12 Tamponi

Le soluzioni tampone
Se in una soluzione acquosa sono presenti un acido debole e la
sua base coniugata (CH3COOH e CH3COO-;H2CO3 e HCO3 -,
etc.) in concentrazioni approssimativamente uguali si ha una
soluzione tampone e tampona bene quando il pH della
soluzione è = al pK dell’acido debole +o- 1 unità di pH
Le soluzioni tampone hanno proprietà chimiche peculiari:
•Il pH tende a rimanere costante per piccole aggiunte di
acidi e basi forti
CH3COOH + H2O
CH3COO - + H3O+
Il CH3COO- tampona piccole aggiunte di H+ perché l’equilibrio della
reazione si sposta verso destra per il principio dell’equilibrio mobile e
H3O+tampona piccole aggiunte di OH -
[ CH3COO- ] [ H3O+ ]
Ka =
[ CH3COOH ]
dalla quale si ha:
1/[ H3O+ ] = 1/Ka
[ CH3COO- ]
[ CH3COOH ]
e quindi:
[ CH3COO- ]
pH = pKa + log
[ CH3COOH ]
Questa è l’equazione di Handerson Hasselbach
Se le concentrazioni delle due specie CH3COOH e
CH3COO- sono uguali, pH=pKa. perciò si ha il massimo
potere tamponante Un tampone funziona bene se il
pKa -1<pH della soluzione è >pKa +1
Per l’acido acetico il pK =4.7
Qual è il range di pH a cui lo usereste come tampone?
CH3COOH + H2O
H3O+ + CH3COO-
A bassi valori di pH (per es. pH 3.7) la forma dominante nell’equilibrio
chimico è l’acido acetico, mentre ad alti valori di pH (per es. pH 5.7) la
forma dominante è quello dello ione acetato.
Quando il pH = pKa, l’acido acetico (CH3COOH) è dissociato al 50%.
[Ad un pH pari al pKa si ha il massimo potere tampone di una soluzione.
IMP!
La scelta di una soluzione tampone dipende sempre dal valore di
pH che deve essere mantenuto costante
Il pH del sangue è mantenuto costante da alcuni soluti che
svolgono una efficace azione tampone; nell’uomo sano a riposo il
pH del sangue è 7,35-7,45 (arterioso 7,4 venoso 7,37)
Tampone acido acetico/acetato: è un tampone utile a mantenere il pH di una
soluzione intorno a 5, e non al valore fisiologico di 7,4 →quindi non è adatto
all’utilizzo negli organismi viventi.
Es TAMPONI FOSFATO
L’acido fosforico e i suoi anioni possono dar luogo a tre diversi
tipi di tampone di particolare interesse.
Esso è infatti un acido triprotico:
H3PO4
H+ + H2PO4-
K1=6.9x10-3
pKa1=2.16
H2PO4-
H+ + H PO42-
K2=6.2x10-8
pKa2=7.21
H PO42-
H+ + PO43-
K3=4.8x10-13 pKa3=12.32
e possono essere individuate tre coppie acido-base coniugate:
H3PO4 / H2PO4H2PO4- / H PO42H PO42- / PO43-
pKa1=2.16
pKa2=7.21
pKa3=12.32
di cui è particolarmente importante la seconda che permette di
preparare tamponi a pH intorno a 7.4
Lo ione idrogeno come specie altamente reattiva
H+
Legame con le proteine
(enzimi, proteine contrattili,
proteine di trasporto etc.)
Alterazioni strutturali
Alterazioni funzionali
Perché è importante mantenere il pH costante?
Es. pH INTRA-ed EXTRACELLULARE
Attività enzimatiche: il pH può
influenzare il legame di un enzima con il
substrato e l'attività catalitica
dell’enzima
TRASPORTATORE degli ACIDI BILIARI
Trasporto di ioni e molecole: i siti di legame
delle proteine che trasportano ioni e
molecole da un versante all'altro delle
membrane biologiche presentano gruppi
funzionali il cui grado di ionizzazione è
essenziale per il legame con lo ione o
molecola da trasportare.
La capacità dell'emoglobina, proteina di
trasporto posta non nella membrana ma nel
citoplasma del globulo rosso, di legare l'O2è
alterata da variazioni di pH: una
acidificazione diminuisce la forza con cui
l'emoglobina lega l’ossigeno
Contrazione muscolare:
abbassando il pH intracellulare
nel muscolo cardiaco si ottiene
una riduzione della forza di
contrazione.
Regolazione acido base:
Produzione metabolica ed eliminazione di acidi ed alcali
Le variazioni di pH nei liquidi organici devono mantenute
entro limiti molto ristretti (mammiferi tra 6.8 – 7.8)
Liquidi corporei
pH
Bile cistica
5,6 – 8,0
Citoplasma cellule
muscolari scheletriche
6,9
Feci
5,9 – 8,5
Liquido cerebro-spinale
7,35
Saliva
5,8 – 7,1
Sangue arterioso
7,40
Sangue venoso
7,35
Succo gastrico
0,7 – 3,8
Succo intestinale
7,0 – 8,0
Succo pancreatico
7,5 – 8,8
Urina
4,5 – 8,0
Controllo del pH= essenziale per numerose funzioni fisiologiche
L'attività metabolica dei tessuti causa un'enorme produzione di H+
(es.: produzione di CO2)
La cellula è quindi costretta ad un costante lavoro per eliminare H+
in eccesso
Il pH del sangue deve essere il più possibile costante, circa 7.4, altrimenti si possono
manifestare il
coma acidosico (pH < 7.0)
o la tetania alcalosica (pH > 7.8).
Pertanto le variazioni massime dal pH ottimale di 7.4 non possono superare il valore di ±
0.4 per non andare incontro a pericolose patologie.
I tamponi più importanti del sangue sono
1.Il tampone CO2/HCO32.Il tampone idrogeno fosfato/diidrogenofosfato
3.Le proteine (Hb)
Ogni giorno il nostro organismo produce
acidi.
La maggior quantità di acido prodotto è
conseguenza della respirazione cellulare.
CO2 + H2O
H2CO3
H+ + HCO3-
Acido carbonico
20.000 mmoli/die vs 80 mmol/die altri acidi
Sistemi tampone
Le soluzioni tampone (acido debole e base
coniugata) hanno la proprietà di consentire
minime variazioni di pH in seguito
all’aggiunta di modeste quantità di acido o
base
Il pH dei fluidi del'organismo, in particolare del sangue, è regolato
attraverso un complesso meccanismo omeostatico. Dal punto
di vista chimico, ad esso concorrono principalmente tre sistemi
tampone:
1. diidrogenofosfato - idrogenofosfato
H2PO4- + H2O = H3O+ + HPO422. acido carbonico - idrogenocarbonato
CO2 + H2O = H2CO3 = H+ + HCO3
3. proteine - anioni proteinato
proteina = H+ + ione proteinatoIl pH del sangue deve essere mantenuto entro limiti abbastanza
rigidi. Il valore normale nel sangue arterioso è 7.4: già a valori
inferiori a 7.35 e superori a 7.45, i patologi parlano
rispettivamente di acidosi e alcalosi.
Valori di pH inferiori a 7 e superiori a 7.8 sono incompatibili con la
vita.
Equilibrio Acido-Base
Gli ioni H+ non appena prodotti, vengono
immediatamente neutralizzati
sistema tampone
Bicarbonato/Ac. carbonico
rene / respirazione
[H+] 35-40 nmol/l
Equilibrio acido-base del sangue
Equilibrio acido-base: il pH arterioso è attentamente regolato affinché rimanga entro il normale
intervallo tra 7,35 e 7,45. L’acidosi è una diminuzione del pH sotto il valore di 7,35, mentre l’alcalosi è un
aumento sopra il valore di 7,45
Cause di squilibrio dell’equilibrio acido-base del sangue: l'acidosi respiratoria è causata
da un aumento della pressione di anidride carbonica (Pco2 ), mentre l'alcalosi respiratoria è causata da una
diminuzione della Pco2.
L'acidosi e l'alcalosi metabolica sono alterazioni del pH del sangue causate da motivi diversi dalle variazioni
della Pco2 ma dovute allo ione bicarbonasto
Tre "linee di difesa“ dell’equlibrio acido-base: proteggono contro le modificazioni
del pH del sangue:
(1) L'azione dei sistemi tampone sugli ioni idrogeno,
(2) la compensazione respiratoria e
(3) la compensazione renale
La compensazione dei sistemi tampone: agisce immediatamente, in quanto i tamponi chimici
sono sempre presenti nel sangue. Il sangue, però, ha una capacità tampone limitata e quando un eccesso di
ioni idrogeno viene aggiunto al plasma, quelli tamponati devono essere eliminati dal corpo per non saturare la
capacità tampone
La compensazione respiratoria: Il sistema respiratorio contribuisce all’equilibrio acido-base
regolando i livelli di anidride carbonica nel sangue. L’anidride carbonica puo’ essere convertita in acido
carbonico mediante enzima anidrasi carbonica. il sistema respiratorio agisce entro alcuni minuti eliminando
ioni idrogeno sotto forma di anidride carbonica
La compensazione renale: il sistema renale richiede invece ore o giorni per sintetizzare nuovo
bicarbonato e per eliminare gli ioni idogeno in eccesso.
Sistemi tampone
• Il sangue contiene una miscela di tamponi.
• Nel plasma e nel fluidi extracellulari il sistema
tampone più importante dell’organismo è il
sistema bicarbonato-acido carbonico :
H2O + CO2


H2CO3


Base
coniugata
Acido
debole
Componente
respiratoria
pKH CO
2
H+ + HCO3-
3
= 6.1
Perché è un ottimo
tampone?
Componente
metabolica
Sistema Bicarbonato-Acido Carbonico
pH = pK’1+ Log
[CO2] = pCO2
[HCO3-]
[CO2]
Equazione di
Henderson-Hasselbalch
Legge di Henry
Sistema Acido Carbonico-Bicarbonato
In condizioni normali:
•
•
•
•
pK’1 = 6.1
 = 0,03
pCO2 = 40 mmHg
[HCO3-] = 24 mmol/L
pH = pK’1+ Log
[HCO3-]
p CO2
pH = 6,1 + Log 20 = 7,4
pH ‘ideale’
Il sistema anidride carbonica-bicarbonato è il tampone più concentrato nel sangue umano
I tessuti producono continuamente CO2, il polmone elimina CO2 con la respirazione ed il rene
elimina HCO3- nell’urina.
Questi meccanismi, agendo di concerto, mantengono costante il rapporto
[HCO3-] / [CO2] e conseguentemente il pH del sangue
Poiché i sistemi biologici sono sistemi aperti non all’equilibrio, o meglio, in disequilibrio
stazionario, la frazione di saturazione per una reazione in vivo sarà soggetta a fluttuazioni
dovute ai cambiamenti delle condizioni.
Ad esempio, lo ione HCO3- , che costituisce il sistema tampone più importante del sangue,
si trova in una condizione di equilibrio dinamico, in risposta alle variazioni del pH e alla
concentrazione di CO2 nei vari tessuti umani.
pK= 6.1
H2O +CO2
H2CO3
HCO3- + H+
Se si alcalinizza il pH nel sangue, H2O e CO2
Se si abbassa il pH nel sangue, lo ione HCO3-
reagiscono a dare H2CO3 che dissocia un H+ e
si protona a dare H2CO3 che, in eccesso, si dissocia
lo ione HCO3- acidificando il sangue
a dare H2O +CO2
Il tampone acido carbonico bicarbonato tampona da pH 5.1 a
pH 7.1 ma in realtà è 7.4 perché si considerano le
concentrazioni di HCO3- e pCO2
La
concentrazione
principalmente
dal
del
bicarbonato
sistema
renale,
è
regolata
mentre
la
pressione parziale della CO2 nel fluido extracellulare
è controllata dalla rate respiratoria.
Questo tampone ha quindi il vantaggio di essere
sotto il controllo di due sistemi che giocano nella
regolazione del pH.
Quando
un’alterazione
dell’equilibrio
acido-base
deriva da variazioni del bicarbonato si parla di
disordini acido-base metabolici.
Quando l’alterazione deriva da variazioni della PCO2
si parla di disordini acido-base di tipo respiratorio
acidosi
HCO3-
alcalosi
PACO2
metabolica
respiratoria
Diminuzione
della filtrazione
di bicarbonato
Aumento
della
CO2 nel plasma
H2O +CO2
HCO3metabolica
Aumento del
bicarbonato nel
plasma
HCO3- + H+
PACO2
respiratoria
Diminuzione della
CO2 per
iperventilazione
Produzioni giornaliere di H+ e CO2
• H+:
– adulti: 50-70 millimoli
– infanti: 1-2 millimoli/Kg
• CO2
– A riposo: 12 000 - 15 000 millimoli (288-360 litri)
– In attività: fino a 50 000 millimoli
• Contenuto di CO2 in lattina di Coca Cola: 258 millimoli
• CO2 + H2O  H+ + HCO3– Ogni giorno l’organismo produce fino a 15 litri di acido cloridrico
1 molare, o 1.5 litri di acido cloridrico fumante, ma il pH deve
assolutamente rimanere 7.37-7.43
• Difese dell’organismo contro CO2 e H+:
– Sistemi tampone del sangue (secondi)
• Fosfati, proteine, bicarbonato
– Regolazione della respirazione (minuti)
– Regolazione renale (ore/giorni)
Es. Il più efficace tampone fisiologico a pH 7.4
Il tampone ACIDO CARBONICO /BICARBONATO
H2CO3
(sangue- polmoni)
/
HCO3 -
H + + HCO3 SANGUE
Fase acquosa
Equilibrio 1
H2CO3 plasma
Equilibrio 2
Disciolta nel
sangue
CO2 + H2O
Equilibrio 3
Spazi aerei dei
polmoni
(fase gassosa)
CO2gas
sangue
Tampone fosfato
7.2
Il tampone fosfato è meno importante del sistema bicarbonato
perché nei fluidi extracellulari è molto meno concentrato.
Risulta invece un sistema importante a livello renale perché il
fosfato si concentra nel tubulo renale ed inoltre il pH nel
tubulo è inferiore a 7.4 portandosi quindi molto vicino al pK
del sistema fosfato che quindi ha un ottimo potere tampone.
Il sistema fosfato è un ottimo tampone intracellulare dove
risulta
molto
concentrato
ed
inoltre
anche
qui
il
pH
intracellulare è molto vicino al pK del sistema rendendolo
quindi molto efficace.
Tampone delle proteine
75% del potere tampone dell’organismo:
– Emoglobina: = 21 mM H+/pH
– Proteine del plasma: = 3-4 mM H+/pH
Emoglobina (intracellulare)
Albumina (extracellulare)







PRODUZIONE H+ nell’organismo
Sono prodotti nell’organismo dal Metabolismo ossidativo
dgli AA di proteine solforate assunte con la dieta (circa 60
mmol/giorno).
Eliminazione degli idrogenioni con le urine. (dieta ricca di
proteine animali=urine molto acide)
Sono prodotti nell’organismo anche dal Metabolismo
ossidativo dei glucidi, lipidi e proteine che producono CO2
e H2O.
La CO2 in acqua forma un acido debole= acido carbonico
che si dissocia in H+ e HCO3Queste quantita’ di H+ possono sbilanciare l’equilibrio
acido-base.
Eliminazione della CO2 attraverso la respirazione (Acido
carbonico= acido volatile
Le oscillazioni del pH fisiologico dipendono da
una parte dai processi metabolici che possono
produrre acidi organici
(acido lattico, acido ß-idrossibutirrico, acido
acetacetico, etc) e acidi inorganici (acido
carbonico, ione diidrogenofosfato),
e dall'altra parte le variazioni di pH dipendono
dall'alimentazione che può far introdurre sali
alcalini di Na+, K+, Ca++ e Mg++.
In particolare i carnivori hanno una dieta ricca di
composti acidi e sono quindi prevalentemente
tendenti all'acidosi, mentre l'inverso succede agli
erbivori (tendenza all'alcalosi).
Quindi Il pH del sangue viene mantenuto più
o meno costante dal suo potere tampone
dovuto ai tre sistemi acido-base coniugati:
(1)acido carbonico / bicarbonato,
(2) diidrogenofosfato / idrogenofosfato e
(3) proteine / proteinati
Il primo sistema è il più importante perché
viene direttamente regolato dalla respirazione.
Sistema CO2-bicarbonato
CO2 + H2O  H2CO3  H+ + HCO3-
• Reazione di idratazione della CO2
– Lenta (secondi), ma accelerata da anidrasi
carbonica (presente nei globuli rossi)
• Reazione di ionizzazione dell’acido
carbonico
• Molto veloce: l’acido carbonico
praticamente non esiste al pH del sangue
(7.4) CO2 + H2O  H+ + HCO3pK=6.1
Visione d’insieme delle anomalie dell’equilibrio acido-base
e dei meccanismi di compensazione
Fig. 18.28 di Germann-Stanfield, Fisiologia umana, EdiSES, 2003
È importante sottolineare che il pH del sangue
non dipende dalla quantità assoluta di
bicarbonato e Co2, ma dal loro rapporto, per cui
un aumento o una diminuzione proporzionali dei
due composti non fa variare il pH del sangue.
Tuttavia una riduzione dei composti basici nel
sangue, ad esempio a causa di diete carenti di
queste sostanze o di eccessiva sudorazione,
farebbe diminuire la quantità di bicarbonato senza
alterare la quantità di Co2 disciolto e quindi,
diminuendo il rapporto [base]/[acido], si avrebbe
un abbassamento del pH del sangue con
conseguente acidosi.
La diminuzione del pH sanguigno stimola
però la respirazione e la iperventilazione
che ne consegue porta alla eliminazione
della CO2 in eccesso fino a ristabilire il
normale rapporto [base]/[acido].
:
CO2 + H2O  H+ + HCO3-
Viceversa un aumento delle basi
nel sangue farebbe aumentare la
quantità di CO2 combinata con
esse (cioè lo ione bicarbonato) e
di conseguenza anche il rapporto
[base]/[acido], per cui si alzerebbe
il pH del sangue con conseguente
alcalosi. In questo caso la
respirazione
viene
inibita,
trattenendo così la CO2 nel sangue
con conseguente aumento della
concentrazione di idrogenioni e
quindi abbassando il pH. In tal
modo viene compensata l'alcalosi,
spostando verso destra la serie di
equilibri:
CO2 + H2O  H+ + HCO3-
polmoni
CO2 (g)
H2O + CO2
1
H2CO3
10
HCO3- + H+
reni
HCO3-
polmoni
CO2 (g)
iperventilazione
H2O + CO2
H+
1
H2CO3
10
HCO3- + H+
riassorbimento
reni
HCO3-
polmoni
CO2 (g)
ipoventilazione
H2O + CO2
OH-
H2O
1
H2CO3
10
HCO3- + H+
escrezione
reni
HCO3-
Ossa e tessuto connettivo
Se il sistema tampone raggiunge i propri limiti e la capacità del
rene di eliminare gli acidi è esaurita, per mantenere condizioni
metaboliche ottimali l’organismo deve provvedere a togliere questi
acidi immediatamente “dalla circolazione”. Ciò avviene mediante
il deposito degli acidi nel tessuto connettivo che per le sue
caratteristiche fisiche risulta particolarmente adatto ad assorbire gli
acidi: un po’ come una spugna che si gonfia d’acqua.
In alternativa vengono liberate dalle ossa delle sostanze basiche
(ad esempio bicarbonato e fosfato di calcio) ciò che a lungo andare
può compromettere la salute delle ossa.
GLI INDICATORI DI pH
Per conoscere il pH di una soluzione si può far uso del piaccametro
(misuratore di pH), uno strumento che fornisce una misura immediata e
precisa dell'acidità della soluzione, oppure si può far ricorso a speciali
sostanze dette indicatori chimici. Con alcune di queste sostanze forse
senza rendersi conto hanno a che fare quotidianamente molte persone.
Tutti avranno notato che il the schiarisce per l’aggiunta di alcune gocce di
succo di limone: è evidente pertanto che in quell’infuso sono contenute
delle sostanze colorate che a contatto dell’acido contenuto nel succo di
limone (acido citrico) reagiscono trasformandosi in altre sostanze incolori.
Se ora a questo the decolorato si aggiungessero alcune gocce di
ammoniaca, sostanza notoriamente basica, l’infuso riacquisterebbe il suo
colore scuro. Questa è anche una prova (casalinga) che le basi
neutralizzano l’effetto degli acidi. Si sconsiglia tuttavia, dopo questo
esperimento, di bere quel the.
Ma cos’è un Indicatore di pH ?
Gli indicatori sono composti chimici di natura
organica (il famoso tornasole, ad esempio, si ricava dai
licheni, altri sono preparati artificialmente) con
caratteristiche di acidi o di basi deboli. La loro
struttura molecolare è molto complessa e pertanto, per
studiarne il meccanismo d'azione li considereremo acidi
deboli di formula generica HIn. La loro caratteristica
peculiare è quella di avere la molecola indissociata
HIn di colore diverso dallo ione In-.(molecola
dissociata)
Gli indicatori vengono sempre usati in quantità minime
per non turbare, con la loro presenza, gli equilibri di
dissociazione presenti in soluzione, che sono poi quelli di cui
si deve valutare il pH.
Esempio:
HIn + H2O  In- + H3O+
rosso
giallo
Questo equilibrio è regolato dalla concentrazione di H3O+, cioè
dal pH della soluzione. Se in soluzione sono presenti gli ioni H3O+
in quantità notevole, l'equilibrio scritto sopra risulterà spostato a
sinistra e prevarrà il colore rosso delle molecole indissociate; se in
soluzione vi sarà un eccesso di ioni OH- questi abbasseranno la
concentrazione degli ioni H3O+ dell'equilibrio, il quale
conseguentemente si sposterà verso destra e si noterà il colore
giallo dello ione In-.
All'equilibrio di cui sopra, è possibile applicare la legge di
Henderson-Hasselbach:
[In-]
pH = pK + log ————
[HIn]
Supponiamo che il pK In =5
Da questa equazione si ricava immediatamente il colore della
soluzione al cambiare del pH. Se l'indicatore fosse posto in una
soluzione a pH = 5, poiché anche il pK dell'indicatore è 5, il
logaritmo del rapporto [In-]/[HIn] sarebbe uguale a zero e il
rapporto [In-]/[HIn] varrebbe 1: il colore sarebbe quindi
arancione (misto fra rosso e giallo)
Se la soluzione diventa gialla il pH è maggiore di 5 perchè
[In-]/[Hin > 1 pH > pK.
Se la soluzione diventa rossa il pH della soluzione sarà minore
di 5 per lo stesso motivo
Gli indicatori sono in grado solo di specificare se la
soluzione in cui vengono immersi ha un pH
maggiore o minore del pK dell'indicatore stesso.
Quando il pK dell'indicatore è uguale al pH della
soluzione si dice che si è sul punto di viraggio
perché in corrispondenza di questo punto la
soluzione cambierebbe colore per l'aggiunta di
piccole quantità di acido o di base
Esempi:
pKa
fenolftaleina
pKa
blu di
bromotimolo
pKa
metil arancio
pKa
rosso fenolo
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14