]=[2pb2+]

[Pb2+]=1,0x10-1 mol/litro.

[Br-]=2x1,0x10-1=2,0x10-1 mol/litro.

Kps=[Pb2+]x[Br-]2=(1,0x10-1)(2,0x10-1)2=4,0x10-3.

lunes, 7 de junio de 2010

EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE EN SOLUCION ACUOSA

EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE EN SOLUCION ACUOSA

IONIZACIÓN DEL AGUA: al agua se le considera como un no-electrolito. Sin embargo, se puede demostrar que aun el agua pura contiene algunos iones, los cuales se derivan de la autoionización de la molécula del agua, reacción que se puede representar como: 2H2O H3O + OH-
H2O H+ + OH-

La ionización del agua da iones H3O+, iones de hidronio e iones OH- iones de hidróxido. La constante KW se denomina producto iónico del agua:
KW=[H3O+] x [OH-] O KW=[H+] x [OH-]

Se ha encontrado experimentalmente que Kw= 1, 0x10-14
En las soluciones ácidas, [H+] es mayor que 1x10-7 M y [OH-] es menor que 1x10-7 M. En soluciones básicas la concentración de OH- es mayor que 1x10-7 M y la de H+ es menor que 1x10-7 M en cualquiera de los os casos el producto de las concentraciones permanece constante e igual a = 1, 0x10-14.
El concepto “p”: PH, POH y PK
El PH de una solución se define como logaritmo decimal del inverso de la concentración de iones hidrógeno en moles/litro. Esto equivale a decir, que el PH es el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones [H+].
PH= Log 1 = - log [H+] ó [H+]=10-pH
[H+]

De forma igual, la expresión correspondiente para la concentración del ion OH- es POH:
POH= Log 1 = - log [OH-] Ó [OH-]=10-POH
[OH-]
La relación de PH y POH se puede ver de la expresión

[H+] x [OH-]=KW=10-14 tomando el logaritmo de ambos lados y cambiando el signo: PH + POH=14.
En general se a adoptado un logaritmo negativo o escala p con la siguiente interpretación: cuando una cantidad esta precedida por la letra p la combinación significa – log de la cantidad que sigue a la letra p; así por ejemplo, si Ka es la constante de disociación de un ácido. Con frecuencia se emplea pKa para definir la fuerza de un ácido o una base.

HIDRÓLISIS

Hidrólisis significa la reacción química de cualquier especie con el agua. Los ácidos y las bases no son las únicas sustancias que alteran el equilibrio de los iones OH- y H+ en el agua. Se ha encontrado que cuando ciertas sales se colocan en el agua la disolución puede volverse ácida ó básica, a este proceso se le llama hidrólisis y se aplica a la reacción entre el agua y las bases conjugadas (iones negativos) de los ácidos débiles ó conjugados (iones positivos) de las bases débiles.

PORCENTAJE DE IONIZACIÓN

Cuando se burbujea HCL gaseoso dentro del agua se ioniza como sigue: H2O
HCL(g) H+(ac) + CL-(ac)
La ionización de HCL en el agua es totalmente completa en donde 100% del soluto se convierte en iones H+ y CL- tal como lo indica la ecuación.
El porcentaje de ionización se puede obtener:
Porcentaje de ionización= Cantidad de soluto ionizada x 100
Soluto total presente
Un ácido fuerte s aquel que esta 100% ionizado o muy cerca de este valor; un ácido débil es uno que tiene un porcentaje bajo de ionización.

DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES DÉBILES

Ácidos:
Un ácido típico, HA, al disolverse en el agua, transfiere un protón de la molécula del ácido a la molécula del agua, dando una solución ácida:
HA + H2O H3O+ + A
La donación de un protón de la molécula de ácido a la molécula de agua produce un ion negativo A- que se llama anión.
Los términos ”ionización” y “disociación” generalmente generalmente se usan indistintamente, pero hablando en términos más precisos, la ionización es un caso especial de disociación.
El valor de Ka nos permite entender con más precisión los términos ácidos “fuertes y débiles”. Un ácido fuerte es uno que esta bastante disociado en solución y tendrá en consecuencia una constante de ionización Ka , relativamente grande. Un ácido débil tiene una tendencia menor a disociarse y por tanto tendrá un valor de Ka más pequeño.
El grado de disociación se define como:
Grado ó porcentaje de ionización= Número de moles que se disocian x 100
Número total de moles

Bases:
Al definir una base como una substancia que es capaz de aceptar un protón, la concentración del ion H+ decrecerá en solución y aumentará con la concentración del ion hidróxido, OH-; Debido a que estos hidróxidos están completamente ionizados, se les denominan “bases fuertes” y constituyen un ejemplo de electrolitos fuertes.
Existe una segunda clase de bases, bases débiles, formadas por moléculas neutras que al reaccionar con el agua dan iones OH- para dar una solución ligeramente básica.

DEFINICIONES MODERNAS DE ÁCIDOS Y BASES

La mayoría de las reacciones inorgánicas se pueden clasificar como reacciones ácido-base, reacciones de oxidación-reducción ó una combinación de las dos. Por esta razón los conceptos de acidez y basicidad son muy útiles en el estudio de las reacciones químicas. Existen tres definiciones de ácidos y bases:

v Definición de Arrhenius: un ácido se define como una sustancia que en el agua produce iones H3O+ (abreviado como H+) mientras que una base es una sustancia que en solución acuosa produce iones OH-. Muchos ácidos contienen hidrógeno; otras sustancias reaccionan con el agua para producir ácidos los cuales se denominan anhídridos de ácido. Las bases generalmente contienen OH-; Algunas reacciones con el agua para producir OH-En términos de la teoría de Arrhenius, se pueden, definir una reacción ácido-base como aquella que ocurre específicamente entre H+ y OH- para formar agua, coincidiendo con la formación de una sal.

v Definición de Bronsted-Lowry: una reacción ácido base implica una transferencia de protones; el ácido es una especie (ion ó molécula) que dona un protón y la base es una especie (ion ó molécula) que acepta el protón.

v Definición de Lewis: considera un ácido como una especie que puede aceptar un par de electrones; una base es una sustancia que puede donar o ceder un par de electrones. El ácido se llama electrófilo y la base nucleófilo. Según Lewis toda reacción que conduzca la formación de un enlace covalente coordinado es una reacción ácido-base.

DISOCIACIÓN DE ÁCIDO O POLITRÓTICOS

Ácidos politróticos: Son compuestos que tienen dos o más hidrógenos ácidos y se disocian en una forma escalonada.
H2CO3 H+ + HCO3- K1=[H+] x [HCO3]
[H2CO3]

HCO3 H+ + CO3 K2=[H+] x [CO3]
[HCO3-]

SOLUCIONES TAMPÓN

Un buffer o tampón es una mezcla de un ácido débil y una base débil la cual se puede obtener mezclando un ácido débil con una de sus sales “tampón ácido”, puesto que el anión del ácido es una base débil. También se puede preparar la solución tampón mezclando una base débil o una de sus sales “tampón básico”.
Una solución tampón es una que contiene una concentración apreciable de un ácido débil y una base débil. Con frecuencia el ácido y la base constituyen un par conjugado.

TITULACIONES ÁCIDO-BASE Y CURVAS DE TITULACIÓN
La titulación ácido base es una de las técnicas más importantes d la química analítica. El procedimiento general consiste en determinar la cantidad de un ácido por la adición de una cantidad medida y equivalente de una base o viceversa.
Existen principalmente tres tipos de reacciones en las titulaciones ácido base:
 Ácido fuerte más base fuerte
 Ácido débil más base fuerte
 Ácido fuerte más base débil

PROBLEMAS DE APLICACIÓN
(PH-POH)
1. ¿Cuál es la [OH-] de una solución cuya [H+] es 1x10-6gion/l?
[OH-]=
[H+]=1x10-6

[H+] x [OH-]= 1x10-14
[OH-]= 1x10-14 = 1x10-8
1x10-6

2. ¿Cuál es el PH de una solución cuya [H+]= 1x10-3gion/l?
PH=
[H+]=1x10-3gion/l

PH= log 1
[H+]
=log 1
1x10-3gion/l
=log 10-3 = log 103 – log 1
1
PH= 3

3. Determinar la [H+] de una solución cuyo PH es de 5, 1.
[H+]=
PH= 5, 1

[H+]= 10-PH
[H+]= 10-5, 1 10-6 = 10-9
[H+]= 8x10-6


4. ¿Cuál es la [H+] de una solución cuya [OH-] es 1x10-9gion/l?
[H+]=
[OH-] = 1x10-9gion/l

[H+] x [OH-]= 1x10-14
[H+]= 1x10-14 = 1x10-5
1x10-9gion/l

5. Determinar el PH y la [OH-] de una solución cuya H+ es 0, 0000004gion/l.
PH=
[OH-]=
[H+]= 4X 10-7

[H+] x [OH-]= 1x10-14 PH= log 1
[OH-]=1x10-14 [H+]
4X 10-7 = log 1
[OH-]= 2, 5x10-8 4X 10-7
= Log 107 = log 7 – log 4
4
PH= 6, 4

6. Determinar la H+ y la [OH-] de una solución cuyo PH es 9, 5.
H+=
[OH-]= [H+] x [OH-]= 1x10-14 PH= 9, 5 [OH-]=1x10-14
3, 16x10-10
[H+]=10-PH
[H+]=10-9,5 10-10 = 10-0, 5 [OH-]=3, 16x10-5
[H+]= 3, 16x10-10


7. ¿Cuál es PH y el POH de una solución que tiene una H+= 1x10-6 gion/l?
PH=
POH=
H+= 1x10-6 gion/l

PH= log 1 PH + POH = 14
H+ POH = 14 - 6
= log 1 POH = 8
1x10-6 gion/l
= log 106 = log 106 - log 1
1
PH= 6

8. Calcule la H+ de una solución cuyo PH= 6, 05.
H+=
PH= 6, 05
H+= 10-6, 05 10-7 = 109.5
H+= 9x10-7

9. Calcular la H+ y la OH- de una solución de PH= 6, 4.
H+=
OH-=
PH= 6, 4 [H+] x [OH-]= 1x10-14
[OH-]=1x10-14
4X10-7
H+=10-PH
=10-6, 4 10-7 = 100, 6 [OH-]=2, 5x10-8
H+= 4X10-7


10. ¿Cuál es el PH y el POH de una sol. Cuya [OH-] es 2x10-12 gion/l?
PH=
POH=
[OH-]= 2x10-12

POH= log 1 PH + POH = 14
[OH-] POH = 14 – 11, 7
= log 1 = 2, 3
2x10-12
= log 1012 = log 1012 – log 2
2
POH= 11, 7

11. Determinar el PH y la [OH-] de una solución cuya H+= 0, 00002gion/l.
PH=
[OH-]=
H+= 0, 00002gion/l

PH= log 1 [H+] [OH-] = 1X10-14
H+
= log 1 [OH-] = 1X10-14
2x10-5 2x10-5
= log 105 = log 105 – log 2 [OH-] = 5X10-10
2
PH= 4, 7


12. Calcular la H+ y la [OH-] de una solución cuyo PH = 6, 5.
H+=
[OH-]=
PH = 6, 5

H+= 10-PH [H+] [OH-] = 1X10-14
H+=10-6,5 10-7 = 100, 5 [OH-] = 1X10-14
3, 16x10-7
H+= 3, 16x10-7 [OH-] = 3, 16x10-8


13. ¿Cuál es el PH de una solución cuya H+= 2, 6x10-5gion/l?
PH=
H+= 2, 6x10-5gion/l

PH= log 1
H+
= Log 1
2, 6x10-5gion/l
= log 105 = Log 105 – Log 2, 6
2, 6
PH= 4, 5

14. ¿Cuál es la [H+] de una solución cuyo PH es 4, 5?
[H+]=
PH= 4, 5

[H+]= 10-pH
= 10-4, 5 10-5 = 100, 5
[H+] = 3, 16x10-5

15. ¿Cuál es la [H+] de una solución cuya [OH-] es 0, 0286gion/l?
[H+]=
[OH-] = 0, 0286gion/l

[H+] [OH-] = 1x10-14
[H+] = 1x10-14
2, 86x10-2
[H+] = 3, 49 x 10-3

16. Determinar el PH y el POH de una solución cuya [H+] = 3, 8x 10-9.
PH=
POH=
[H+] = 3, 8x 10-9.

PH= Log 1 PH + POH = 14
[H+] POH = 14 – 8, 4
= Log 1 POH = 5, 6
3, 8x 10-9.
= Log 109 = Log 109 – Log 3, 8
3, 8
PH=8,4

17. ¿Cuál es el PH y la [OH-] de una solución cuya [H+]= 0, 00005 gion/l?
PH=
[OH-]= [H+] [OH-] = 1x10-14
[H+] = 1x10-14 [H+] = 0, 00005 5 x 107
PH= Log 1 [H+] = 2 x 10-8
[H+]
= Log 1
5 x 10-7
= Log 107 = Log 107 – Log 5 PH= 6, 3
5
18. Calcular la [H+] de una solución cuyo PH= 4, 5 y de otra cuyo [OH-] =0,0354 gion/l?
[H+]=
PH= 4, 5
[OH-] =0, 0354 gion/l

[H+]= 10-pH [H+] [OH-] = 1x10-14
= 10-4, 5 10-5 = 100, 5 [H+] = 1x10-14
[H+]= 5 x 10-8 3, 54 x 10-4
[H+] = 2, 8 x 10-11

19. Calcular la [H+] y la [OH-] de una solución cuyo PH= 12, 6.
[H+]=
[OH-]=
PH= 12, 6
[H+] [OH-] = 1x10-14
[OH-] = 1x10-14
[H+]= 10-pH 2, 5 x 10-13
= 10-12, 6 10-13 = 100, 4
[H+]= 2, 5 x 10 -13

20. ¿Cuál es el PH y POH de una solución cuya [H+]= 3, 5 x 10-5 gion/l?
PH=
POH=
[H+]= 3, 5 x 10-5

PH= Log 1 PH + POH = 14
[H+] POH = 14 – 4, 4
= Log 1 POH = 9, 5
3, 5 x 10-5
= Log 105 = Log 105 – Log 3, 5
3, 5
PH= 4, 4

21. ¿Cuál es la [H+] y la [OH-] de una solución cuyo PH = 7, 3?
[H+]=
[OH-]=
PH = 7, 3

[H+]= 10-pH [H+] [OH-] = 1x10-14
= 10-7, 3 10-8 = 100, 7 [OH-] = 1x10-14
[H+]= 5 x 10-8 5 x 10-8
[OH-] = 2 x 10 -7

22. ¿Cuál es el PH y la [OH-] de una solución cuya [H+]= 0, 00000056 gion/l?
PH=
[OH-]=
[H+]= 0, 00000056 gion/l

PH= Log 1 [H+] [OH-] = 1x10-14
[H+] [OH-] = 1x10-14
= Log 1 5, 6 x 10-7
5, 6 x 10-7
= Log 107 = Log 10 7 – Log 5, 6 [OH-] = 1, 7 x 10-7
5, 6
PH= 6, 2

23. ¿Cuál es el POH de una solución [H+] es 0, 0000025 gion/l?
POH=
[H+]= 2, 5 x 10-6

[H+] [OH-] = 1x10-14 POH = Log 1
[OH-] = 1x10-14 [OH-]
2, 5 x 10-6 = Log 1
[OH-] = 4 x 10 -8 4 x 10 -8
= Log 108 = log 108 – Log 4
4
POH = 7, 4

24. Calcular la [OH-] de una solución cuyo PH= 7, 8
[OH-]=
PH= 7, 8

[H+]= 10-pH [H+] [OH-] = 1x10-14
= 10-7,8 10-8 = 100, 2 [OH-] = 1x10-14
[H+]= 1, 5 x 10-8 1, 5 x 10-8
[OH-] = 6, 6 x 10-6

25. ¿Cuál es la [H+] y la [OH-] de una solución cuyo PH= 10, 4?
[H+]=
[OH-]=
PH= 10, 4 [H+] [OH-] = 1x10-14
[OH-] = 1x10-14
3, 98 x 10-11
[H+]= 10-pH [OH-] = 2, 5 x 10 -3
= 10-10, 4 10-11 = 10-0,
[H+]= 3, 98 x 10-11

26. ¿Cual será el PH de una solución de 0,02M que esta ionizada al 5%?
PH=
M= 0, 02
F. I. = 5% 5 x 10-2

C. Molar x F. Ionizada = C. Iónica
2 x 10-2 x 5 x 10-2 = [H+]
1 x 10-7 =[H+]

PH= Log 1
[H+]
= Log 1
1 x 10-7
= Log 107 = Log 107 – Log 1
1

PH=7

27. ¿Cuál es el porcentaje de ionización de una solución ácida cuya molaridad es de 0, 0005 y su PH = 5?
F. I. =
M = 5 X 10 -4
PH = 5
C. Molar x F. Ionizada = C. Iónica
[H+]= 10-Ph 5 X 10 -4 x ? =1 x 10-5
[H+]=10- 5 F.I.= 1 x 10-5
5 X 10 -4
= 2 x 10-2
F.I=2%

28. Una solución ácida tiene una molaridad de 0, 004 y su PH es 3. ¿Cuál es el porcentaje de ionización de este ácido?
M= 4 x 10-3
PH = 3
F. I. =

C. Molar x F. Ionizada = C. Iónica
[H+]= 10-Ph 4 x 10-3 x ? =1 x 10-3
[H+]=10-3 F.I =1 x 10-3
4 x 10-3
=2, 5 x 10-2
F.I =25 %

LABORATORIO QUIMICA MEDICION DEL PH UTILIZANDO REPOLLO MORADO

Laboratorio de química PH

Medición del pH utilizando repollo.

Reconozco que el titulo de este experimento es un poco atrevido, pero me veo obligado a hacer un poco de marketing para que lean mis trabajillos.
La realidad es que se trata de un sencillo experimento que se puede hacer en la cocina de cualquier casa y en menos de una hora, para obtener una sustancia cuyo color varía desde el rojo al verde pasando por el morado en función del pH. La sustancia en cuestión se encuentra en las hojas de la lombarda o repollo rojo. Este repollo se puede encontrar en las verdulerías pero el sitio mejor para comprarlo es en las floristerías. Un repollo rojo en maceta de plástico se puede comprar por menos de 2 euros.
El repollo normal tiene un color verde claro, sin embargo el rojo tiene un color un precioso color púrpura por que se vuelve verde en algunas hojas viejas. Alimentariamente es exactamente igual que el normal pero se emplea tanto como planta ornamental que como alimento.
Operación.
Tomar tres o cuatro hojas de la periferia de un repollo rojo. Picarlas groseramente con un cuchillo y ponerlas en un recipiente con una cantidad de agua equivalente aproximadamente a su peso. Picarlas mas finamente con el turmix. Poner la mezcla en una vasija metálica y calentar al fuego hasta que comience a hervir. Dejar que siga hirviendo durante 10 minutos. Retirar del fuego y dejar enfriar.
Separar el liquido obtenido de la parte sólida, se puede emplear un colador, filtrarlo con un filtro de papel de café o equivalente. El liquido deberá tener un intenso color púrpura.
Si observamos el resto de las hojas de repollo observaremos que han perdido el color púrpura y ahora tienen un color verde. Esto se debe a que el pigmento que da el color morado es soluble en agua, poro sin embargo la clorofila que es de color verde permanece en la hoja porque no es soluble en agua.
Las hojas, después de haber extraído el pigmento.

Comprobación del cambio de color.
Colocar en tres tubos de ensayo un poco de agua y añadir un poco del liquido obtenido. A uno de ellos añadir unas gotas de limón, a otro un poco de bicarbonato dejar el tercero como patrón. El limón hará que el liquido se vuelva mas rojo y el bicarbonato hará que se vaya al azul verdoso. Si al del limón le añadimos un poco de agua fuerte se hará mas rojo todavía. Con el amoniaco el liquido se hará verde intenso. Los cambios de color en el liquido deberán ser
similares a los de la fotografía.


Más información.
El repollo rojo tiene como nombre científico Brassica oleracea , variedad capitata. Su color se debe a que además de clorofila tiene otros pigmentos sensibles a la acidez como la antocianina y otros flavonoides. Estos pigmentos son solubles en agua, en ácido acético, y en alcohol, pero no en aceite.
El color del pigmento en función de pH es:
Rojo intenso 2
Rojo violáceo 4
Violeta 6
Azul violáceo 7 (neutro)
Azul 7,5
Azul verdoso 9
Verde azulado 10
Verde 12
Es conveniente observar los colores con la luz del Sol, con luz incandescente o halógena ya que la luz de los fluorescentes puede alterar completamente el tono del color.
Conservación.
La sopa obtenida de hervir la lombarda es un cultivo perfecto para microorganismos, por eso si dejamos el liquido unos días a temperatura ambiente comenzara a fermentar y perderemos el colorante. Si queremos conservarlo más tiempo lo conveniente es guardarlo en el refrigerador o en el congelador. También podemos impregnar con este liquido un papel absorbente como un filtro de café, dejarlo secar y cortarlo en tiritas. Cuando queremos saber el pH de una disolución basta con mojar una de estas tiritas y observar el color resultante. Para que estas tiritas tengan el color más intenso posible puede ser necesario concentrar la solución, haciéndola hervir o manteniéndola a baño María durante unos minutos en un recipiente de boca ancha.
Podemos avanzar un poco mas purificando el colorante. Para ello concentrar el líquido hasta que este casi seco evaporando el agua a baño María. Del sólido resultante extraer el colorante con la menor cantidad posible de alcohol de 96 (el que se emplea para curar heridas). En el alcohol se disolverá el colorante pero no se disolverán otras sustancias que se han extraído con el agua. Añadir a esta disolución de colorante en alcohol una cantidad equivalente de agua y conservar en un frasco cerrado. Esta solución es mucho más estable porque se han eliminado nutrientes y porque el alcohol impide la vida de microorganismos. Además se han eliminado sustancias que enturbian la disolución.

domingo, 6 de junio de 2010

TALLER RESPIRACION CELULAR BIOQUIMICA

Universidad Especializada de las Américas
III Semestre
Facilitador: Martín Concepción T MSc. (mconcepción@hotmail.com)
Informe Bioquímica General
Taller de Actividades en Grupo


I. Repaso de Sección

Compara la producción de ATP en la glicólisis con la respiración aerobia

Glicólisis: se lleva a cabo en el citoplasma y no requiere de oxigeno, son simples y ceden energía rápidamente. Se consigue la producción de 2 moléculas de ATP.
Respiración aerobia: ocurre en la mitocondria, utiliza oxígeno y produce más ATP que los procesos anaerobios. Es la descomposición del ácido pirúvico en Co2 y agua. Se consigue la producción de 38 ATP.

En qué difieren la fermentación alcohólica de la láctica
R: Fermentación: descomposición anaerobia de un compuesto orgánico por un sistema enzimático, que facilita utilización de energía por parte de la célula para otro proceso.

Fermentación Alcohólica: La levadura y otros organismos simples son capaces de vivir sin oxigeno y a la vez capaces de convertir el ácido pirúvico formado en la glucólisis como en alcohol etílico. También se produce NAD y el proceso continua. Se consigue el producto de dióxido de carbono y alcohol y la producción de 2 ATP. Se representa d la siguiente manera:

C6 H12 O6 (glucosa) ---à 2 C2 H5 0H (alcohol etílico) + 2 CO2 (Dióxido de Carbono) + 2 ATP (energía)

Fermentación láctica: a partir de la glucosa, se convierte en acido pirúvico y se consigue el producto de acido láctico y 2 ATP : la reacción de su proceso se representa así:

C6 H12 O6 (glucosa) --à 2 C3 H6 03 (ácido láctico) + 2 ATP (energía)

Cómo se produce la mayoría del ATP de la respiración aerobia?
R: La mayoría del ATP de la respiración aerobia se produce utilizando el rompimiento de molécula de glucosa, en presencia o no de oxígeno.

II. Entiende los Conceptos

¿Cuál de las siguientes sustancias No hace parte del ciclo de Calvin?
ATP
Agua
Dióxido de Carbono
NADPH + H+


¿Cuál son los productos de la fotosíntesis?
glucosa y oxígeno
Dióxido de Carbono y agua
Glucosa y dióxido de carbono
Agua y oxígeno

Las plantas deben tener un suministro constante de ____ porque se trata de materia prima para la fotosíntesis.
oxígeno
azúcar
agua
ATP

Los procesos ____ requieren oxígeno, mientras que los procesos _____ no.
anaerobios, aerobios
aerobios, anaerobios
fotolíticas, aerobios
aerobios, respiratorios

Durante todas las conversiones de energía parte de la energía se convierte en _________.
dióxido de carbono
agua
calor
luz solar

En la glicólisis se producen cuatro ATP, pero la producción neta es de ___ ATP
un
dos
tres
cuatro

¿Cuál es el aceptor final de electrones?
agua
hidrógeno
oxígeno
dióxido de carbono

¿Cuál es la molécula que la célula utiliza directamente cuando necesita energía?
azúcar
agua
almidón
ATP

¿Cuál de las siguientes no es una reacción que utiliza energía?
glicólisis
reacción lumínica
reacciones de Calvin
contracción muscular

¿Qué compuestos funcionan como transportadores en muchas reacciones biológicas?
ácidos lácticos
alcoholes
ácidos cítricos
coenzimas

¿Cuándo la levadura fermenta los azúcares en una mezcla para hacer pan ¿Qué producto hace que la masa suba?
dióxido de carbono
agua
alcohol etílico
oxígeno

El (La) _____ es el proceso por medio la cual los organismo autótrofos atrapan la energía solar para construir carbohidratos
fotosisntesis
glicólisis
ciclo de krebs
respiración anaerobia

Cuál es la función de la clorofila en las reacciones lumínicas
captura energía de la luz
unir el CO2 al H2o
Separar para producir O2
Actuar como fuente de Co2

¿Qué organelo celular esta principalmente relacionados con la fotosíntesis?
núcleo
ribosomas
cloroplasto
Mitocondria

La fotólisis en la fotosíntesis es la ruptura de ____________
dióxido de carbono
azúcar
luz solar
agua

Algunas bacterias son capaces de captura energía de una fuente diferente al sol. Estas bacterias se llaman:
fotosintéticas
quimiosintéticas
glicólisis
fotolíticas

¿En qué lugar de la célula ocurre la glicólisis?
dentro del retículo endoplasmático
dentro de la mitocondria
En el citoplasma
Fuera de la célula

Durante la fermentación, el _________ cambia a ácido láctico o alcohol etílico y dióxido de carbono.
ácido pirúvico
ácido cítrico
oxígeno
agua

Las plantas y los animales se parecen en que ambos utilizan _____ para liberar energía química de los enlaces carbohidratos.
dióxido de carbono
oxígeno
metano
ADP

¿Cuál de los siguientes literales No requiere ATP?
Bioluminiscencia
Transmisión de los impulsos nerviosos
Movimientos de los flagelos
Difusión


III. Aplique los conceptos

¿Por qué las células musculares de los humanos contiene más mitocondrias que las células de la piel?
R: Dentro de las células musculares humanas se contienen más numero de mitocondrias que en las células de la piel, ya que son los centros dotados para producción de la energía necesaria para llevar a cabo de manera eficiente el fenómeno bioquímico donde se transforma la energía química en energía mecánica, con ello la consecución de contracción y relajación muscular, proceso fisiológicos en la cual se requiere de altos niveles de energía para su óptima actividad física.
¿Por qué la respiración aerobia y la fotosíntesis son procesos opuestos?
R: La fotosíntesis es el proceso mediante el cual los organismos productores de su propio alimento, se basan en el que el dióxido de carbono y el agua se unen para formar glucosa, por medio de la energía solar.

6 CO2 + 6 H2O + Energía luminosa (clorofila + enzimas) à C6 H12 O6 + 6 O2

En contraste, la respiración celular: es el proceso mediante el cual organismos aerobios, a partir del uso de oxigeno y la degradación de la molécula de glucosa y se libera la energía almacenada en sus uniones químicas. Se obtiene energía, para mantener las actividades vitales de la célula y con ello se conserva la vida.

C6 H12 O6 + 6 O2 (Enzimas) à 6 CO2 + 6 H2O + Energía
(glucosa) (oxígeno) (Dióxido de Carbono) + (agua)

¿Una persona te dice que las plantas “ se alimenta de energía solar en vez de comida.” ¿Qué le podrías decir a esa persona para ayudarla a entender qué produce la fotosíntesis?
R: Le diríamos que las plantas utilizan la luz solar, como fuente primordial para elaborar su alimento y llevar a cabo todas las actividades necesarias para seguir viviendo y con ello producen el oxigeno que necesitamos para vivir los seres humanos. Sin la luz solar, las plantas serían incapaces de procesar su alimento y morirían, lo mismo sucedería con nosotros, sin el oxigeno que ellas nos proporcionan oxigeno disuelto en el aire, tampoco podríamos vivir, pues requerimos de él para llevar a cabo dentro de nuestro organismo diversas actividades de intercambio gaseoso, donde las células de nuestros órganos requieren de él para funcionar óptimamente y procesar los alimentos que ingerimos. De manera que aunque, somos organismos vivientes diferentes, las plantas y los humanos y otros seres dependemos recíprocamente uno de otro, pero muy imprescindiblemente del medio que nos rodea, propicio con elementos y agentes naturales de vitalidad (agua, suelo, luz, aire y diversidad).

¿Qué ocurre con la luz solar cuando se estrella contra una hoja, pero no es atrapada por la fotosíntesis?
R: En ese caso, consideramos que sino es atrapado por la fotosíntesis es almacenada y luego utilizada cuando sea necesario.

Si estuvieras planeando estudiar los compuestos que posiblemente son de la fuente del oxígeno liberado durante la fotosíntesis ¿Qué compuestos tendrías en cuenta?
R: El dióxido de carbono, la glucosa, la clorofila y el agua.

¿Qué le puede ocurrir a la atmósfera terrestre si la fotosíntesis se detuviera súbitamente?
R: Si la fotosíntesis se detuviera en la atmósfera terrestre, se desencadenaría un desequilibrio dentro de la cadena de dependencia, las planta se morirían muy pocas se adaptarían y los organismos dependientes de ellas, también sufrirían grandes cambios en su metabolismo e incluso su desaparición.

Elabora un mapa conceptual: Relacione los siguientes conceptos y frases. Coloca las palabras adecuadas que hagan falta para unir los conceptos de tu mapa. (ATP, fermentación alcohólica, procesos anaeróbicos, ciclo de ácido cítrico, cadena de transporte de electrones, glicólisis, fermentación de ácido láctico.


TIPOS DE RESPIRACIÓN
1. Procesos Aerobios
2. Procesos Anaerobios


2.1 GLICÓLISIS
2.2 FERMENTACIÓN
ALCOHÓLICA
2.3 CADENA DE TRANSPORTE DE
ELECTRONES

GANANCIA DE ATP
1.4
38 MOLÉCULAS DE ATP
2.4
2 MOLÉCULAS DE ATP
1.1 RESPIRACIÓN
CELULAR
1.2 CICLO DEL
ACIDO CÍTRICO
1.3 CADENA DE TRANSPORTE DE
ELECTRONES
Formula hipótesis: se colocaron ramas de elodea bajo luz blanca y se midió la taza de fotosíntesis contando el número de burbujas de oxígeno producidas por cada minuto. Durante 10 minutos como lo muestra la gráfica. Predice lo que puede ocurrir a la taza de fotosíntesis si se coloca un trozo de papel celofán sobre la luz blanca.
R: la elodea como planta subacuática, es una de las plantas más adaptadas a los ambientes acuáticos más hostiles. Por lo tanto, su taza de fotosíntesis disminuiría, progresivamente.

Observa y deduce: para obligar a las células de levadura a fermentarse se las debe colocar en un medio sin oxígeno. ¿Por qué las levaduras llevan a cabo respiración aerobia en vez de fermentación?
R: Aunque la levadura este en un medio sin oxigeno, no se fermentarían, porque hace falta la presencia de bacterias.

Identifica causa y efecto: una planta nativa del desierto de África del sur tiene hojas que crecen prácticamente enterradas, con tan solo una punta de la hoja que sobresalga por encima de la superficie del suelo. Sugiere cómo esta adaptación, ayuda a que estas plantas sobrevivan.
R: Quizás debido a las fuertes condiciones de la atmósfera de África la planta tuvo que adaptarse a nuevos mecanismos de sobre vivencia, quizás tuvo que mejorar su estructura, posee tubérculos y raíces muy profundas que propician su alimentación.

TRASTORNOS DEL EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

TRASTORNOS DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
AUTORES:
MARIA JOSE RUIZ MARQUEZ
CARMEN ORTIZ GARCIA
JUAN JOSE SANCHEZ LUQUE
ANA PEÑA AGÜERA
LABORATORIO DEL HOSPITAL CLÍNICO UNIVERSITARIO “VIRGEN DE LA VICTORIA” DE MALAGA.
Campus Universitario Teatinos, s/n.
29010 MÁLAGA
Tlfno. 952649477
e-mail: sanchezluque@yahoo.es
2
INDICE:
I. Introducción.
II. Conceptos básicos.
III. Fisiología.
1. Amortiguadores fisiológicos.
2. Compensación respiratoria.
3. Compensación renal.
IV. Toma y manipulación de la muestra.
V. Tipo de muestras.
VI .Analizadores de gases sanguíneos. Monitores.
VII. Principales parámetros implicados en el equilibrio ácido-base. Valores de referencia.
VIII. Hallazgos de laboratorio en las alteraciones primarias de los trastornos del equilibrio
ácido-base.
IX. Alteraciones primarias, tipos y tiempos de respuestas compensatorias del organismo..
1. Acidosis metabólica.
A/ Causas más frecuentes.
B/ Manifestaciones clínicas.
C/ Tratamiento.
2. Alcalosis metabólica.
A/ Causas más frecuentes.
B/ Manifestaciones clínicas.
C/ Tratamiento.
3. Acidosis respiratoria.
A/ Causas más frecuentes.
B/ Manifestaciones clínicas.
C/ Tratamiento.
4. Alcalosis respiratoria.
A/ Causas más frecuentes.
B/ Manifestaciones clínicas.
C/ Tratamiento.
5. Alteraciones mixtas.
X .Bibliografía.
XI .Autotest. Respuestas comentadas.
3
I. INTRODUCCION
El mantenimiento del pH del medio interno, dentro de unos límites estrechos, es de vital
importancia para los seres vivos. Diariamente el metabolismo intermedio va a generar una
gran cantidad de ácidos, pese a lo cual, la concentración de hidrogeniones [H+] libres en los
distintos compartimentos corporales va a permanecer fija dentro de unos límites estrechos.
Ello es debido a la acción de los amortiguadores fisiológicos que van a actuar de forma
inmediata impidiendo grandes cambios en la concentración de hidrogeniones, y a los
mecanismos de regulación pulmonar y renal, que son en última instancia los responsables del
mantenimiento del pH.
II. CONCEPTOS BÁSICOS
Ácido: toda sustancia capaz de ceder hidrogeniones.
Base: toda sustancia capaz de aceptar hidrogeniones.
Acidemia: aumento de la concentración de hidrogeniones.
Alcalemia: disminución de la concentración de hidrogeniones.
Acidosis y alcalosis: hacen referencia a los procesos fisiopatológicos responsables de dichos
procesos.
Los términos metabólicos o respiratorios se refieren según se modifiquen respectivamente la
[HCO3
-] o la PCO2 .
Anión gap: para mantener la electroneutralidad las cargas positivas (cationes) deben igualar a
las cargas negativas (aniones); si no ocurre así, aparece un anión gap cuyo valor normal es de
8 a 16 mEq/l y que se calcula con la siguiente ecuación:
Na - (Cl- + HCO3
- )
III. FISIOLOGÍA
En condiciones normales la concentración de hidrogeniones del líquido extracelular es baja
(de unos 40 nEq/l). A pesar de ello, pequeñas fluctuaciones de la misma va a tener
repercusiones importantes sobre procesos vitales. Por ello, existen unos límites relativamente
4
estrechos entre los cuales la concentración de hidrogeniones es compatible con la vida.
Dichos valores oscilan entre 16 y 160 nEq/l, lo que equivale a un valor de pH de 7.80 a 6.80.
El principal producto ácido del metabolismo celular es el dióxido de carbono (CO2) que viene
a representar un 98% de la carga ácida total. Aunque no se trate de un ácido, pues el CO2 no
contiene H+, se trata de un ácido potencial ya que su hidratación mediante una reacción
reversible catalizada por la anhidrasa carbónica (A.C.) va a generar ácido carbónico (H2CO3):
CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3
-
Al ser un gas, el CO2 va a ser eliminado practicamente en su totalidad por los pulmones sin
que se produzca una retención neta de ácido, por lo que se denomina ácido volátil.
Por otra parte, el metabolismo va a generar una serie de ácidos no volátiles, también
denominados ácidos fijos que representan de un 1-2% de la carga ácida y cuya principal
fuente es el catabolismo oxidativo de los aminoácidos sulfurados de las proteínas. Estos
ácidos fijos no pueden ser eliminados por el pulmón siendo el riñón el principal órgano
responsable en la eliminación de los mismos.
1. AMORTIGUADORES FISIOLOGICOS
También denominados sistemas tampón o “ buffer”. Representan la primera línea de defensa
ante los cambios desfavorables de pH gracias a la capacidad que tienen para captar o liberar
protones de modo inmediato en respuesta a las variaciones de pH que se produzcan. 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:
[H+][A-]
K= -----------------
[AH]
5
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. Por tanto, cada sistema buffer tendrá un valor de pK
característico.
Puesto que lo que se pretende es mantener un pH alrededor de 7, serán buenos amortiguadores
aquellos sistemas cuyo pK esté próximo a dicho valor. En este sentido, existen dos sistemas
fundamentales que cumplen esta condición: los grupos imidazol de los residuos histidina de
las proteínas, y el fosfato inorgánico. Sin embargo, como veremos a continuación el sistema
más importante implicado en la homeostasis del pH es el amortiguador ácido
carbónico/bicarbonato a pesar de tener un pK de 6.1.
A/ Amortiguador proteína.
Las proteínas intracelulares con sus grupos ionizables con diferentes valores de pK
contribuyen de forma importante en el mantenimiento del pH, mediante el intercambio de H+
con iones unidos a proteínas (Na+ y K+) que se desplazan al medio extracelular para mantener
la neutralidad eléctrica:
PrH+ Pr-- + H+
Especial mención merece el sistema amortiguador hemoglobina, proteína más abundante de
la sangre:
HbH+ Hb- + H+
Las propiedades amortiguadoras de la hemoglobina desempeñan un papel fundamental en el
transporte sanguíneo del CO2 tisular hasta su eliminación pulmonar. En el interior del
hematíe, por acción de la A.C., el CO2 se va a convertir en ácido carbónico que se disocia
dando un H+ que rápidamente será tamponado por la hemoglobina, y bicarbonato que saldrá
fuera del hematíe en intercambio con iones cloro.
6
B/ Amortiguador fosfato
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 pK (6.8). Interviene, junto a las
proteínas celulares de manera importante en la amortiguación de los ácidos fijos:
PO4H2
- PO4H- + H+
C/ Amortiguación ósea
El hueso interviene en la amortiguación de la carga ácida captando los H+ en exceso, o
liberando carbonato a la sangre por disolución del hueso mineral. El papel más importante del
hueso en la amortiguación ocurre en situaciones de acidosis crónica tales como en caso de
insuficiencia renal crónica en la que la parathormona juega un papel fundamental. Este
sistema de amortiguación también va a intervenir en presencia de una carga básica a través del
depósito de carbonato en el hueso.
D/ Amortiguador carbónico/bicarbonato
El sistema carbónico/bicarbonato no es un amortiguador muy potente desde el punto de vista
estrictamente químico, ya que el pK del ácido carbónico de 6.1 está alejado del pH 7.4 que se
quiere amortiguar. A pesar de ello, se trata del sistema de mayor importancia en la
homeostasis del pH porque:
-Se trata de un sistema que 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 por un sistema de intercambio de gases a nivel pulmonar, y el
bicarbonato mediante un sistema de intercambio de solutos a nivel renal. Esto hace que la
suma de las concentraciones del ácido y de la base no sea constante, lo cual aumenta
muchísimo su capacidad amortiguadora.
Las reacciones de interés implicadas en este sistema son las siguientes:
CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3
-
7
La relación existente entre el ácido y la base nos viene dada por la ecuación de Henderson-
Hasselbalch:
pH = pK + Log [HCO3
-] / [H2CO3]
Si consideramos el pH sanguíneo normal 7.4, y el pK del 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
[HCO3
-] / [H2CO3] = 20
Cualquier cambio de pH se va a traducir como una alteración de la relación
carbónico/bicarbonato, puesto que el pH prácticamente solo va a depender de dicha relación
y no de los valores absolutos de las concentraciones de ambos. Por tanto, si la relación
carbónico/bicarbonato se eleva por encima de 20/1 estaremos ante una situación de alcalosis y
si la relación es inferior a dicho valor se tratará de una acidosis.
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. En la clínica el
sistema que se mide para la valoración del estado ácido-base es el sistema
carbónico/bicarbonato.
Ninguno de los sistemas de amortiguación de pH que acabamos de ver es capaz de eliminar
del organismo los hidrogeniones en exceso, ya que van a intervenir de forma inmediata
minimizando pero no impidiendo cambios en el pH, lo cual va a inducir posteriores respuestas
compensatorias pulmonar y renal.
8
2. COMPENSACIÓN RESPIRATORIA
La respiración regula indirectamente la concentración de ácido del organismo manteniendo la
presión parcial de dióxido de carbono (PCO2) en sangre arterial. Como ya vimos, la
concentración de ácido carbónico es proporcional a la PCO2 sanguínea, que a su vez va a
depender de la presión parcial de dicho gas a nivel del alveolo pulmonar. 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 corpúsculos carotideos y aórticos y del centro respiratorio bulbar.
Dichos receptores son sensibles a los cambios de la concentración de H+ del líquido
extracelular, de manera que ante un descenso de pH, el aumento en la concentración de
hidrogeniones 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 hidrogeniones inhibe los
quimiorreceptores provocando un descenso rápido de la ventilación, una reducción de la
eliminación de CO2, y por tanto una elevación de la PCO2 arterial.
3. COMPENSACIÓN RENAL
El riñón es el principal órgano implicado en la regulación del equilibrio ácido-base por dos
motivos fundamentales:
-Es la principal vía de eliminación de la carga ácida metabólica normal y de los metabolitos
ácidos patológicos.
-Es el órgano responsable de mantener la concentración plasmática de bicarbonato en un valor
constante, gracias a su capacidad para reabsorber y generar bicarbonato de modo variable en
función del pH de las células tubulares renales.
Por tanto, en una situación de acidosis se producirá un aumento en la excreción de ácidos y se
reabsorberá más bicarbonato, mientras que en una situación de alcalosis ocurrirá lo contrario,
es decir, se retendrá más ácido y se eliminará más bicarbonato. Por este motivo, el pH
urinario va a experimentar cambios, pudiendo oscilar entre 4.5 y 8.2.
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A/ Reabsorción de bicarbonato
El bicarbonato es filtrado continuamente hacia la luz del túbulo renal (generalmente asociado
a iones Na+) 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.
La reabsorción de bicarbonato se desencadena por la secreción de H+ a la luz del TCP en
intercambio con iones Na+ por acción de un antiportador Na+- H+ lo que permite mantener la
neutralidad eléctrica.
Los H+ secretados a la luz tubular reaccionan con el bicarbonato filtrado formando ácido
carbónico que se disocia en CO2 y agua por acción de la anhidrasa carbónica. El CO2
producido puede difundir de nuevo al interior de la célula tubular donde reacciona con agua
transformándose en ácido carbónico , el cuál se va a disociar en bicarbonato que se
reabsorberá hacia el capilar peritubular, y un hidrogenión que es secretado y amortiguado por
el bicarbonato filtrado como ya hemos visto. De este modo los hidrogeniones se eliminan
formando parte de una molécula de agua, y por tanto sin acidificar la orina.
En este proceso de intercambio Na+- H+ los iones potasio pueden competir con los
hidrogeniones, de manera que en una situación de hiperpotasemia se va a intercambiar más
K+ que H+ por Na+ por lo que al secretarse pocos H+ se reabsorberá poco bicarbonato. En
situaciones de hipopotasemia ocurrirá lo contrario, es decir, aumentará la recuperación de
bicarbonato y la excreción de hidrogeniones.
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Capilar Peritubular Célula Tubular Luz del Túbulo
Na+ NaCO3H
NaCO3H +
CO3H- + H H + + CO3HH2CO3
CO3H2
A.C A.C.
H2O + CO2 CO2 + H2O
CO2
Mecanismos renales implicados en la excreción de hidrogeniones y reabsorción de
bicarbonato.
B/ Producción renal de bicarbonato
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 A.C. El H2CO3 así
generado se disocia en bicarbonato que se reabsorbe hacia la sangre y un hidrogenión que es
11
eliminado. En este caso los hidrogeniones sí van a acidificar la orina, de ahí la gran
importancia de los amortiguadores urinarios.
Aproximadamente un tercio de los H+ secretados van a ser titulados sobre fosfato y el resto
sobre amoniaco, siendo por tanto la cantidad de ácido libre que se elimina por la orina
mínima.
La producción renal de amoniaco representa aproximadamente un 60% en la eliminación de
H+ asociada a ácidos no volátiles. Este se va a producir principalmente por desaminación de la
glutamina en las células del túbulo renal y difunde fácilmente a través de la membrana hacia
la luz del túbulo dónde se combina con H+ formando iones amonio, un ácido muy débil que es
eliminado por la orina.
Capilar Peritubular Célula Tubular Luz del Túbulo
CO2 + H2O
A.C.
H2CO3
CO3H- + H+ H+
+ + +
NaCO3H Na+ Na2PO4H NH3
NaPO4H2 NH4
+
Mecanismos renales de producción de bicarbonato.
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Llamamos acidez titulable de la orina a la que se puede medir, lo cual no indica el total de H+
secretados, ya que los iones amonio por su debilidad prácticamente no contribuyen a la
acidez titulable, y los H+ amortiguados con bicarbonato se van a eliminar formando parte de
una molécula de agua . Por este motivo la acidez titulable corresponde casi en su totalidad a
los hidrogeniones que se encuentran como fosfato
IV. TOMA Y MANIPULACION DE LA MUESTRA
La fase preanalítica es la que más contribuye a la inexactitud en la medición de los gases
sanguíneos. Para minimizar estos errores sería conveniente seguir las siguientes
recomendaciones:
1. Dispositivos para la toma de la muestra:
Los recipientes de referencia son las jeringas de vidrio o plástico. Las determinaciones de
los gases sanguíneos se deben realizar en sangre completa, por lo que para impedir que la
sangre extraída se coagule en la jeringa se utilizan anticoagulantes para inactivar los
mecanismos que ponen en marcha la coagulación. La heparina de litio es el anticoagulante
de elección, pero hay que tener en cuenta que un exceso de heparina afecta a la determinación
del pH, pCO2, pO2 y a la hemoglobina.
2. Preparación de la muestra tras la obtención:
Hay que evitar la formación de burbujas de aire en la jeringa. Las burbujas que se mezclan
con una muestra de sangre dará lugar a una equilibración de gases entre el aire y la sangre,
reduciéndose de forma importante la pCO2 de la muestra, aumentando el pH, por lo que tras
la extracción es conveniente expulsar las burbujas. Seguidamente se cierra con un tapón y se
agita para disolver la heparina, evitando así la formación de coágulos.
3. Almacenamiento y transporte:
Las muestras deberían analizarse lo antes posible, ya que la sangre consume oxígeno y libera
CO2 a una velocidad que depende de la temperatura corporal. Por ello, si se ha de almacenar
una muestra más de 10 minutos, deberá enfriarse entre 0 ºC y 4 ºC no más de 30 minutos para
minimizar los efectos del metabolismo.
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4. Actuación previa a la etapa analítica:
Una vez que la muestra llega al laboratorio, debe colocarse en agua helada e identificarse. A
continuación, se procede a su inspección para descartar la existencia de coágulos o burbujas
de aire, en cuyo caso debe ser rechazada. La muestra debe ser homogénea, para ello es
necesario mezclarla bien.
Las primeras gotas de sangre del cono de la jeringa suelen estar coaguladas, por lo que deben
rechazarse.
V. TIPO DE MUESTRAS
Cuando se accede a un vaso para obtener una muestra donde determinar los gases en sangre,
hay que tener presente que pueden ocurrir tres tipos de complicaciones: obstrucción vascular,
hemorragia con formación de hematomas e infección.
Las muestras sanguíneas pueden obtenerse por los siguientes procedimientos:
1. Punción arterial:
VENTAJAS INCOVENIENTES
• Cuando la técnica se realiza
correctamente tiene menos riesgo de
variaciones.
• Puede realizarse en una situación de
emergencia.
• No necesita catéter.
• Requiere poco volumen de sangre.
• Es molesta para el paciente, produce
hiperventilación que puede modificar
los valores de gases en sangre.
• La localización arterial puede ser
dificultosa.
• Riesgo de complicaciones.
• Riesgo para el usuario por la
posibilidad de clavarse la aguja.
• Requiere un personal entrenado.
A/ Arteria radial:
La arteria radial a nivel de la muñeca es el sitio de elección para obtener la muestra de
sangre debido a:
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- Su localización superficial,
-Fácil de palpar y estabilizar.
-Buena circulación colateral a través del arco palmar superficial de la arteria cubital.
-No se encuentra próxima a grandes venas.
-Relativamente indolora si se evita la punción del periostio circundante.
Es conveniente evaluar la circulación colateral antes de proceder a la punción de la arteria
radial. El método utilizado para ello es la prueba de Allen modificada que evalúa el flujo
colateral de la mano a través de la arteria cubital. Consiste en cerrar el puño con fuerza para
desalojar la mano de sangre, a continuación se aplica una presión en la muñeca para obstruir
la arteria radial y cubital, después se elimina la obstrucción de la arteria cubital mientras la
radial sigue obstruida, el enrojecimiento de la palma, dedos y el pulgar en unos 10 segundos
indica que la arteria cubital es capaz de irrigar toda la mano mientras la radial está obstruida.
Si por el contrario el enrojecimiento se demora de 10 a 15 segundos, el resultado de la prueba
no es concluyente.
Técnica de punción de la arteria radial:
Tras examinar la piel y practicar una prueba de Allen modificada, se mantendrá la muñeca en
hiperextensión y en supinación. Se limpiará la zona con alcohol isopropilo al 70%, conviene
utilizar anestesia local, sin adrenalina, siendo optativo.
Con una mano se palpa la arteria y con la otra se sostiene la jeringa con la aguja de calibre 20
ó 21 que se introduce en un ángulo de 45 grados y de forma lenta, lo que permite la entrada de
sangre en la jeringa de forma pulsátil, debiéndose obtener de 2 a 4 mililitros de sangre. Tras
retirar la aguja presionar la zona hasta detener el sangrado.
B/ Lugares alternativos:
1/ Arteria cubital: No es vaso de elección, es más difícil de estabilizar y se producen
trombosis con mayor facilidad debido a su menor calibre.
2/ Arteria humeral: los catéteres colocados en este lugar deben ser retirados cuando
aparecen signos de isquémia en la mano.
3/ Arteria pedia: Presenta menor riesgo de trombosis que la arteria radial.
4/ Arteria femoral: se canaliza cuando se prevee periodos prolongados en unidades de
cuidados intensivos. El catéter debe ser retirado cuando aparecen signos de isquémia
en el pie.
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2. Canalización arterial.
Se emplea en aquellos pacientes en estado crítico en los que hay que realizar múltiples
determinaciones de gases en sangre.
VENTAJAS INCOVENIENTES
• La extracción sanguínea es fácil.
• No molesta al paciente.
• Elimina el riesgo asociado a pinchazos
múltiples.
• Riesgo de infección.
• Riesgo de coagulación, trombosis y
embolia.
• Riesgo de anemia por excesiva
extracción sanguínea.
• Riesgo de bloqueo del flujo sanguíneo,
provocando necrosis.
• Riesgo de contaminación con aire.
• Riesgo de dilución si no se elimina la
solución salina del catéter.
3. Muestras de sangre capilar.
Es especialmente útil en cuidados intensivos de neonatos y pediatría, debiéndose emplear con
precaución por el riesgo de cometer errores muy graves.
4. Muestras de sangre venosa.
Para el análisis de gases en sangre no se recomienda las muestras de sangre venosa priférica
ya que no proporcionan ninguna información sobre el estado de oxigenación y sólo a groso
modo reflejan el estado ácido-base arterial. La distribución del volumen minuto cardiaco total
a los diversos sistemas orgánicos depende de la resistencia arteriolar local y del tono
vasomotor de los lechos capilares respectivos. El sistema cardiovascular intenta mantener un
flujo sanguíneo adecuado hacia los sistemas orgánicos ajustando las resistencias periféricas,
es por ello que los diferentes órganos no reciben una irrigación proporcional a sus demandas
metabólicas, lo que se traduce en una variación de los valores de oxígeno según el sistema
orgánico del que proviene la sangre venosa.
16
VI. ANALIZADORES DE GASES SANGUINEOS. MONITORES.
Un analizador es un dispositivo que realiza mediciones en los líquidos, excrementos o tejidos
orgánicos. Los analizadores de gases sanguíneos utilizan técnicas electroquímicas para
determinar los valores de pH, pCO2 y pO2, mediante electrodos con un diseño especial
localizados en el interior de una cámara controlada termostáticamente.
Los analizadores de gases en la actualidad incluyen electrodos selectivos de iones: sodio,
potasio, cloruro y calcio, así como mediciones de hematocrito. Algunos disponen incluso en
la misma unidad de un cooxímetro.
Un monitor es un dispositivo que aplicado al paciente permite registrar fenómenos
fisiológicos sin extraer de forma permanente líquidos, excrementos o tejidos orgánicos.
Aportan una información temporal del estado de los gases sanguíneos reduciendo el tiempo
de decisión terapéutica.
VII. PRINCIPALES PARAMETROS IMPLICADOS EN EL EQUILIBRIO ACIDOBASE.
VALORES DE REFERENCIA.
1. pH: es un parámetro indicador de la acidez o alcalinidad de una muestra de sangre.
Por su relación con la pCO2, el pH se considera que tiene un componente respiratorio,
y por su relación con la concentración de bicarbonato plasmático y el exceso de base
estándar se considera que tiene un componente metabólico, pudiendo así distinguirse
entre desequilibrios respiratorios y metabólicos.
Rango de referencia del pH en el adulto: 7.35-7.45.
2. pCO2: es la presión parcial de dióxido de carbono en la fase gaseosa en equilibrio con
la sangre. El dióxido de carbono difunde rápidamente a través de las membranas
celulares y puede considerarse igual a cero en el aire inspirado normal. Por tanto su
determinación es una medida directa de la idoneidad de la ventilación alveolar en
relación con el índice metabólico. Los valores altos y bajos de pCO2 en sangre arterial
indican hipercapnia e hipocapnia respectivamente.
Rango de referencia de pCO2 en adultos: varones: 35-48 mmHg; mujeres: 32-45 mmHg.
17
3. pO2:es la presión parcial de extracción del oxígeno de la sangre arterial. Este
parámetro refleja los cambios producidos en la pO2 arterial, la concentración de
oxígeno y la afinidad de la hemoglobina por el oxígeno sobre la capacidad de la
sangre arterial para suministrar oxigeno a los tejidos.
Rango de referencia de pO2 en el adulto: 83-108 mmHg.
4. HCO3-real:es la concentración de bicarbonato en el plasma de la muestra. Se calcula
utilizando los valores de pH y pCO2 en la ecuación de Henderson-Hasselbalch.
Encontramos valores elevados en la alcalosis metabólica y como mecanismo de
compensación en la acidosis respiratoria. Los niveles bajos se detectan en la acidosis
metabólica y como mecanismo compensatorio en la alcalosis respiratoria.
Rango de referencia en el adulto de la HCO3-real: 22-26 mmol/L.
5. HCO3-estándar: es la concentración de carbonato de hidrógeno en el plasma de
sangre equilibrada con una mezcla de gases con una pCO2 de 40 mmHg y una pO2
mayor o igual a 100 mmHg. Un bicarbonato estandar bajo indicaría una una acidosis
metabólica y si por el contrario fuera alto, sería indicativo de una alcalosis metabólica.
Rango de referencia en el adulto del HCO3 estándar: 22-26 mmol/L.
6. CTCO2: es la suma de las concentraciones de cada una de las formas en las que se
puede encontrar el dióxido de carbono.
7. Exceso/deficit de base: Es la concentración de base en sangre total valorable con un
ácido o una base fuerte hasta un pH de 7.4 a una pCO2 de 40 y a 37ºC. El valor
numérico del exceso (o déficit) de base representa la cantidad teórica de ácido o base
que habría que administrar para corregir una desviación de pH.
Rango de referencia: +2 / -2 mEq/L
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8. SO2: es la saturación de oxígeno. Hace referencia al porcentaje de la hemoglobina
oxigenada en relación con la cantidad de hemoglobina capaz de transportar oxígeno.
Rango de referencia de SO2 en el adulto: 95-99%.
9. FiO2: es la concentración de oxígeno inspirado fraccional. Representa la
concentración calculable de oxígeno que se administra al paciente. Se utiliza para
adecuar la oxigenoterapia en función de la clínica y del análisis de los gases
sanguíneos.
VIII. HALLAZGOS DE LABORATORIO EN LAS ALTERACIONES PRIMARIAS
DE LOS TRASTORNOS DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
ALTERACION PRIMARIA pH PCO2 BICARBONATO EXCESO DE
BASES
ACIDOSIS METABOLICA
N
ACIDOSIS RESPIRATORIA
N
N
ALCALOSIS METABOLICA
N
ALCALOSIS RESPIRATORIA
N
N
19
IX. ALTERACIONES PRIMARIAS, TIPOS Y TIEMPOS DE RESPUESTAS
COMPENSATORIAS DEL ORGANISMO
ALTERACIONES
PRIMARIAS
RESPUESTAS
COMPENSATORIAS
TIEMPO DE
RESPUESTA
ACIDOSIS
METABOLICA
ALCALOSIS
RESPIRATORIA
12-24 HORAS
ACIDOSIS
RESPIRATORIA
ALCALOSIS METABOLICA
AGUDA:
MINUTOS/CRONICA:
2-4 DIAS
ALCALOSIS
METABOLICA
ACIDOSIS RESPIRATORIA
IRREGULAR
ALCALOSIS
RESPIRATORIA
ACIDOSIS METABOLICA
AGUDA:
MINUTOS/CRONICA:
2-4 DIAS
1. ACIDOSIS METABOLICA:
I. Causas más frecuentes:
A/ Acidosis metabólica con anión gap elevado (normoclorémica):
a) Insuficiencia renal
b) Acidosis láctica
-Schock
-Nutrición parenteral
-Alcohol etílico
-Acetaldehído
-Fenformina
-Leucemias y tumores sólidos
-SIDA
20
c) Cetoacidosis
-Diabética
-Alcohólica
-Ayuno prolongado
d) Drogas y fármacos
-Salicilatos
-Metanol
-Paraldhído
-Etilenglicol
e) Rabdomiolisis masiva
2/ Acidosis metabólica con anión gap normal (hiperclorémica):
a) Pérdidas gastrointestinales de bicarbonato
-Diarreas
-Fístulas pancreáticas biliares e intestinales
-Ureteroenterostomía
-Colestiramina
b) Administración de ácidos
-Cloruro amónico
-Clorhidrato de lisina o arginina
c) Pérdidas renales
-Acetazolamida
-Hiperparatiroidismo primario
-Acidosis tubulares renales
B/ Manifestaciones clínicas:
1/ Hiperventilación compensadora
2/ Hipotensión
3/ Arritmias ventriculares
4/ Deterioro del nivel de conciencia, confusión y cefalea
5/ Las formas crónicas pueden conllevar retraso en el crecimiento en los niños y
desmineralización ósea en el adulto.
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C/ Tratamiento:
Se basa en corregir la causa de la acidosis (ejemplo, tratamiento y control de la diabetes) y
aporte del déficit de bases (aporte de bicarbonato sobre todo si el pH es inferior a 7,2). En
todo caso la corrección debe ser lenta, a lo largo de más de 12 horas, para evitar
complicaciones. Para administración intravenosa, el bicarbonato suele estar disponible en
soluciones 1 M (1 mEq/ml) y 1/6 M (17 mEq/100ml). La cantidad a administrar para lograr
un determinado incremento de la concentración de HCO3
- puede calcularse aplicando la
fórmula:
mEq= 0,4 x peso (kg) x incremento deseado (mEq/l)
Para evitar complicaciones es preferible administrar sólo 1/3 de la cantidad calculada y
continuar después en función de los niveles de pH y HCO3
- . En situaciones de insuficiencia
renal se administrará bicarbonato 1 gramo tres veces al día cuando descienda el HCO3
- de 16
mEq/l.
2. ALCALOSIS METABOLICA
A/ Causas más frecuentes:
1/ Vómitos
2/ Aspiración gástrica
3/ Tratamientos
- Diuréticos
-Ingestión de bicarbonato para combatir el malestar gastrointestinal
-Tratamiento de la úlcera péptica con antiácidos alcalinos
4/ Hipermineralcorticismos
B/ Manifestaciones clínicas:
1/ Tetania secundaria a hipocalcemia
2/ Hiperirritabilidad
3/ Convulsiones
4/ Trastornos mentales
5/ Depresión respiratoria
6/ Cambios ECG semejantes a la hipokaliemia
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C/ Tratamiento:
Administrar NaCl o KCl dependiendo de la severidad de la hipokaliemia; ante casos de
alcalosis severa o persistente puede requerirse cloruro amónico.
3. ACIDOSIS RESPIRATORIA
A/ Causas más frecuentes:
Insuficiente eliminación de CO2 por los pulmones (hipoventilación). Consecuencia de:
1/ Depresión del SNC (fármacos)
2/ Trastornos neuromusculares (miopatía , Síndrome de Guillén-Barré)
3/ Enfermedades pulmonares (OCFA-obstrucción crónica al flujo aéreo-, asma,
cifoescoliosis, neumotórax).
B/ Manifestaciones clínicas:
1/ Dependientes del nivel de PCO2 y de su rapidez de instauración.
2/ Predominan los síntomas neurológicos: asterixis, cefalea, somnolencia, confusión y
coma.
3/ Ingurgitación de los vasos retinianos y papiledema.
4/ La hipercapnia crónica se asocia a hipertensión pulmonar y cor pulmonale.
C/ Tratamiento:
El tratamiento de la forma aguda debe dirigirse a la enfermedad causal, pudiendo ser
necesaria la ventilación mecánica en las formas graves y/o acompañadas de hipoxemia. La
ventilación asistida ante una hipercapnia crónica está indicada sólo si existe un aumento
agudo de la PCO2 , con la precaución de que la oxigenoterapia puede disminuir o anular el
estímulo respiratorio en éstos pacientes.
23
4. ALCALOSIS RESPIRATORIA
A/ Causas más frecuentes:
1/ Histeria y llanto prolongado.Estados de ansiedad
2/ Intoxicación por salicilatos
3/ Insuficiencia hepática
4/ Trastornos del control por parte del SNC del sistema respiratorio
5/ Asma
6/ Fiebre
7/ Ejercicio
8/ Embolismo pulmonar
9/ Uso de respiradores mecánicos
B/ Manifestaciones clínicas:
1/ Síntomas de hipocalcemia
2/ Deterioro del nivel de conciencia
3/ Síncope
4/ Arritmias
C/ Tratamiento:
El tratamiento es causal. Se trata la hiperventilación con fármacos (sedantes) o haciendo respirar al paciente en
una bolsa de papel.
5. ALTERACIONES MIXTAS
Es frecuente observar en un mismo paciente más de una alteración primaria del equilibrio
ácido-base, para cuya identificación es necesario conocer los mecanismos de compensación y
tiempos de respuestas.
A modo de ejemplos señalemos algunas situaciones:
I. Alcalosis respiratoria + alcalosis metabólica: en pacientes muy graves pueden coexistir y
tras vómitos copiosos en embarazadas.
II. Acidosis metabólica + alcalosis respiratoria: en intoxicación por salicilatos, en
insuficiencia hepática.
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III. Acidosis metabólica + alcalosis metabólica: en situaciones de acidosis láctica o
insuficinecia renal o tras vómitos abundantes.
IV. Acidosis mixtas: se reconocen por un bicarbonato descendido junto a un anión gap
aumentado en menor cuantía.
RESUMEN:
Los trastornos del equilibrio ácido-base requieren un abordaje terapeútico basado en el
conocimiento de la etiología responsable de la alteración, requiriéndose unos
conocimientos básicos de la fisiopatología del proceso y de los mecanismos homeostáticos
que desarrolla el organismo.
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X. BIBLIOGRAFÍA:
1. Brenner B. Trastornos del equilibrio ácido-base. En: Kravis TC, Warner CG. Urgencias
Médicas; 2ª ed. Editorial Médica Europea, 1992: vol 1: 267-280.
2. Díaz R, Mon C, García M.P. Trastornos del equilibrio ácido-base. En: Acedo M.S, Barrios
A, Díaz R, Orche S, Sanz R.M. Manual de diagnóstico y terapeútica médica. MSD; 1998:
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3. Cava F, Casas ML, Valor S. Metabolismo ácido-básico. En: Fernández-Cruz A. Manual de
habilidades para la práctica clínica. MSD ; 1999:250-273.
4. Windud D.W. Tratamiento de los trastornos hidroelectrolíticos. En: Manual de terapéutica
médica. Washington University. Ed. Salvat, 1986: 45-63.
5. Botey A. Alteraciones del equilibrio ácido-básico. En: Farreras P, Rozman C. Medicina
Interna. Ed. Mosby/Doyma, 13ª edición, 1995:1851-1861.
6. Riancho JA. Alteraciones del equilibrio ácido-base. En: García-Moncó JC. Manual del
médico de guardia. Ed. Díaz de Santos, 1993:383-388.
7. Arilla C. Alteraciones del equilibrio ácido-base. En:Tintinalli JE, Ruiz E, Krome RL.
Medicina de urgencias. McGraw-Hill Interamericana. 4ª edición. Volumen I, 1997:529-552.
8. Shapiro BA, Peruzzi WT, Templin RK. Manejo clínico de los gases sanguíneos. 5º. Ed.
Panamericana. Madrid. 1996:252-314.
9. Radiometer Copenhagen. Manual de gases en sangre. Dinamarca, 1998.
10. Gilbert R. Espirometría y gases en la sangre. En: Bernard J. Diagnóstico y tratamiento
clínicos por el laboratorio. 8º ed. Tomo I. Salvat. Barcelona, 1988: 119-146.
26
11. Guinovart J, Martínez-Bru C. Estudio de los gases en la sangre y del balance ácido-base.
En: González F. Bioquímica clínica. Semiología y diagnóstico: interpretación de los datos de
laboratorio. Barcanova. Barcelona, 1994: 179-192.
12. Murphy JE, Harry GP, Bernard H. Evaluación de la función renal y del equilibrio
hidroelectrolítico y ácidobásico. En: Henry JB. Diagnóstico y tratamiento clínicos por el
laboratorio. 8ª ed. Tomo I. Salvat. Barcelona, 1994: 147-165.
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XI. CUESTIONARIO
1. Las condiciones necesarias para la realización de la gasometría No incluyen:
a) Debe rechazarse todas las muestras que contengan coágulos.
b) No se debe introducir aire en la jeringa
c) Evitar un exceso de heparina
d) Procesamiento rápido de la muestra
e) Todas son condiciones necesarias
2. La temperatura a la que debe mantenerse una muestra para la determinación de
gases en sangre es de:
a) 37ºC
b) 10-14ºC
c) 0-4ºC
d) 4 - 0ºC
e) 4-7ºC
3. Una de las siguientes no es una ventaja de la punción arterial para la obtención
de una muestra para analizar los gases sanguíneos. Diga cuál:
a) Tiene poco riesgo de variaciones si se realiza correctamente
b) Se realiza en situaciones de emergencia
c) No necesita catéter
d) Requiere poco volumen de sangre
e) La arteria cubital a nivel de la muñeca es el sitio de elección
4. De cuáles de las siguientes vasos se puede obtener una muestra para el análisis de
gases sanguíneos:
a) Arteria radial
b) Arteria cubital
c) Arteria femoral
d) Arteria humeral
e) De todas se puede obtener.
5. La principal fuente de errores en la medición de los gases sanguíneos se produce
durante:
a) La fase preanalítica
b) La fase analítica
c) La fase postanalítica
d) En ninguna de las anteriores
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e) Sólo en las fases analítica y postanalítica
6. Cúal es el valor de normalidad del pH sanguíneo:
a) 7.25-7.30
b) 7.35-7.45
c) 7.40-7.50
d) 7.10-7.20
e) 7.15-7.25
7. Entre las causas de acidosis metabólica se incluyen:
a) Rabdomiolisis masiva
b) Insuficiencia renal
c) Introxicación por salicilatos
d) Ayuno prolongado
e) Todas las anteriores
8. La histeria se incluye como causa de:
a) Acidosis metabólica
b) Alcalosis metabólica
c) Acidosis respiratoria
d) Alcalosis respiratoria
e) Ninguna de las anteriores
9. Entre las causas de acidosis metabólica con anión gap normal se incluye:
a) Colestiramina
b) Acetazolamida
c) Rabdomiolisis masiva
d) A y B son ciertas
e) A y C son ciertas
10. El tratamiento de la úlcera péptica con antiácidos alcalinos suele originar:
a) Alcalosis respiratoria
b) Alcalosis metabólica
c) Acidosis respiratoria
d) Acidosis metabólica
e) Ninguna de las anteriores
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11. El valor normal del anión gap es de mEq/l:
a) 4 a 8
b) 8 a 16
c) 16 a 18
d) 16 a 20
e) 20 a 24
12. El tiempo de respuesta compensatoria del organismo en la acidosis metabólica es
de:
a) 4-6 horas
b) 4-8 horas
c) 12-24 horas
d) 24-36 horas
e) 1-2 horas
13. La respuesta compensatoria de la acidosis respiratoria es:
a) Alcalosis respiratoria
b) Alcalosis metabólica
c) Acidosis respiratoria
d) Acidosis metabólica
e) Ninguna de las anteriores
14. Los sistemas tampón o buffer son la primera línea de defensa ante las
variaciones del pH. Estos sistemas son:
a) Acidos débiles
b) Acidos fuertes
c) Bases débiles
d) Bases fuertes
e) Sales
15. El valor del pK de un ácido es:
a) El valor del pH en el cual el ácido no está disociado
b) El valor del pH en el cual el ácido está disociado al 90%
c) El valor del pH en el cual pH está disociado al 50%
d) El valor del pH en el cual el ácido está disociado al 10%
e) Si el pH está próximo al valor del pK la capacidad amortiguadora del sistema es
mínima.
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RESPUESTAS COMENTADAS:
1. Respuesta correcta: E. La realización de la gasometría debe cumplir todos los
requisitos descritos en las respuestas.
2. Respuesta correcta: C. De 0ºC a 4ºC es la temperatura a la que debe mantenerse una
muestra para minimizar los efectos del metabolismo . De esta forma los cambios en la
pCO2 y pH son insignificantes.
3. Respuesta correcta: E. La arteria cubital no es un vaso de elección ya que es más
difícil de estabilizar y se producen trombosis con mayor facilidad debido a su menor
calibre. La arteria de elección es la radial.
4. Respuesta correcta: E. La arteria de elección es la radial, los demás son sitios
alternativos cuando la arteria radial no es accesible.
5. Respuesta correcta: A. La fase preanalítica es la que contribuye en mayor medida a la
inexactitud en la medición de los gases sanguíneos.
6. Respuesta correcta: B. El pH sanguíneo es un parámetro que indica la acidez o
alcalinidad de una muestra, siendo sus valores de normalidad de 7.35-7.45.
7. Respuesta correcta: E. Todas las causas enumeradas originan una acidosis metabólica.
8. Respuesta correcta: D. La histeria, las crisis de llanto y situaciones de ansiedad puede
ocasionar una alcalosis respiratoria.
9. Respuesta correcta: D. La acetazolamida y la colestiramina son causas de acidosis
metabólica con anión gap normal, mientras que la rabdomiolisis masiva se incluye
entre las causas de acidosis metabólica con anión gap elevado.
10. Respuesta correcta: B. Puede originar una alcalosis metabólica el uso prolongado de
antiácidos alcalinos en el tratamiento del ulcus.
11. Respuesta correcta: B. El valor normal del anión gap se sitúa entre 8-16 mEq/l.
12. Respuesta correcta: C. El tiempo de respuesta compensatoria se sitúa en la acidosis
metabólica en un intervalo entre 12-24 horas.
13. Respuesta correcta: B. La respuesta compensatoria de la acidosis respiratoria es la
alcalosis metabólica.
14. Respuesta correcta: A. Los ácidos fuertes se disocian fácilmente en solución dando un
hidrogenión y su base conjugada. Los ácidos débiles, por el contrario se disocian con
menos facilidad encontrándose en la misma solución de forma protonada (ácido) y la
no protonada (la base conjugada), de modo que el poder amortiguador de la solución
será mayor cuando la proporción de ambos sea parecida.