NOMENCLATURA NOMENCLATURA INORGANICAINORGANICA

BIOQUIMICA CLINICA I

PROF. CLAUDIO RIOS

OXIDOSOXIDOS SON COMBINACIONES BINARIAS ENTRE UN

METAL Y OXIGENO.

M + O2 = OXIDO.

Na + O2 = Na2O = OXIDO DE SODIO

Li2 + O = Li2O = OXIDO DE LITIO

Fe2O3 = OXIDO FERRICO (TRIOXIDO DE DI FIERRO)

Fe2O = OXIDO FERROSO (MONOXIDO DE FIERRO III)

Al2O3 =TRIOXIDO DIALUMINICO,OXIDO DE ALUMINIO III

PbO2 = OXIDO DE Pb IV,DIOXIDO PLUMBICO PbO = MONOXIDO DE PbII, OXIDO PLUMBOSO

2 VALENCIAS VALENCIA MENOR = OSO VALENCIA MAYOR = ICO

ANHIDRIDOSANHIDRIDOS SON COMBINACIONES BINARIAS ENTRE UN NO

METAL Y OXIGENO NoM + O = ANHIDRIDO.

SO2 = ANHIDRIDO SULFUROSO. SO3 = ANHIDRIDO SULFURICO. S VALENCIAS 4 Y 6 (2)

N2O3 = ANHIDRIDO NITROSO N2O5 = ANHIDRIDO NITRICO N VALENCIAS 3 Y 5

P2O3 = ANHIDRIDO FOSFOROSO P2O5 = ANHIDRIDO FOSFORICO P VALENCIAS 3 Y 5

COMENTARIOSCOMENTARIOS

LOS HALOGENOS COMO LOS ELEMENTOS Cl , Br , I , PRESENTAN CUATRO ESTADOS DE VALENCIAS

= 1 , 3 , 5 Y 7.

CON EXCEPCION DEL F QUE SOLO PRESENTA VALENCIA 1

ASI POR EJEMPLOASI POR EJEMPLO

Cl2O = ANHIDRIDO HIPOCLOROSO

Cl2O3 = ANHIDRIDO CLOROSO

Cl2O5 = ANHIDRIDO CLORICO

CL2O7 = ANHIDRIDO PERCLORICO

Y LO MISMO PARA LOS ELEMENTOS

YODO ( I )BROMO ( Br)QUE TAMBIEN PRESENTAN 4

ESTADOS DE VALENCIAS1 , 3 , 5 , Y 7.

HIDROXIDOSHIDROXIDOS SON COMBINACIONES TERNARIAS ENTRE UN

METAL,CON UNO DE LOS RADICALES DEL AGUA , EL ION HIDROXILO (OH-).

H2O --------- H + + OH - ( H3O+)

Na( OH ) = HIDROXIDO DE SODIO

Ca ( OH )2= HIDROXIDO DE CALCIO II

Fe (OH ) 3

= HIDROXIDO DE FIERRO III

Pb (OH )4 = HIDROXIDO DE PLOMO IV

ACIDOSACIDOS

OXOACIDOS =COMPUESTOS QUE TIENEN EN SUS MOLECULAS O E H MAS UN NO METAL

SE FORMAN A PARTIR DE UN ANHIDRIDO +AGUA.

ANHIDRIDO + H2O----->OXOÁCIDO.

SO2 + H2O----->H2SO3 = AC. SULFUROSO SO3 + H2O----->H2SO4 = AC. SULFÚRICO.

N2O3 + H2O----->H2N2O4 = HNO2 =AC. NITROSO N2O5 + H2O----->H2N2O6 = HNO3 = AC. NÍTRICO

OXACIDOSOXACIDOS

Cl2O + H2O-----> HClO = AC. HIPOCLOROSO Cl2O3 + H2O-----> HClO2 = AC CLOROSO Cl2O5 + H2O-----> HClO3 = AC. CLORICO Cl2O5 + H2O-----> HClO4 = AC. PERCLORICO.

P2O3 + H2O------> HPO2 = AC. METAFOSFOROSO P2O3 +2 H2O-----> H4P2O5 = AC. PIROFOSFOROSO

P2O3 +3H2O----->H6P2O6 = H3PO3= AC. ORTOFOSFOROSO.

OXOACIDOSOXOACIDOS

P2O5 + H2O ----> HPO3 = AC. METAFOSFÓRICO

P2O5 + 2H2O ---> H4P2O7 = AC. PIROFOSFÓRICO

P2O5 + 3H2O ---> H6P2O8--> H3PO4 = AC. FOSFÓRICO O

AC. ORTOFOSFÓRICO

HIDROACIDOSHIDROACIDOS

SON COMPUESTOS FORMADOS POR UN

HIDROGENO Y UN NO METAL.

HCl = AC. CLORHÍDRICO HBr = AC. BROMHÍDRICO H2Se = AC. SELENHÍDRICO HF = AC. FLUORHÍDRICO H2S = AC. SULFÍDRICO

H2Te = AC. TELEHÍDRICO HCN = AC. CIANHÍDRICO.

DISOCIACIONDISOCIACION

LOS COMPUESTOS EN SOLUCION ACUOSA, SE DI-

SOCIAN O IONIZAN, POR EJEMPLO.

HNO2 --------> H+ + NO2_

( OSO ) ( RADICAL NITRITO )

HNO3 -------> H+ + NO3-

( ICO ) ( RADICAL NITRATO )

HCN ----------- H+ + CN- (HÍDRICO) (RADICAL CIANURO)

DISOCIACIONDISOCIACION 22

OTROS EJEMPLOS :

AC. SULFUROSO

H2SO3 -------> H+ + HSO3-

HSO3- --------> H+ + SO3-2

-------------------------------------------

H2SO3 <--------> 2H+ + SO3-2.

disociacióndisociación

LOS HIDRÁCIDOS SE DISOCIAN ASÍ:

HCl ------ H + + Cl –

ÁC. CLORHÍDRICO RADICAL CLORURO

HBr ------ H + + Br –

ÁC. BROMHÍDRICO RADICAL BROMURO

SOLUCIONESSOLUCIONES

DEFINICION = SON SISTEMAS FORMADOS POR UNA

SOLA FASE, EN LAS CUALES SUS PROPIEDADES Y

COMPOSICION SON CONSTANTES EN CUALQUIER

PUNTO DEL SISTEMA. SUS PROPIEDADES, TALES

COMO pH, CONDUCTIVIDAD ETC. P.E. BEBIDAS GASEOSAS, AGUA DE MAR, VINO,

SUERO FISIOLOGICO ETC. SE LES CONOCE TAMBIEN COMO MEZCLAS HOMOGENEAS

SOLUCIONESSOLUCIONES

LAS SOLUCIONES O MEZCLAS HOMOGÉNEAS, PUEDEN ESTAR FORMADAS POR DOS O MAS COMPONENTES, ASI

HAY SOLUCIONES: BINARIAS TERNARIAS CUATERNARIAS. ETC. LOS COMPONENTES DE UNA SOLUCION BINARIA SON: SOLUTO: CORRESPONDE A LA SUSTANCIA QUE SE

DISUELVE Y A LA QUE ESTA EN MENOR CANTIDAD.

SOLVENTE: CORRESPONDE A LA SUSTANCIA EN LA CUAL SE PRODUCE LA DISOLUCION (MEDIO DISPER SANTE) Y ES EL COMPONENTE QUE ESTA EN MAYOR CANTIDAD.

CONCENTRACIONCONCENTRACION DE SOLUCIONESDE SOLUCIONES

LAS SOLUCIONES SE EXPRESAN EN DIFEREN –

TES CONCENTRACIONES

CONCENTRACION = CANTIDAD DE SOLUTO

DE UNA SOLUCION. SE EXPRESAN EN:

1.) g SOLUTO/ 1000 ml SOLUCION (g/l)

O BIEN EN FORMA PORCENTUAL

CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONESCONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES

A.- % PESO/PESO = g SOLUTO/100 g SOLUCION

B.- % PESO/VOLUMEN = g SOLUTO/100ml SOLUCIÓN

C.- %VOL./VOLUMEN = VOL. SOLUTO/100ml SOLUCIÓN

NO MOLES DE SOLUTO MOLARIDAD (M) : ------------------------------------- 1000 ml. DE SOLUCION

CONCENTRACION DE SOLUCIONES CONCENTRACION DE SOLUCIONES

N0 Equiv. g SOLUTONORMALIDAD (N) : -------------------------------

1000 ml. SOLUCION

NO DE MOLES soluto Molalidad (m) : --------------------------------

1000 g DE SOLVENTE

CONCENTRACION DE SOLUCIONESCONCENTRACION DE SOLUCIONES

FRACCION MOLAR (f.m.)

NO DE MOLES SOLUTO

f.m = ------------------------------------------------------

NO TOTAL DE MOLES DE SOLUCION

(N0 MOLES SOLUTO + NO MOLES SOLVENTE)

Soluciones Amortiguadoras

y pH

Prof. Claudio Ríos R.

pH Y AMORTIGUADORES

1.- INTRODUCCIÓN

En los organismos vivos se producen continuamente ácidos

orgánicos que son el producto final de reacciones metabóli –

cas, catabolismo de proteínas y otras moléculas biológicamen -

te activas. Mantener el pH en los fluidos intra y extracelulares

es fundamental ya que esto influye en la actividad biológica de

las proteínas, enzimas, hormonas, la distribución de iones a

través de membrana, etc. la manera en que podemos regular el

pH dentro de los límites compatibles con la vida son:

Los tampones fisiológicos La eliminación de ácidos y bases por compen -

sación respiratoria y renal. Los tampones fisiológicos son la primera línea

de defensa frente a los cambios de pH de los líquidos corporales, entre los que destacan: el tampón fosfato, el tampón bicarbonato, el tampón hemoglobina y las proteínas plasmáticas

3.- Concepto de ácido y base

Los electrolitos se clasifican en ácidos, bases

y sales. Ácido: Sustancia que en disolución acuosa

libera iones de hidrógeno

HA A- + H+ Base: Sustancia que en disolución acuosa

libera iones hidroxilo (OH-)

BOH B+ + OH-

Brönsted y Lowry (1923) definieron como Ácido: Toda especie capaz de ceder protones.

Base: Toda especie capaz de aceptar protones.

Reacción ácido-base, aquella que implica transferencia de protones.

Ácido Base conjugada (del ácido) + H+

AcH Ac- + H+

Las sustancias que pueden actuar tanto como ácido como base, se llaman anfolitos o anfóteros

4. Concepto y definición de pH El agua es un electrolito débil, con una con -

ductividad de 4 x 10 m Ω/cm. Esto indica que aunque muy débilmente el agua se disocia en iones: H2O ----- H3O+ + OH-

Al disociarse el agua, coexisten iones disociados con moléculas no disociadas pudiéndose aplicar la ley de acción de las masas:

K = (H+) x (OH-) / (H2O)

Introduciendo en la fórmula anterior las molaridades

correspondientes y sabiendo que la concentración de H+ es igual a la de OH-, se puede calcular la concentra-

ción del agua sabiendo que su PM es de (18 g/mol). Si se considera que la concentración de agua no disociada es muy grande, puede suponerse que esta permanece constante y no se modifica, por lo que: (H+) x (OH-) = Kw = K x (H2O) = 10-13,98 (a 25ºC)

Kw es el producto iónico del agua

Del producto iónico del agua se parte para estable cer el concepto de pH. Si Kw es igual a 10-14 y la concentración de H+ es igual al de OH-,entonces

(H+)2 = 10-14 o (H+) = 10-7

aplicando logaritmos: log (H+) = - 7 * log 10 = - 7; multiplicando por –1 tenemos: - log de (H+) = 7. Si : - log (H+) = pH tenemos que pH = 7. Por lo tanto, pH es el logaritmo de la concentración de hidrogeniones “cambiado de signo”.

Toda sustancia con pH 7, pH del agua, se denomina neutra. Las de valor inferior a 7, se consideran ácidas y las superiores a 7 básicas o alcalinas.

Amortiguadores, buffer o tampones El pH de los medios biológicos es fundamental para mantenerlos procesos vitales. La acción enzimática y las reacciones químicas de las células ocurren dentro de estrictos márgenes de pH. En humanos los valores extremos compatibles con la vida oscilan entre 6,8 y 7,8; siendo el estrecho margen de 7,35 a 7,45 el de normalidad. También en el laboratorio, es necesa -rio mantener el pH para la realización de muchas reacciones químico-biológicas. Los sistemas encargados de evitar grandesvariaciones del valor de pH son los denominados “buffer, amortiguadores, o tampones”. Son por lo general soluciones de ácidos débiles o bases débiles y sus sales conjugadas. . Los amortiguadores resisten tanto a la adición de ácidos como de bases.

Ecuación de Henderson-Hasselbach.

Concepto de pK

La concentración de H+ está vinculada a la

naturaleza del electrolito débil.

Considerando un ácido débil, de modo genéri

co como Hac, su equilibrio de disociación

sería:

Hac ---------------- Ac- + H+

Por la ley de acción de masas, la const. de equilibrio K será:

[Ac- ] x [H+]

K =-------------------

[Hac] despejando la [H+ ]

K x [Hac] [ H+ ] = -------------------- / log

[ Ac- ] log [H+] = log K + log [Hac] – log [Ac- ] . /-1

-log [H+] = - log K – log [Hac] + log [Ac]

Si - log [ H+] = pH -- - log K = pK

Si - log [H+] = - pH - log K = pK Se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbach:

[base] pH = pK + log -------- [ácido] Si en la ecuación la [ácido] es igual a la [base], el

cuociente es 1, siendo el log de 1 = 0, se tiene que pH = pK por tanto, pK es el valor de pH de una solución

amortiguadora en el que el ácido y la base se encuen -tran a concentraciones equimoleculares o al 50% cada una.

APLICACIONES DE LA EC. DE HENDERSON-HASSELBACH

EL pK DEL ÁCIDO ACÉTICO ES 4.7, SI UNA SOLUCIÓN TIENE UN pH 5.0 . CALCULAR LA RELACIÓN DE CONCENTRACIÓN ENTRE LA SAL Y EL ACIDO. [SAL]

5= 4.7 + log _________ [ACIDO]DESPEJANDO SE OBTIENE: [SAL] LOG [ACIDO] = 5-4.7 = 0,3

[SAL] LOG [ACIDO] = 0,3 / ANTILOG = 2 POR LO TANTO LA RELACIÓN [SAL] / [ACIDO] = 2 O SEA PARA TENER UN TAMPÓN DE PH= 5 CON AC. ACETICO Y SU SAL, LA RELACIÓN ENTRE LAS [ ]S DEBE SER = 2

SI SE PIDE PREP. UN TAMPÓN DE CONCENTRACIÓN 0.1M, CON

ESTE MISMO ACIDO. LA CONCENTRACIÓN DEL TAMPON ES LA

SUMA DE LAS CONCENTRACIONES DEL ACIDO + LA SAL:

[ACIDO] + [SAL] = 0.1 M Y SE PUEDE CALCULAR ASÍ:

X = [SAL]

0.1 – X = [ACIDO]

[SAL] X

------------- = ---------- = 2 [SAL] = X = 0.066 M

[ACIDO] 0.1 – X

[ACIDO] = 0.1 – X= 0.1 -.0666 = 0.034 M

ENTONCES LAS CONCENTRACIONES VERDADERAS

QUE SE REQUIEREN DE CADA COMPONENTE DEL

BUFFER SERÍAN:

[SAL] (ACETATO DE Na) = 0.066M

[ACIDO] (AC. ACÉTICO) = 0.034M.

SI SE PREPARA UNA MEZCLA DE LOS DOS COMPONEN

TES, CON LAS COCENTRACIONES INDICADAS, SE OB –

TIENE EL TAMPÓN REQUERIDO.

TAMBIÉN SE PUEDE PREPARAR NEUTRALIZANDO EN

FORMA PARCIAL EL ACIDO CON UNA BASE POR EJ

NaOH O BIEN KOH :

X

5 = 4.7 + LOG ------------

0.1 – X

X X

LOG------------- = 0.3 /ANTILOG ------------- = 2

0.1 – X 0.1 – X

X = 0.066 M

ASI [SAL] = 0.066M POR LO QUE HAY QUE AGREGAR

NaOH EN ESA MISMA CONCENTRACIÓN, LO QUE HARÁ

BAJAR LA [ACIDO] AL VALOR REQUERIDO.

[ACIDO] = 0.34M = 0.1 -X

CALCULAR EL pH DE UN TAMPÓN FORMADO POR

0.03 moles DE ÁC. PROPIONICO Y 0.02 moles DE PRO-

PIONATO DE SODIO.

Ka =1.34 x10-5

pH = 4.87 + log 0.02 / 0.03

pH = 4.87 + log 0.066

pH = 4.87 – 0.18

pH = 4.69