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Ciclo Introductorio 2013 1 Talleres de Biología Ciclo Introductorio MÓDULO I: AGUA, SOLUCIONES Y PH (talleres 14) Departamento de Bioquímica Facultad de Medicina 2013
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Talleres de Biología-‐ Ciclo Introductorio
MÓDULO I: AGUA, SOLUCIONES Y PH (talleres 1-‐4)
Departamento de Bioquímica
Facultad de Medicina
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Preguntas y Problemas La adquisición de conocimientos es un proceso gradual que, como cualquier otra actividad, necesita ser ejercitada. Las preguntas y problemas que siguen a continuación tienen como objetivo contribuir a la adquisición de los conocimientos y destrezas considerados necesarios para este curso y los próximos.
La mejor forma de aprovechar este material es que el estudiante, una vez que haya comprendido el tema en el libro de texto, intente contestar las preguntas y resolver los problemas antes de las clases de discusión grupal, de manera de poder aprovechar esa instancia docente para consultar las dificultades encontradas. El estudiante debe tener en cuenta que conocer la respuesta de un ejercicio no necesariamente significa saber resolver el mismo. El objetivo de los mismos solo se alcanza cuando se sabe cómo resolverlo. Es importante destacar que este material forma parte del contenido del curso y por lo tanto, la capacidad del estudiante de resolver estos ejercicios u otros similares será evaluada en las pruebas parciales.
Al iniciar el curso el estudiante deberá tener nociones de nomenclatura química, bases teóricas de estructura, enlace químico y reacción química. I. Agua, Soluciones y pH
Objetivos generales:
o Comprender las bases físicas y químicas de los procesos biológicos.
o Comprender los principios básicos que determinan la estructura molecular y la reactividad química de las biomoléculas sencillas.
Objetivos específicos
Al finalizar el tema, el estudiante podrá reconocer y describir los fundamentos teóricos referidos a:
• La estructura y propiedades fisicoquímicas del agua. • Definición de enlace de hidrógeno y ejemplos de cómo se forman. • Estudiar las interacciones del agua con otras moléculas. • Disociación del H2O y producto iónico. Definición de pH. • Definición y escala de pH. • Ácidos fuertes y ácidos débiles. Calculo de pH. Curva de titulación. • Sistemas amortiguadores. • Soluciones. Medidas de concentración: molaridad, normalidad, %. • Propiedades coligativas. • Osmosis y osmolaridad.
Además, debe estar capacitado para:
- Emplear adecuadamente la terminología. - Calcular la composición y concentración de sistemas en solución. - Realizar cálculos para determinación de pH. - Definir un sistema buffer e identificar sus componentes.
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I. Agua 1. La molécula de agua tiene naturaleza dipolar: a) explique este concepto. b) Teniendo en cuenta la naturaleza dipolar de la molécula de agua y apolar de la molécula de aceite explique por qué no son miscibles el agua y el aceite. 2. ¿Qué es un enlace de hidrógeno (o puente de hidrógeno)? Nombre 4 grupos funcionales de la Tabla 1 que puedan formar enlaces de hidrógeno con la molécula de agua. Justifique utilizando la tabla de electronegatividades de los elementos. Para la interacción con cada uno de los grupos funcionales seleccionados indicar cuál es el aceptor y el dador de hidrógenos. 3. ¿Qué tipo de interacción presentan los compuestos que no pueden formar enlaces de hidrógeno con el agua? Nombre 3 ejemplos de de los grupos funcionales que aparecen en la Tabla 1 que no puedan formar puentes de hidrógeno con el agua. Justifique utilizando la tabla de electronegatividades de los elementos. 4. Defina qué es una interacción carga-‐dipolo y cómo se forma. Nombre 3 grupos funcionales de la Tabla 1 que puedan formar interacciones tipo carga-‐dipolo con la molécula de agua. 5. Los enlaces de hidrógeno son importantes en las interacciones entre las biomoléculas. ¿En cuál o cuáles de las siguientes interacciones se forman enlaces de hidrógeno?
− entre dos hidrógenos unidos a átomos de carbono − un átomo de nitrógeno y un hidrógeno unido a un átomo de carbono − un átomo de nitrógeno y un hidrógeno unido a un átomo de oxígeno
6. Las tres moléculas representadas en la figura contienen varios de los grupos
funcionales más importantes en biología. Identifique esos grupos y sus nombres. Analice la capacidad de formar puentes de hidrógeno, interacciones iónicas e hidrofóbicas de cada uno de ellos.
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7. Los enlaces de hidrógeno estabilizan las biomoléculas en estado sólido o líquido haciendo más elevado su punto de ebullición. Teniendo en cuenta esta característica, ordene según sus puntos de ebullición y en sentido creciente, las siguientes sustancias: - agua (H2O) - metanol (CH3-‐OH) - éter metílico (CH3-‐O-‐CH3) - peróxido de hidrógeno (HO-‐OH). Busque los valores de puntos de ebullición de estas moléculas para confirmar su ordenamiento.
¿Cuál es la definición de solución? ¿Cómo define la concentración de una solución?
¿Qué se entiende por molaridad, normalidad y osmolaridad? II. Soluciones-‐ Medidas de concentración 8. ¿Cuántos moles de: KCl hay en 15 g? NaCl hay en 9 g? H2SO4 hay en 3 g? Glucosa hay en 90 g?
9. ¿Qué molaridad tendrá una solución de NaCl de: 9 g por litro de solución? 50 g en 250 ml? 2 g en 400 ml? 10. ¿Qué molaridad tiene una solución de glucosa al 5% (w/v)? 11. Una solución contiene en 250 ml, una mezcla de 3 moles de A y 2 moles de B. Calcular la concentración molar de ambas sustancias. 12. ¿Cuántos gramos de NaOH contienen 1 litro de solución 50 mM? 13. Para realizar una solución de Na2HPO4 100 mM a partir de 5 g del sólido, en que volumen debo realizarla? 14. Calcular la concentración normal de las siguientes soluciones: a) HCl 0,5 M b) KOH 1 M c) H3PO4 0,3 mM d) H2SO4 2 M 15. Calcular la osmolaridad de las siguientes soluciones: a) KCl 0,5 M b) MgCl2 2M
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c) HCl 3 mM 16. Ordene las siguientes soluciones por orden creciente de osmolaridad: a) Sacarosa 200 g/L b) Albúmina 200 g/L c) Glucosa 200 g/L d) ZnCl2 200 g/L e) CaCl2 200 g/L 17. Existe una gran variedad de iones y moléculas disueltas en el plasma que son responsables de su osmolaridad. Los de mayor peso (debido a su concentración e importancia clínica) son los iones de sodio, potasio glucosa y urea. Entre los datos que se obtienen en las pruebas de laboratorio se encuentran los valores de concentración de Na+, K+, Glucosa y urea (o el Nitrógeno ureico sanguíneo, BUN). A partir de estos datos, el clínico puede calcular la osmolaridad del plasma del paciente usando alguna de las siguientes fórmulas (equivalentes): Osm plasma =(Na + K) (mmol/L) x 2 + Glicemia/18 (mg/dL) + urea/6 (mg/dL) Osm plasma =(Na + K) (mmol/L) x 2 + Glicemia/18 (mg/dL) + BUN/2.8 (mg/dL) Valores normales (unidades convencionales y SI) Glucosa, 64-‐107 mg/dL; 3,9-‐5,6 mmol/L Nitrógeno ureico (BUN), 5-‐20 mg/dL; 0,8-‐3,3 mmol/L Osmolalidad, 285-‐295 mOsmol/kgH2O Osmolaridad, 280-‐300 mOsmol/L Potasio, 3,5-‐5,0 mEq/L; 3,5-‐5,0 mmol/L Sodio, 135-‐145 mEq/L; 135-‐145 mmol/L Urea, 10-‐40 mg/100 mL; 1,7-‐6,7 mmol/L Calcule la osmolaridad plasmática (según esas formulas) de un paciente con los siguientes datos de laboratorio: Glucosa: 310 mg/dL Urea: 35 mg/dL Na+: 140 mEq/L K+: 4.5 mEq/L ¿Cómo sería la condición de este paciente, teniendo en cuenta estos datos?
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18. Complete la siguiente tabla
Tabla 2
Molaridad Masa de Soluto Volumen de Solución
NaOH 3 g 2 L
NaH2PO4 100 mg 600 mL
KCl 2 M 500 mL
CuNO2 200 mM 1 L
K2SO4 500 mM 20 g
19. Complete la siguiente tabla
Tabla 3
Masa Soluto
Volumen Solución Molaridad Normalidad Osmolaridad w/v (%)
KOH 6 g 200 mL
H3PO4 300 mL 2 %
HCl 1 L 200 mN
NaOH 500 mg 4 Osm
¿Cómo se define la constante de disociación del agua y qué relación tiene con el pH?
¿Cómo se definen los ácidos y las bases? Que diferencias hay entre un àcido débil y un ácido fuerte? ¿Cómo se calcula en pH de una solución de un ácido fuerte? ¿y de un ácido débil?
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III. pH, Ácidos y Bases 20. Calcular la concentración de H+ en una solución cuya concentración de OH-‐ es 0.01M. 21. Calcular la [H+], la[OH-‐], el pH y el pOH en cada una de las siguientes soluciones
a ) solución de HNO3 0.035 M b ) solución de KOH 0.15 M c) solución de H2SO4 0.02 M d) solución de Ca (OH)2 0.02M e) solución de HCl 0.0004 moles/mL f) solución de KOH 0.002 moles/L g) solución de NaOH 0.01 M h) solución de Ca(OH)2 0.01 mmoles/dL i) solución de HCl 0.1M j) solución de NaOH 0.2 μmoles/100mL k) una solución de pOH 6.6 l) una solución de pH 7.4
22. Se prepara una solución de HCl disolviendo 0.05 moles en 150 mL de solución. Calcule el pH y el pOH de esa solución. 23. Se prepara una solución de NaOH disolviendo 0.55 gramos de NaOH en 2.5 L de solución. Calcular la [H+], [OH-‐], el pH y el pOH de la solución. 24. Calcule el pH de una solución de NaCl 0.5 M y de una 1M. Explique su resultado. 25. La concentración de una serie de soluciones de HCl es la siguiente:
A...............................................1 x10-‐4 M B...............................................2 x 10-‐2 M C...............................................1 x 10-‐8 M D...............................................1 x 10-‐3 M
a) ¿Cuál es la que tiene mayor concentración de H+? b) ¿Cuál es el pH de cada una de ellas? c) ¿Cuál es la concentración de OH-‐ en cada una de ellas?
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26. El pH del agua es 7,0 y el pH del plasma es 7.4. Si el pH del plasma desciende a 7.0 el individuo experimenta gravísimos trastornos con pérdida de la conciencia. a-‐ Calcule cuántas veces más concentrada es la concentración de H+ en el agua pura que en el plasma. b-‐ Explique la razón formal por la cual la gran diferencia en concentración de hidrogeniones se corresponde con una pequeña diferencia en la escala de pH. 27. Sabiendo que el pKa del ácido acético (CH3COOH) es de 4,76 a. ¿cuál será su constante de disociación? b. Calcular el pH de una solución 0,01M de ácido acético 28. ¿Cuál será el pH de una solución preparada mezclando 100 ml de una solución de ácido acético (CH3COOH) 0,05 M con 250 ml de acetato de sodio (CH3COONa) de igual molaridad? 29. Defina sistema buffer ¿Por qué mecanismo un sistema buffer amortigua el aumento o la disminución de la concentración de H+? ¿Por qué mecanismo amortigua el agregado de OH-‐? 30. Dadas las siguientes soluciones:
NaCl 0,155 M NaHCO3 0,100 M CH3COOH 0,100 M KCl 0,300 M
a) ¿Cuál o cuáles tiene(n) pH ácido? b) ¿Cuál o cuáles tiene(n) pH básico? c) ¿Cuál o cuáles pueden constituir un sistema buffer acidificando o alcalinizando apropiadamente la solución? d) ¿Cuál o cuáles tiene(n) la misma osmolaridad que el plasma? 31. Realice en forma esquemática la gráfica de la curva de titulación del ácido acético (tal como se muestra en la figura) e indique: a) punto inicial, y final de la titulación b) el pKa. c) En cada uno de estos puntos y en las zonas intermedias definidas por los mismos, indique cuál o cuáles especies moleculares o iónicas
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están presentes. Si hay más de una especie indicar la relación de concentraciones entre ellas (en términos de mayor, menor o igual). d) ¿Cuáles son las diferencias con la curva de titulación de un ácido fuerte como el ácido clorhídrico? Represéntela sobre los mismos ejes. 32. Realice la gráfica de la curva de titulación del ácido fosfórico e indique: a) punto inicial, y final de la titulación de cada uno de los protones disociables cada uno de los pKas. b) En cada uno de estos puntos y en las zonas intermedias definidas por los mismos, indique cuál o cuáles especies moleculares o iónicas están presentes. Si hay más de una especie indicar la relación de concentraciones entre ellas (en términos de mayor, menor o igual). 33. Los aminoácidos son ácidos débiles polipróticos. El aminoácido glicina
(H2NCH2COOH) tiene dos grupos ionizables: el grupo carboxilo (ácido carboxílico, -‐COOH) y el grupo amino (grupo básico, -‐NH3
+) Agregando NaOH a una solución de glicina (pH=1) obtenemos la curva de titulación del aminoácido. a) escriba las expresiones de disociación del ácido carboxílico y del grupo amino (expresión del tipo: AH⇄A-‐ + H+) b) Indique las especies iónicas predominantes en cada uno de los puntos: inicial, pKa1, PI (punto isoeléctrico), pKa2 y punto final.
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34. Actividad práctica: Soluciones amortiguadoras. Los indicadores colorimétricos de pH son sustancias que permiten estimar el pH de una solución mediante un viraje en su color. De esta forma, estas sustancias no permiten determinar el pH exacto de la solución problema, pero si determinar si se trata de una solución ácida, neutra o alcalina. No todos los indicadores sirven para todos los rangos de pH, sino que debe seleccionarse el más indicado para nuestro experimento según su punto específico de viraje. Aquí se puede ver un tabla de los principales indicadores de pH y sus distintos colores y puntos de viraje: En este práctico vamos a trabajar con el rojo fenol que es un indicador de pH que presenta un color entre magenta y rojo a pHs alcalinos, y amarillo a pH ácidos (con un rango de viraje entre 6.6 a 8.0). Utilizando este indicador de pH vamos a evaluar 4 sistemas amortiguadores (buffers) distintos: 1) Buffer preparado mezclando 54,4 mg de KH2PO4 y 69.7 mg de K2HPO4 y llevando la solución a 4 mL de volumen final. 2) Buffer preparado utilizando 40 mL del buffer 1 y llevando a 4 mL de volumen final. 3) Buffer preparado mezclando 2 mL de una solución de H3PO4 0.8 OsM, con 2 mL de una solución 27.2 mg/mL de KH2PO4. 4) Una dilución 1/100 del buffer 3. Utilizando los conocimientos previos y los valores de pKa del ácido fosfórico (ver ejercicio 32) calcule la concentración total de fosfato (suma de las dos especies) y el pH de cada una de estas soluciones amortiguadoras.
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* Serán estos sistemas buenos amortiguadores? En que rango de pH amortiguará cada uno? * De que depende la capacidad amortiguadora de un sistema buffer? Será alguno más efectivo amortiguando los cambios de pH que otro? * Que pasará al agregar una gota del indicador de pH rojo fenol a cada uno de los buffers? de qué color quedaría la solución? * Y si agregamos una gota de una base fuerte (NaOH) concentrada a cada tubo habrá algún cambio en el color del indicador de pH? Contestadas estas preguntas completa las dos primeras columnas de la siguiente tabla, e intenta predecir los resultados obtenidos al agregar una gota del indicador de pH rojo fenol, y posteriormente una gota de NaOH concentrada:
Concentración de Buffer pH
Color de la solución al agregar una gota
de Rojo Fenol
Color de la solución al agregar una gota
de NaOH concentrado
Buffer 1
Buffer 2
Buffer 3
Buffer 4
IV. Sistemas amortiguadores
En el Taller IV realice el experimento en clase, complete nuevamente la tabla y discuta si los resultados obtenidos concuerda con los resultados esperados:
Concentración de Buffer pH
Color de la solución al agregar una gota
de Rojo Fenol
Color de la solución al agregar una gota
de NaOH concentrado
Buffer 1
Buffer 2
Buffer 3
Buffer 4
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Sistemas amortiguadores fisiológicos
La concentración de protones es una de las constantes del medio interno que debe mantenerse dentro de límites muy estrechos, siendo el rango de pH normal de 7.40 ± 0.04. Para controlar el equilibrio ácido-‐base del medio interno, los seres vivos disponen de un conjunto de sistemas amortiguadores.
Los sistemas amortiguadores fisiológicos pueden clasificarse en dos grupos: los inorgánicos y los orgánicos. Entre los amortiguadores inorgánicos más importantes se encuentran el sistema fosfato dibásico (H2PO4
—)/ fosfato monobásico (HPO42—) y el
sistema ácido carbónico (H2CO3)/bicarbonato (HCO3—). Entre los amortiguadores
orgánicos se encuentran los aminoácidos y proteínas intracelulares, en particular la hemoglobina.
El principal producto ácido del metabolismo celular es el dióxido de carbono (CO2) que representa 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 genera un ácido, el ácido carbónico (H2CO3):
CO2 + H2O ⇄ H2CO3 ⇄ HCO3− + H+
El metabolismo genera además una serie de ácidos no volátiles (ácidos fijos) que representan el 1-‐2% de la carga ácida y cuya principal fuente es el catabolismo oxidativo de los aminoácidos. Mientras que el CO2 (g) es eliminado casi totalmente por los pulmones, el riñón es el principal órgano responsable en la eliminación de los ácidos fijos.
La sucesión de mecanismos es: 1. amortiguadores intra y extracelulares, 2. compensación respiratoria y 3. compensación renal.
35. Sabiendo que los pKa del ácido fosfórico son pKa1= 2,12; pKa2= 6.8 y pKa3= 12,67.
a. Calcula las proporciones de las siguientes especies H3PO4, H2PO4−, HPO4
2− y PO43− a
pH fisiológico de 7,4. ¿Considera que el fosfato es un buen amortiguador intracelular para ácidos? y para bases?
c. La concentración de fosfato inorgánico total en el líquido extracelular es de 2mEq/L , mientras que la concentración intracelular es de 113 mEq/L. Si asumimos que el pH en ambos medios es de 7.4, calcule la concentración de las distintas especies en cada uno de los compartimentos.
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36. La gasometría arterial es una prueba de laboratorio que permite determinar el pH, la concentración de O2 (presión parcial de O2) y de CO2 (presión parcial de CO2) en sangre.
En el caso de un paciente que consultó en emergencia se constatan los siguientes valores: pH= 7.42, pO2 = 95 mmHg, pCO2= 39 mmHg .
Como el CO2 disuelto se hidrata rápidamente es considerado la forma ácida del sistema amortiguador H2CO3/HCO3-‐.
La concentración de CO2 depende de su constante de solubilidad (0.03 mM.mmHg-‐1) por la presión parcial de CO2 (en mmHg).
a. Sabiendo que el sistema tiene un valor de pKa de 6,1, calcule la concentración de HCO3
-‐ plasmática. El rango normal de concentración es entre 22-‐28 mEq.L-‐1.
b. A pesar de que su pKa está muy alejado del pH fisiológico (7,4), este es un sistema muy eficaz debido a que es un sistema abierto. Explique por qué se le denomina “abierto”.
37. Si consideramos a la hemoglobina como un sistema amortiguador podemos plantear que:
HbH+ ⇄Hb + H+
Las propiedades amortiguadoras de la hemoglobina desempeñan un papel fundamental en el transporte sanguíneo del CO2 tisular hasta su eliminación pulmonar.
Explique cuál es esta relación y como se denomina este fenómeno.
