Bioquímica/Valores de pKa
Es difícil discutir el tema de la bioquímica sin una base firme en química general y química orgánica, pero si uno no recuerda el concepto de la constante de disociación ácida (pKa) de la química orgánica, puede leer sobre el tema a continuación.
Los tampones o buffer son esenciales para las reacciones bioquímicas, ya que proporcionan un valor de pH (más o menos) estable para que las reacciones tengan lugar en circunstancias que cambian constantemente. El valor del pH en las células vivas tiende a caer entre 7,2 y 7,4, y este nivel de pH generalmente se mantiene mediante ácidos débiles. (Los valores de pH en lisosomas y peroxisomas difieren de este valor, al igual que las mediciones de pH del estómago y otros órganos que se encuentran en varios tipos de plantas y animales).
Un ácido se define aquí simplemente como cualquier molécula que puede liberar un protón (H+) en una solución. Los ácidos más fuertes tienen más probabilidades de liberar un protón, debido a sus propiedades atómicas y moleculares. La tendencia de un ácido a liberar un protón se denomina constante de disociación (Ka) de esa sustancia.
- HA <-> H+ + A-.
![{\displaystyle {K}_{a}={[{H}^{+}][{A}^{-}] \over [HA]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7f85f756d083fc3ed30e806bb5590e36fb963516)
Un gran Ka significa una gran tendencia a disociarse en protón.(Ácido fuerte).
Por tanto, el pH al que se disocia el 50% de los protones se puede calcular como:
- pKa = -log ( Ka )
Esto nos da la Ecuación Henderson-Hasselbalch:
![{\displaystyle {pH}={pK}_{a}+\log {[{\text{base}}] \over [{\text{acid}}]}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/80f8547bca6ac73537bd86d1ceaf1f33828aa04c)
La ecuación de Henderson-Hasselbalch predice el comportamiento de las soluciones tampón o Buffer.