AGUA Y FLUIDOS OCULARES
Enviado por tolero • 23 de Marzo de 2018 • 879 Palabras (4 Páginas) • 385 Visitas
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Electrolitos débiles y buffers en el agua
Células y tejidos (con algunas excepciones notables, como las células que recubren el estómago) están bañadas en soluciones acuosas que deben mantener una concentración casi neutro consistente de iones de hidrógeno. La concentración de iones de hidrógeno en estas células es por lo general en 1x10-7.4 M y es necesario para mantener la estructura y función de proteínas (la vida misma). Esta concentración se expresa convenientemente como su valor logaritmo negativo de 7,4 y es el valor de pH más común para fluidos biológicos tanto dentro como fuera de las células. El término '' pH '' se explica en primer lugar y usada por el bioquímico escandinava Sorensen en 1909. El pH es controlado principalmente por los electrolitos débiles presentes tanto en soluciones acuosas, biológicas ocular y no oculares.
Estos electrolitos débiles son ácidos que sólo parcialmente ionizan (iones de formulario) en soluciones. Debido a su ionización parcial, ya sea que puedan asumir o donar iones de hidrógeno para controlar el pH de la solución. Un ejemplo de un electrolito débil es el ácido acético, el ácido que se encuentra es el vinagre de casa.
Con el fin de comprender cómo funcionan los buffers, es necesario comprender el concepto de la forma de ionización débil electrolito puede ser determinada. Esto se hace mediante la comparación de las concentraciones del ionizado a las formas no ionizadas para obtener una relación conocida como la constante de disociación. Por lo tanto, se utiliza la expresión:
Ka =[H+][A-] / [HA]
Donde Ka es la constante de disociación [H +] es la concentración de iones hidrogeno en moles; [A +] es la concentración molar del anión; y [HA] es la concentración molar del ácido no disociado (no ionizada). Usando el ejemplo de ácido acético, se ha encontrado que la constante de disociación (Ka) de este ácido es: 1.74x 10-5. El logaritmo negativo o pKa de ese valor = 4,76. Usando el logaritmo negativo de la Ka es conveniente para determinar el pH de una solución de este ácido
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