Gli acidi sono noti fin dall ’ antichità in quanto il sa-pore «acido» è uno dei quattro sapori fondamentali che il senso del gusto permette di distinguere.

La parola acido deriva dal latino «acetum» (ace-to). Col tempo, però, il termine si è esteso a tutte le sostanze che hanno un sapore acidulo. Base o alcali deriva invece dall ’ arabo «al kali» (la cenere delle piante) e designa sostanze in grado di neutra-lizzare gli acidi e, generalmente, dotate di un sapore amaro.

Nel 1664, nel suo trattato Experiments and Con-siderations Touching Colours, il chimico inglese Robert Boyle osservò che una delle proprietà degli acidi era quella di colorare di rosso il tornasole, un colorante estratto da alcuni licheni, mentre altre sostanze presenti nella cenere, dette basi, ne muta-vano il colore in blu ed erano in grado di annullare le proprietà degli acidi (figura 9.1).

Da queste prime osservazioni sperimentali deri-va la primissima classificazione di acidi e basi, basa-ta sulla capacità di queste sostanze di modificare il colore di pigmenti vegetali quali il tornasole, senza che fosse data, però, alcuna spiegazione scientifica a tale fenomeno.

9.1  La teoria di ArrheniusIl primo a formulare una teoria completa su acidi e basi fu il chimico svedese Svante August Arrhenius, nella seconda metà dell ’ Ottocento. Per Arrhenius un acido generico (HA) è un composto in grado di dissociarsi in acqua rilasciando idrogenioni o ioni H+ secondo la reazione:

HA → A– + H+

Una base generica (BOH), invece, è un composto in grado di dissociarsi, in soluzione acquosa, rila-sciando ossidrilioni o ioni OH– secondo la reazio-ne:

BOH → B+ + OH–

Poiché queste reazioni di dissociazione sono – al-meno teoricamente – reversibili, applicando la leg-

ge di azione di massa (v. paragrafo 8.5), si ottiene una costante di equilibrio che, nel caso di un acido si chiama costante di dissociazione dell ’ acido Ka, data da:

[HA][A ][H ]

Ka

–=

+

e nel caso di una base si chiama costante di disso-ciazione della base Kb, data da:

[ ][ ][ H ]

BOHB O

Kb

–=

+

Dall ’ unione di un acido e di una base si ottiene un sale e acqua:

HA + BOH → B+A– + H2O

La teoria di Arrhenius ha permesso di interpretare numerosi fenomeni legati ad acidi e basi e di de-terminare i valori delle loro costanti di dissociazio-ne. Tuttavia lo sviluppo della teoria atomica, con una conoscenza più approfondita della struttura dell ’ atomo e dei legami chimici, ha reso necessaria la formulazione di nuove teorie, più aderenti alla realtà.

9 Acidi, basi e sali

CAPITOLO

128  Definire il concetto di acido, base, sale e di pH.

129  Definire il concetto di tampone e interpretarne il ruolo fisiologico, valutando il controllo degli equilibri acido-base dell ’ organismo e del pH ematico.

71 Descrivere le modalità di regolazione del pH plasma-tico da parte della funzione respiratoria e interpretare le variazioni del pH dovute a questa.

311 Descrivere la fisiopatolo-gia dell ’ equilibrio acido-base e del ricambo idro-elettro-litico.

1474  interpretare in chia-ve fisiopatologica i risultati dell ’ emogasanalisi per di-stinguere le alterazioni della funzionalità respiratoria.

1641  interpretare le princi-pali alterazioni dell ’ emogas-analisi.

UDE

figura 9.1 il tornasole (litmus) colora in rosso una sostanza aci-da e in blu una sostanza basica.

120 Chimica generale medica © 978-8808-25237-1Parte 1

base coniugata o come acido coniugato a seconda che si trovi in presenza di un acido o di una base.

Nella teoria di Arrhenius le basi sono gli idrossi-di BOH. Come possono essere spiegate le proprietà basiche di questi composti con la teoria di Brøn-sted-Lowry? Semplicemente in soluzione gli idros-sidi si dissociano in uno ione positivo B+, che non è né acido né basico, e in OH–, che è la vera base in quanto può accettare idrogenioni formando acqua.

Tre sono le differenze principali tra la teoria di Brønsted-Lowry e quella di Arrhenius:

• la prima, come già detto, è che lo ione H+ non può esistere libero: in soluzione acquosa esso sarà sempre legato all ’ acqua formando lo ione H3O+, detto comunemente idrogenione, anche se il nome ufficiale dovrebbe essere catione ossonio;

• la seconda differenza, più rilevante dal punto di vista pratico, è che un acido può essere tale solo in presenza di una base, mentre nella teoria di Arrhenius gli acidi in presenza di basi reagivano formando un sale, con la conseguente scomparsa sia dell ’ acido sia della base;

• la terza differenza è che a ogni acido corrispon-de una base coniugata, quindi i due concetti, acido e base, non sono più antitetici ma sono, per così dire, due facce di una sola medaglia. Come vedremo, quindi, un ’ unica costante di dissocia-zione permette di conoscere sia il comportamen-to di un acido sia quello della sua base coniugata.

9.3  Dissociazione dell ’ acquaL ’ acqua è in grado di accettare e cedere protoni, ed esiste un equilibrio:

H O OH+"H O2 2 3–# +

a cui possiamo applicare la legge di azione di mas-sa; a 25 °C si verifica che il valore della costante di equilibrio è:

H O,

H OOH

K 3 2 10eq2

23 18–

–

$= =+666@@@

9.2  La teoria di Brønsted e LowryNel 1923, due scienziati, Thomas Martin Lowry a Cambridge e Johannes Nicolaus Brønsted a Copen-hagen, arrivarono contemporaneamente e separa-tamente a formulare una nuova importante teoria sugli acidi e sulle basi. Un punto importante della teoria di Brønsted-Lowry è l ’ osservazione che H+

altro non è che un protone il quale, per le sue di-mensioni piccolissime, deve necessariamente esse-re legato ad altri atomi.

La conseguenza è modesta per quanto riguarda la definizione di acido, mentre è molto rilevante per la definizione di base. Infatti, secondo la teoria di Brønsted-Lowry, si definisce:

• acido un composto in grado di rilasciare ioni H+ in presenza di un altro composto in grado di ac-cettarli;

• base un composto in grado di accettare e quindi legare ioni H+.

Secondo queste definizioni indicheremo l ’ acido con la formula generica HA, come nel paragrafo precedente, mentre indicheremo la base con la for-mula generica B: in cui i due puntini (:) accanto alla B indicano una coppia di elettroni non impegnati, che sono indispensabili per legare H+ che non ha elettroni:

HA + B: → A– + BH+

La reazione è reversibile e, se riscritta da destra ver-so sinistra, diventa:

A– + BH+ → HA + B:

In questa reazione BH+ cede il protone, quindi è l ’ acido, mentre A– lega il protone, quindi è una base. Diremo quindi che A– è la base coniugata di AH, mentre BH+ è l ’ acido coniugato di B:.

A ogni acido corrisponde una base coniugata, a ogni base corrisponde un acido coniugato.

Da quanto esposto è evidente che il definire un composto acido o base dipende essenzialmente dal senso in cui noi osserviamo la reazione, perché i due concetti sono sempre indissolubilmente legati.

Come può dunque un composto comportarsi da acido se esso è l ’ unico composto presente in una soluzione acquosa? La risposta è semplice: sarà l ’ acqua ad agire da base.

L ’ acqua, quindi, non solo agisce come solvente, ma interviene direttamente nella reazione chimica:

HA + H2O → H3O+ + A–

e in soluzione non vi saranno ioni H+, bensì ioni H3O+ (idrogenioni). Analogamente per una base l ’ acqua fornirà i protoni, cioè si comporterà da aci-do:

B: + H2O → BH+ + OH–

Esempi di coppie di acido e base coniugati sono dati dalla figura 9.2, in cui l ’ acqua si comporta come

figura 9.2 Esempi di coppie acido-base coniugati.

HCI

Acido AcidoBase Base

+ H2O CI– + H3O+

NH3

Acido AcidoBase Base

+ H2O NH4+ + OH–

121Capitolo 9Acidi, basi e sali© 978-8808-25237-1

• se in una soluzione la concentrazione di H3O+ è maggiore della concentrazione di OH–, la solu-zione si dice acida;

• se la concentrazione di OH– è maggiore della concentrazione di H3O+, la soluzione si dice basica;

• se H3O+ e OH– hanno la stessa concentrazione, la soluzione si dice neutra.

9.3.1  Il pHDato che le variazioni di concentrazione di idro-genioni e ossidrilioni sono spesso molto grandi (pari a vari ordini di grandezza), risulta più pratico esprimere tali variazioni per mezzo di una scala più «compatta»: la scala logaritmica in base 10. In questo modo una variazione di 10 volte della concentrazione provocherà un aumento (o una diminuzione) di una unità in scala logaritmica. Inoltre, le concentrazioni sono in pratica sempre minori di 1, quindi, per non usare potenze di 10 con esponenti negativi, è oppor-tuno utilizzare il logaritmo con il segno cambiato.

Si definisce quindi pH il logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione degli ioni H3O+:

pH= –log[H3O+]

ovvero il logaritmo del reciproco della concentra-zione di idrogenioni:

logpHH O

13

= +6 @Si noti che il simbolo «p» indica sempre il logarit-mo in base 10 cambiato di segno.

Analogamente, si definisce pOH il logaritmo ne-gativo, in base 10, della concentrazione di OH–:

pOH = –log [OH–]

In una soluzione neutra, la concentrazione degli idrogenioni è uguale a quella degli ossidrilioni, quindi dovremo avere:

[H3O+] = [OH–] = 10–7

infatti 10–7 · 10–7= 10–14, che corrisponde al valore di Kw . Dato che per indicare la concentrazione de-gli idrogenioni è prassi utilizzare il pH, anziché la concentrazione molare, indicando con pKw il loga-ritmo negativo del prodotto ionico dell ’ acqua pos-siamo scrivere la relazione (2):

pH + pOH = pKw = 14

e nell ’ acqua pura pH = pOH = 7. Una soluzione neutra avrà quindi un pH = 7.

In una soluzione acida (H3O+ > OH–) la con-centrazione di H3O+ sarà maggiore di 10–7, quindi si avrà un pH < 7.

Come si nota dal valore della costante (1), l ’ equili-brio di dissociazione dell ’ acqua è molto spostato verso sinistra, cioè la quantità di acqua indissociata presente all ’ equilibrio è enormemente più grande dell ’ acqua dissociata. Il valore ottenuto così basso della costante di equilibrio ci consente di fare una comoda approssimazione, cioè che la concentra-zione dell ’ acqua indissociata all ’ equilibrio sia circa uguale alla concentrazione dell ’ acqua tota-le; anche se questo non è esatto, perché una picco-lissima frazione dell ’ acqua presente si è dissociata, la differenza è talmente piccola che l ’ errore intro-dotto da questa approssimazione è trascurabile.

Con questa approssimazione, quindi, la concen-trazione dell ’ acqua viene considerata costante, e, dato che la concentrazione dell ’ acqua totale è sem-pre la stessa – cioè pari a 55,5 M – il suo valore può essere inglobato nella costante di equilibrio.

L ’ espressione della legge di azione di massa per la dissociazione dell ’ acqua può essere pertanto così trasformata:

Keq [H2O]2 = [H3O+][OH–]

Poiché la concentrazione dell ’ acqua è costante, il prodotto

Keq [H2O]2 = 3,2 · 10–18 · (55,5)2

è anch ’ esso una costante che viene indicata con il simbolo Kw, e l ’ espressione dell ’ equilibrio di disso-ciazione dell ’ acqua diventa:

Kw = [H3O+][OH–] = 1,0 · 10–14

La costante Kw è detta costante del prodotto ioni-co dell ’ acqua e il suo valore, come risulta dai calco-li sopra riportati, è 1,0 · 10–14 a 25 °C.

La Kw, come tutte le costanti di equilibrio, varia con la temperatura, ma questa variazione, nel ri-stretto intervallo di temperature di interesse per i sistemi biologici, è trascurabile.

Questa relazione rappresenta un equilibrio sem-pre presente nell ’ acqua, e dovrà essere sempre ri-spettata. Se all ’ acqua aggiungiamo un acido, esso cede ioni H+ all ’ acqua formando ioni H3O+ la cui concentrazione aumenterà, e di conseguenza dovrà diminuire la concentrazione degli OH– per mante-nere costante il valore del prodotto ionico.

In modo analogo l ’ aggiunta di basi, che sottrag-gono ioni H+ all ’ acqua, farà aumentare gli OH– e di conseguenza dovrà diminuire la concentrazione degli H3O+ per mantenere sempre costante il valore del prodotto ionico. Da queste considerazioni deri-vano alcune importanti definizioni:

(1) In alcuni testi viene riportata come costante di equilibrio per la dissociazione dell’acqua il valore 1,8 · 10–16. Questo va-lore non tiene conto che secondo la teoria di Brønsted-Lowry due molecole di acqua partecipano alla reazione, per cui al denominatore la concentrazione dell’acqua è elevata al qua-drato e il valore corretto della costante è 3,2 · 10–18.

(2) Si ricordi la proprietà per cui il logaritmo del prodotto di due numeri è uguale alla somma dei logaritmi dei due numeri stessi.

122 Chimica generale medica © 978-8808-25237-1Parte 1

Il prodotto Keq[H2O] altro non è che la Ka, la co-stante di dissociazione di un acido prevista dalla teoria di Arrhenius, con la sola differenza che al posto della concentrazione di H+ si utilizza più cor-rettamente la concentrazione di H3O+.

Analogamente, per una base generica avremo la reazione:

B: + H2O ⇄ BH+ + OH–

Applicando la legge di azione di massa si ottiene:

:B H OBH OH

Keq2

–

=+6

6 66

@@

@@

Anche in questo caso è possibile considerare la concentrazione dell ’ acqua una costante e pertan-to inglobarla nella costante di equilibrio; si ottie-ne così un ’ espressione sovrapponibile alla Kb della teoria di Arrhenius, la costante di dissociazione di una base:

:H O

BBH OH

K Keq b2

–

= =+

6 666@ @@@

Bisogna notare che le specie che compaiono in que-sta espressione della Kb sono B:, la base, e BH+, l ’ aci-do coniugato, anziché BOH, la base, e B+, la base dis-sociata della teoria di Arrhenius. Tuttavia, dato che quello che conta è la concentrazione di OH– all ’ equi-librio, il valore della Kb è identico in entrambe le teo-rie, e anche se con la teoria di Brønsted non si ha una dissociazione, la Kb continua a essere impropriamen-te chiamata costante di dissociazione della base.

Consideriamo nuovamente un acido generico HA in acqua:

HA + H2O ⇄ H3O+ + A–

l ’ acido si dissocia cedendo uno ione H+ all ’ acqua e si trasforma nella sua base coniugata A–, con una costante di dissociazione

HAA H O

Ka3

–

=+6

66@@@

Si consideri ora il comportamento in acqua di una base, ma utilizzando la base coniugata di HA:

A– + H2O ⇄ HA + OH–

Per esempio, se in una soluzione si aggiunge aci-do fino ad avere una concentrazione di idrogenioni 10–5, il pH sarà 5.

In una soluzione basica (H3O+ < OH–) la con-centrazione di H3O+ sarà minore di 10–7, quindi si avrà un pH > 7 (figura 9.3).

Poiché in una soluzione acquosa è sempre valida la relazione pH + pOH = 14, conoscendo il pOH si ottiene immediatamente il pH dalla differenza 14 – pOH. Analogamente, è possibile calcolare il pOH conoscendo il pH.

La variazione di una unità di pH comporta una variazione di dieci volte la concentrazione di idro-genioni (tabElla 9.1).

9.4  Costanti di dissociazioneSi consideri la reazione in acqua di un acido gene-rico HA:

HA + H2O ⇄ H3O+ + A–

Applicando la legge di azione di massa si ottiene:

HA H OA H O

Keq2

3–

=+

66 6

6@@

@@

Questa equazione differisce da quella riportata se-condo il modello di Arrhenius solo per la presenza al denominatore della concentrazione dell ’ acqua; tuttavia questa concentrazione può essere con-siderata una costante, come già visto nel caso del prodotto ionico dell ’ acqua riportato nel precedente paragrafo.

Se la concentrazione dell ’ acqua è costante, può essere inglobata nella costante di equilibrio della reazione:

H OHA

A H OK Keq a2

3–

= =+

6 666@ @@@

tabElla 9.1 tabella di conversione tra le concentrazioni molari degli idrogenioni e i relativi valori di pH.

[H3O–] 100 10–1 10–2 10–3 10–4 10–5 10–6 10–7

pH 0 1 2 3 4 5 6 7

[H3O–] 10–8 10–9 10–10 10–11 10–12 10–13 10–14

pH 8 9 10 11 12 13 14

figura  9.3 intervallo dei valori di pH nelle soluzioni acide e basiche.

0pH

pOH

1 2 3 4 5 6 7

Basicità crescente

SOLUZIONI ACIDE

SOLUZIONI BASICHE

Acidità crescente

8 9 10 11 12 13 14

14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

123Capitolo 9Acidi, basi e sali© 978-8808-25237-1

to che da essa deriva, l ’ idrogenione H3O+, il cui contributo all ’ energia libera standard sarà sempre uguale.

Da ciò deriva che a determinare il valore della co-stante di dissociazione sarà la stabilità relativa della forma indissociata, l ’ acido HA, e quella della forma dissociata, la base coniugata A–. I fattori che inter-vengono per determinare il valore della costante di dissociazione sono essenzialmente due: l ’ elettrone-gatività e la densità di carica elettrica.

Gli atomi con alta elettronegatività (v. capitolo 1) tenderanno ad attirare gli elettroni di legame dell ’ idrogeno, favorendo il rilascio dell ’ idrogenio-ne. Confrontando l ’ acido fluoridrico, HF, la cui Ka è 3,5 · 10–4, con l ’ acido cianidrico, HCN, la cui Ka è 4,9 · 10–10 (valori calcolati a 25 °C), si osserva che l ’ acido fluoridrico è molto più forte dell ’ acido cia-nidrico, dato che il fluoro è molto più elettronega-tivo del carbonio.

La densità di carica elettrica ha un ruolo ancora più importante, perché tanto più bassa è la densità di carica, tanto maggiore è la stabilità dello ione. Fluo-ro e iodio appartengono allo stesso gruppo del siste-ma periodico, e il fluoro è più elettronegativo dello iodio, tuttavia l ’ acido fluoridrico è un acido debole, mentre l ’ acido iodidrico, HI, è un acido forte. Que-sta apparente contraddizione è spiegata dalla grande differenza di raggio atomico tra il piccolo fluoro e il grande iodio, per cui la densità di carica sullo ione ioduro, I–, è molto minore di quella sullo ione fluo-ruro, F–. Il raggio atomico maggiore non solo de-termina una minore densità di carica, ma permet-te anche di formare un maggior numero di legami ione-dipolo con l ’ acqua, stabilizzando lo ione.

Un altro esempio è dato dal confronto tra acido ipocloroso, HClO, e acido perclorico, HClO4. La carica negativa nello ione ClO4

– viene distribuita sui quattro atomi di ossigeno, mentre nell ’ acido ipo-cloroso è presente un solo atomo di ossigeno. Per questo motivo l ’ acido perclorico è un acido forte, con Ka = 103, mentre l ’ acido ipocloroso è un acido debole, con Ka = 3,7 · 10–8.

Abbiamo visto che il valore della Ka di un aci-do ci dice quanto l ’ equilibrio è spostato verso de-stra. Tanto più grande è il valore della Ka, tanto più l ’ acido sarà dissociato. In alcuni casi l ’ equilibrio

La base A– strappa un H+ all ’ acqua formando l ’ aci-do HA, e avrà una costante di dissociazione:

HAA

OHKb –

–

=666@@@

In entrambe le espressioni compaiono HA e A–; moltiplicando Ka per Kb e semplificando, si ottiene:

HAA H O

AHA OH

H O OH

K K

K

a b

w

3

3

–

–

–

–

$= =

= =

+

+

6

6

66

6

666@

@

@

@

@

@@@

cioè

KaKb = Kw

Possiamo quindi concludere che il prodotto tra la costante di dissociazione di un acido e la costante di dissociazione della sua base coniugata è uguale al prodotto ionico dell ’ acqua.

In pratica, conoscendo la Kb è immediatamente possibile conoscere il valore della Ka dell ’ acido co-niugato, e viceversa.

9.4.1  Acidi forti e acidi deboliLa forza di un acido ci indica la tendenza dell ’ aci-do a cedere il suo protone. In generale si considera forte un acido che ha una costante di dissociazione acida (Ka) maggiore di 10–2 (tabElla 9.2). Le costanti di dissociazione degli acidi forti, anche se sono sta-te misurate, non vengono utilizzate praticamente. In soluzione diluita, questi acidi sono completa-mente dissociati. Definiamo invece acido debo-le un acido che, anche in soluzione diluita, non è completamente dissociato (tabElla 9.3).

Ma da cosa dipende la forza di un acido? In altri termini, quali sono i fattori che determinano il va-lore della costante Ka?

La costante di dissociazione degli acidi, come tutte le costanti di equilibro, è correlata alla diffe-renza di energia libera standard tra prodotti e rea-genti (v. capitolo 5). Data la dissociazione generica di un acido in acqua:

HA + H2O ⇄ H3O+ + A–

qualunque sia l ’ acido che consideriamo nella rea-zione il secondo reagente, l ’ acqua appunto, è sem-pre lo stesso, ed è sempre lo stesso anche il prodot-

tabElla 9.2 acidi forti.

Nome Formula

Acidocloridrico HCl

Acidobromidrico HBr

Acidoiodidrico HI

Acidoperclorico HClO4

Acidonitrico HNO3

tabElla 9.3 acidi deboli.

Nome Formula Ka (a 25 °C) Kb (a 25 °C)

Acidofluoridrico HF 3,5∙10–4 2,8∙10–11

Acidoacetilsalicilico C6H5OCOOH 3,4∙10–4 2,9∙10–11

Acidoformico HCOOH 1,8∙10–4 5,6∙10–11

Acidolattico C2H4OCOOH 8,4∙10–4 1,2∙10–11

Acidobenzoico C6H5COOH 6,5∙10–5 1,5∙10–10

Acidoacetico CH3COOH 1,8∙10–5 5,6∙10–10

Acidocianidrico HCN 4,9∙10–10 2,0∙10–5

Ioneammonio NH4+ 5,6∙10–10 1,8∙10–5

124 Chimica generale medica © 978-8808-25237-1Parte 1

La soluzione è acida.

■ Si calcoli il pH di una soluzione di HCl 10–8 M (quindi minore di 10–6 M).

HCl è un acido forte quindi in H2O si dissocia com-pletamente, ma la concentrazione degli idrogenio-ni derivanti dall ’ acido, 10–8 M, è inferiore a quella degli idrogenioni provenienti dalla dissociazione dell ’ acqua, 10–7 M. In una soluzione così diluita la concentrazione degli ioni H3O+ è quindi uguale a 10–7, cioè è dovuta principalmente alla dissociazio-ne dell ’ acqua; di conseguenza il pH sarà circa 7.

■ Si calcoli il pH di una soluzione 0,01 M di NaOH.

L ’ idrossido di sodio è una base forte che in H2O si dissocia completamente, per cui:

[OH–] derivante dalla base = [NaOH] = 0,01 M

pOH = –log 0,01 = –log 10–2 = 2

Quindi, poiché pH + pOH = 14, si ricava che pH = = 14 – 2 =12. La soluzione risultante è basica.

Il pH di una soluzione di un acido o di una base debole è invece più complesso da calcolare, a meno che non si facciano alcune approssimazioni che non sempre sono valide. Più interessante è consi-derare cosa succede quando in una soluzione sono presenti contemporaneamente un acido debole e uno forte (oppure una base debole e una forte).

In questo caso l ’ acido forte rilascerà i suoi idro-genioni, facendone aumentare la concentrazione nella soluzione. Per il principio dell ’ equilibrio mo-bile, l ’ aumento della concentrazione idrogenionica provocato dall ’ acido forte sposterà verso sinistra l ’ equilibrio di dissociazione dell ’ acido debole, che quindi rimarrà praticamente indissociato.

EsempioIn una soluzione 10–3 M di acido acetico (pKa 4,74), il 12% dell ’ acido è in forma dissociata, e il pH del-la soluzione è circa 3,89. Aggiungendo alla stessa soluzione acido cloridrico fino a una concentra-zione 10–3 M, l ’ equilibrio si sposta verso la forma indissociata dell ’ acido acetico e la concentrazione della forma dissociata scende a 1,7%. Il pH della soluzione scende a 3,0 per la presenza dell ’ acido cloridrico, e il contributo dell ’ acido acetico è tra-scurabile.

9.4.3  Acidi poliproticiGli acidi poliprotici sono acidi che sono in grado di rilasciare più di un idrogenione. Per ogni idro-genione che viene rilasciato, esiste un equilibrio diverso; per esempio, nel caso di un acido diprotico H2A, avremo:

H2A + H2O ⇄ HA– + H3O+

HA– + H2O ⇄ A2– + H3O+

sarà talmente spostato verso destra che la quantità di acido rimasto indissociato sarà trascurabile: in questi casi potremo considerare l ’ acido completa-mente dissociato, e diremo che l ’ acido è un acido forte.

In altri casi una parte non trascurabile dell ’ acido rimarrà in forma indissociata, e allora parleremo di acido debole. Per un acido debole possiamo co-noscere sia la Ka sia la Kb della sua base coniugata, ricordando la relazione che lega le due costanti, KaKb = Kw. Come conseguenza di questa relazione, tanto più grande è la Ka dell ’ acido, tanto più picco-la è la Kb della sua base coniugata. Quindi la base coniugata di un acido forte sarà una base così de-bole da non avere un carattere basico apprezzabile, mentre la base coniugata di un acido debole avrà un carattere basico più o meno marcato in funzione del valore della Kb.

Per semplificare i calcoli, visto che il valore della Ka degli acidi deboli può essere piuttosto piccolo, è bene passare alla notazione logaritmica, come è sta-to fatto passando dalla concentrazione di H3O+ al pH. Di ogni acido possiamo determinare il valore di pKa = log 1/Ka e di ogni base, di conseguenza, il valore di pKb = log 1/Kb. È opportuno ricordare che i pK sono i logaritmi negativi, di conseguenza ad alti valori di pKa o pKb, corrispondono bassi valo-ri della costante di dissociazione dell ’ acido o della base corrispondente, e viceversa.

Per esempio l ’ acido acetico, la cui Ka è 1,8 . 10–5 ha pKa = 4,74, mentre l ’ acido cianidrico, la cui Ka è di 6,2 . 10–10, ha un pKa = 9,21.

Comunque è bene sottolineare che il pH è riferito sempre a una soluzione, mentre il pK si riferisce sem-pre a un acido o a una base.

9.4.2  Il calcolo del pH di una soluzione di acido forte o di acido deboleIl pH di una soluzione di un acido forte si calcola facilmente: la concentrazione di idrogenioni in so-luzione è uguale alla concentrazione dell ’ acido, dato che tutto l ’ acido aggiunto alla soluzione libera i suoi idrogenioni. In realtà, in soluzione ci sono an-che gli idrogenioni provenienti dalla dissociazione dell ’ acqua, ma la loro concentrazione sarà di nor-ma trascurabile, a meno che l ’ acido non sia molto diluito, a una concentrazione inferiore a 10–6 M.

Analogamente, per la soluzione di una base forte (un idrossido), la concentrazione di ioni OH– è uguale alla concentrazione della base; trovato il pOH, si determina il pH dalla relazione pH + pOH = = pKw = 14.

Esempi■ Si calcoli il pH di una soluzione 0,001 M di HCl.

HCl è un acido forte con Ka >> 1, quindi in H2O si dissocia completamente:

[H3O+] derivante dall ’ acido = [HCl] = 0,001 M

pH = –log 0,001 = –log 10–3 = 3

125Capitolo 9Acidi, basi e sali© 978-8808-25237-1

bonato è sia un acido sia una base, ovvero è un elet-trolita anfotero:

HCO3– + H2O ⇄ CO3

2– + H3O+ (Ka = 4,8 . 10–11)

HCO3– + H2O ⇄ H2CO3 + OH– (Kb = 2,4 . 10–8)

A pH basso, l ’ elevata concentrazione di ioni H3O+ spingerà a sinistra il primo equilibrio e l ’ acido de-bole non riuscirà a dissociarsi, mentre il secondo equilibrio si sposterà a destra perché ad alta con-centrazione di ioni H3O+ corrisponde una bassa concentrazione di ioni OH–. HCO3

– legherà idroge-nioni formando H2CO3, e cioè comportandosi da base.

A pH alto, invece, la bassa concentrazione di ioni H3O+ spingerà a destra il primo equilibrio e l ’ acido debole si dissocerà, mentre il secondo equilibrio si sposterà a sinistra a causa dell ’ elevata concentra-zione di ioni OH–. HCO3

– cederà idrogenioni for-mando CO3

2– e comportandosi quindi da acido.Infine, sciolto in acqua, in assenza di altri acidi

o basi, HCO3– si comporterà da base; infatti, il con-

fronto tra le costanti di dissociazione mostra che questo ione è più forte come base che come acido, essendo Kb > Ka (2,4 . 10–8 > 4,8 . 10–11).

9.5  Reazioni acido-base: i saliSecondo la teoria di Arrhenius, un sale è il com-posto che si ottiene dalla reazione di un acido con una base. Questa definizione deriva dal fatto che tale teoria considera le basi, cioè gli idrossidi, come composti che possono rilasciare un gruppo OH–, e facendo reagire un acido con un idrossido si ottiene appunto un sale e acqua:

HA (acido) + MOH (idrossido) →→ M+A– (sale) + H2O

Esempio

HCl + NaOH → Na+Cl– + H2O

Inoltre, nella classificazione dei composti operata da Arrhenius, poiché il sale non conteneva né idroge-nioni (propri degli acidi) né ossidrilioni (tipici del-le basi), formava una categoria a parte: esistevano dunque gli acidi, le basi, ovvero gli idrossidi, e i sali.

Ciascuna di queste due reazioni avrà una sua costan-te, indicata rispettivamente come Ka1 e Ka2. Anche se i due atomi di idrogeno di H2A sono chimicamen-te indistinguibili, Ka1 sarà sempre maggiore di Ka2, dato che il secondo idrogenione deve essere rilascia-to da uno ione che possiede già una carica negativa.

Analogamente agli acidi poliprotici esistono le basi poliprotiche, cioè basi in grado di accettare più di un idrogenione. In questo caso avremo una Kb per ogni idrogenione acquistato.

Nella tabElla 9.4 sono riportati i valori di alcune costanti di dissociazione di acidi poliprotici a 25 °C.

9.4.4  Elettroliti anfoteriEsistono composti che, in funzione del pH della soluzione, possono comportarsi sia da acidi sia da basi: gli elettroliti anfoteri. Il più comune elettro-lita anfotero è l ’ acqua che, come abbiamo visto, può sia acquistare idrogenioni dagli acidi sia cedere idrogenioni alle basi.

Consideriamo ora un caso più generico, quello della specie AH– derivata da un acido poliprotico H2A che abbia rilasciato solo uno dei suoi idroge-nioni. Tale specie AH– in acqua può partecipare a due equilibri diversi:

AH– + H2O ⇄ A2– + H3O+

AH– + H2O ⇄ H2A + OH–

Nella prima reazione AH– si comporta da acido, rilasciando un idrogenione; tuttavia, dato che è an-che la base coniugata di H2A, nella seconda la rea-zione si comporta da base. Quale delle due reazioni prevarrà dipende solo dal pH, cioè dalla concentra-zione di idrogenioni, e dal valore delle costanti di dissociazione dell ’ acido.

EsempioNaHCO3, il cui nome comune è bicarbonato di so-dio (nome IUPAC: idrogenocarbonato di sodio o carbonato acido di sodio) in soluzione si dissocia dando lo ione Na+ e lo ione HCO3

–. Lo ione HCO3–,

ione bicarbonato, è un acido con Ka = 4,8 . 10–11 (la costante di seconda dissociazione dell ’ acido carbo-nico o Ka2), ed è anche la base coniugata dell ’ acido carbonico H2CO3 con Kb = 2,4 . 10–8 (che si ottie-ne dividendo Kw per la Ka1 dell ’ acido carbonico: 10–14 / (4,2 . 10–7) = 2,4 . 10–8. Quindi lo ione bicar-

tabElla 9.4 acidi poliprotici.

Nome Formula Ka1 Ka2 Ka3

Acidosolforico H2SO4 Moltogrande 1,2∙10–2

Acidosolforoso H2SO3 1,7∙10–2 6,2∙10–8

Acidosolfidrico H2S 1,0∙10–7 ~1,0∙10–15

Acidocarbonico(*) H2CO3 4,2∙10–7 4,8∙10–11

Acidofosforico H3PO4 7,5∙10–3 6,2∙10–8 3,6∙10–13

(*) LaKa1dell’acidocarbonicoinrealtàsiriferisceall’equilibrioCO2+2H2O⇄HCO3–+H3O+(v.paragrafo8.7).

126 Chimica generale medica © 978-8808-25237-1Parte 1

Sali con idrolisi basicaLe soluzioni di sali che contengono lo ione di un me-tallo alcalino e la base coniugata di un acido debole possono essere basiche. Ricordando la relazione tra la Ka di un acido e la Kb della sua base coniugata, è evidente che la soluzione sarà tanto più basica quan-to più debole sarà l ’ acido da cui deriva il sale.

EsempioLa dissociazione dell ’ acetato di sodio in acqua è de-scritta dalla reazione:

CH3COONa → CH3COO– + Na+

Lo ione sodio non ha proprietà acide o basiche, mentre lo ione acetato è la base coniugata di un acido debole, l ’ acido acetico CH3COOH: quindi è una base abbastanza forte (Kb = 5,6 . 10–10) e si avrà idrolisi basica. Un comportamento analogo si ha nell ’ idrolisi del bicarbonato di sodio, NaHCO3.

Sali con idrolisi acidaLe soluzioni di sali che contengono come ione posi-tivo l ’ acido coniugato di una base debole, abbina-to alla base coniugata di un acido forte, possono essere acide. Anche in questo caso, ricordando la relazione tra Ka dell ’ acido coniugato e Kb della base, è evidente che la soluzione sarà tanto più acida quanto più debole sarà la base da cui deriva il sale.

EsempiLa dissociazione del cloruro di ammonio:

NH4Cl → NH4+ + Cl–

libera ioni Cl– e ioni NH4+. Lo ione Cl– è la base co-

niugata di un acido forte e quindi non ha affinità per gli ioni idrogeno; lo ione NH4

+, invece, è l ’ aci-do coniugato della base debole NH3, quindi si avrà idrolisi acida.

Sali che non danno idrolisi o meglio con idrolisi neutraLe soluzioni di sali che contengono uno ione di un metallo alcalino e la base coniugata di un acido forte sono neutre; un esempio tipico è dato dal-le soluzioni di cloruro di sodio, che si dissocia in acqua secondo la reazione: NaCl → Na+ + Cl–. Lo ione sodio non ha proprietà acide o basiche; lo ione Cl– è la base coniugata di un acido forte e quindi non ha affinità per gli ioni idrogeno: nel complesso, l ’ idrolisi del sale è neutra.

Un ulteriore caso in cui la soluzione del sale è neutra si verifica quando il sale proviene da un aci-do debole e da una base debole con valori di Ka e Kb uguali o comunque molto vicini. In questo caso l ’ idrolisi sarà neutra. Un esempio è dato dall ’ aceta-to di ammonio, CH3COONH4.

Pertanto, è importante sapere che quando si scioglie un sale la sua idrolisi può influire sul pH della soluzione. Il comportamento di alcuni tipi di soluzioni saline è riassunto nella tabElla 9.5.

Con la teoria di Brønsted-Lowry le basi non sono più solo gli idrossidi, anzi sono strettamente correlate agli acidi nella coppia acido-base coniuga-ta, quindi la vecchia definizione di sali non può più essere valida. Possiamo definire più correttamen-te i sali come composti in cui gli idrogenioni di un acido sono stati sostituiti da qualunque altro ione positivo.

Lo ione positivo può essere a sua volta o uno ione metallico, quindi privo di caratteristiche sia acide sia basiche, o uno ione con caratteristiche acide.

Esempi■ Nel caso del bicarbonato di sodio NaHCO3, uno ione sodio sostituisce un idrogenione dell ’ acido carbonico (come si evidenzia nel nome «idrogeno-carbonato di sodio» che, pur non essendo quello ufficiale, viene ammesso nell ’ uso corrente dallo IUPAC). In questo caso lo ione sodio, Na+, non ha caratteristiche né acide né basiche.

■ Un altro esempio è dato dal bicarbonato di am-monio (NH4)HCO3, o idrogenocarbonato di am-monio, in cui lo ione positivo NH4

+ che prende il posto di un idrogenione è un acido, essendo l ’ acido coniugato dell ’ ammoniaca, NH3.

9.5.1  Il pH delle soluzioni saline (idrolisi salina)Un sale in acqua si dissocia completamente nei suoi ioni e questi ioni possono reagire con l ’ acqua. Il termine idrolisi salina descrive appunto le reazio-ni acido-base degli ioni formatisi per dissociazione di un sale; queste reazioni possono influire sul pH della soluzione, che risulterà neutra, acida o basica a seconda delle caratteristiche degli ioni in cui si dissocia il sale stesso.

Abbiamo definito sale un composto in cui gli idrogenioni di un acido sono stati sostituiti da ioni metallici o da qualunque altro ione positivo. Di conseguenza, tutti i sali contengono la base coniu-gata dell ’ acido da cui derivano. Se l ’ acido è forte, la base coniugata non sarà in grado di reagire con l ’ acqua. Invece, se l ’ acido è debole, la base coniuga-ta sarà tanto più forte quanto più è debole l ’ acido.

Come abbiamo visto all ’ inizio di questo paragra-fo, lo ione positivo che sostituisce gli idrogenioni può essere uno ione metallico che, non potendo né legare né rilasciare idrogenioni, non dà alcun tipo di reazione con acqua, oppure essere l ’ acido coniu-gato BH+ di una base debole, e in questo caso sarà dotato di caratteristiche acide. D ’ altra parte, anche l ’ anione che costituisce il sale è la base coniugata di un acido: se l ’ acido è forte, l ’ anione-base non avrà tendenza a reagire con l ’ acqua; viceversa se l ’ aci-do è debole la sua base coniugata CH3COO– darà idrolisi.

Riepilogando, dalle varie possibili combinazioni possiamo avere tre tipi di sali.

127Capitolo 9Acidi, basi e sali© 978-8808-25237-1

Le reazioni acido-base in medicina: gli antiacidi

Unantiacidoèunmedicamentocostituito,ingenere,daunoopiùsalibasicicheneutra-lizzano l’acidità dello stomaco grazie alla

loro reazioneacido-base.A livellodellamucosaga-stricailpHvariada0,7a3,8(figura 9.4).Quandoiva-lori sonomoltobassi l’acidocloridricopresentenelsucco gastrico raggiunge le terminazioni nervosenella mucosa gastrointestinale provocando un se-gnaleditipodolorosocheraggiungeilsistemaner-vosocentrale(SNC).

Numerosesonolecausedell’aciditàgastricaqualil’usodialcunifarmaci,pastiabbondanticonconse-guenti difficoltà digestive o problemi di natura in-fiammatoriacomelagastriteacutael’ulceragastrica,oprovocatidareflussogastroesofageo.

Gli antiacidi più comunemente utilizzati, e ven-duticome farmacidabanco, sono ilbicarbonatodisodio,ilcitratodisodio,obasicomel’associazionediidrossidodimagnesioealluminio(tabElla 9.6).Questicomposticontrastanodirettamentel’acidità,aumen-tandoilpHdellostomacoconunareazionediidrolisibasica.

Altri tipi di farmaci antiacidi hanno la proprietàdi formareungelprotettivosullaparetegastrica,esono solitamente in associazione con i composti aidrolisibasica;altriancora,vendibilisolodietropre-scrizionemedica,agisconoconunmeccanismodeltuttodiverso,inquantoriduconoobloccanoreversi-bilmentelasecrezionediacidodapartedellecellulegastriche.

9.6  Prodotto di solubilitàSi definisce solubilità di una sostanza in un solven-te la massima quantità di soluto che si scioglie in una data quantità di solvente, ovvero la massima concentrazione possibile di soluto in un determi-nato solvente. Durante il processo di solubilizza-zione, le interazioni solvente-ioni sono più deboli delle attrazioni elettrostatiche catione-anione; tut-tavia, nel loro complesso, sono così numerose da riuscire a fornire un ’ energia sufficiente a sgreto-lare – cioè, a dissolvere – il solido ionico, almeno

Fondo

Duodeno

Esofago

Stomaco

Pieghe

Mucosagastrica

Tonacamuscolare

Sottomucosa Tonacasierosa

figura 9.4 Stomaco e mucosa gastrica (in basso).

tabElla 9.5 Soluzioni saline e loro pH.

Sale Caratteristiche del catione Caratteristiche dell ’ anione pH della soluzione

NaCl Na+,ionenéacidonébasico(metalloM+)

Cl–,baseconiugatadiacidoforte Neutro

NH4ClNH4

+,acidoconiugatodibasedebole

Cl–,baseconiugatadiacidoforte Acido

NaHCO3Na+,ionenéacidonébasico(metalloM+)

HCO3–,ionebicarbonato:base

coniugatadiunacidodebole Basico

CH3COONH4NH4

+,acidoconiugatodibasedebole:acidoconKa5,6∙10–10

CH3COO–,ioneacetato:baseconiugatadiunacidodebole

Neutro (perchéNH4+èunacido

dellastessaforzadellabaseCH3COO–)

tabElla 9.6 Meccanismo d ’ azione dei principi attivi contenuti in alcuni antiacidi da banco.

BicarbonatodisodioNaHCO3→Na++HCO3

– HCO3

–+H+→H2CO3

CarbonatodicalcioCaCO3→Ca2++CO3

2–

CO32–+2H+→H2CO3

IdrossidodialluminioAl(OH)3→Al3++3OH– 3OH–+3H+→3H2O

Idrossidodialluminio+idrossidodimagnesioAl(OH)3→Mg(OH)2

128 Chimica generale medica © 978-8808-25237-1Parte 1

in questo caso la solubilità s si calcola con l ’ equa-zione (3):

s Kps=

Si noti che questa relazione vale solo per sali di for-mula AB, nei quali cioè sia presente un catione per ogni anione, e a condizione che in soluzione non siano presenti sostanze che alterano le concentra-zioni di tali ioni. Se in soluzione sono presenti altre sostanze che alterano la concentrazione di An+ o di Bn–, la relazione [An+] = [Bn–] non sarà più vali-da, ma il prodotto [An+][Bn–] dovrà sempre essere uguale a Kps e la solubilità del sale AB varierà.

In generale, i principali fattori che possono in-fluenzare la solubilità di un sale sono il pH della soluzione e l ’ effetto dello ione comune. A titolo di esempio, consideriamo un sale poco solubile, il carbonato di bario (BaCO3), che in soluzione sarà presente sotto forma di ioni Ba2+ e CO3

2–:

BaCO3(s) ⇄ Ba2+(aq) + CO3

2–(aq)

Il prodotto di solubilità sarà quindi:

Kps = [Ba2+] [CO32–]

Esaminiamo gli effetti di ciascuno dei due fattori.

pH della soluzione. In questo esempio, essen-do CO3

2– lo ione che si ottiene per dissociazione dell ’ acido carbonico, la sua concentrazione sarà influenzata dal pH della soluzione. Se la soluzio-ne è basica, CO3

2– rimane inalterato, mentre se la soluzione è acida, CO3

2–, essendo la base coniuga-ta di un acido debole, legherà gli idrogenioni tra-sformandosi in bicarbonato e poi in CO2 e acqua. In questo modo lo ione CO3

2– viene sottratto dalla soluzione e, per il principio dell ’ equilibrio mobile, altro BaCO3 si scioglierà per rispettare l ’ equilibrio definito dalla Kps. Quindi la solubilità del carbonato di bario è diversa a seconda del pH della soluzione, mentre il prodotto di solubilità, che è una costante di equilibrio, rimarrà sempre uguale.

Effetto dello ione comune. Se alla soluzione satu-ra di BaCO3 aggiungiamo un sale di bario molto solubile, come BaCl2, la concentrazione degli ioni Ba2+ aumenta: per il principio dell ’ equilibrio mo-bile, l ’ equilibrio si sposta verso la forma indisso-ciata di BaCO3, facendo aumentare la quantità di corpo di fondo. In questo modo, la diminuzione dello ione CO3

2– compensa l ’ aumento di ioni Ba2+ in modo che il prodotto di solubilità sia rispettato. La presenza di un sale molto solubile (nell ’ esempio, BaCl2) con uno ione in comune con il sale poco solu-bile fa diminuire la solubilità: questo fenomeno va sotto il nome di effetto dello ione comune.

per una buona parte di composti, tra cui i sali dei metalli alcalini e dello ione ammonio, i nitriti e i nitrati, alcuni solfati ecc.

Una soluzione si dice satura quando ha rag-giunto la massima concentrazione di soluto che può contenere. Aggiungendo ulteriore soluto a una soluzione satura, l ’ eccesso di soluto tenderà a sepa-rarsi dalla soluzione costituendo una fase separata, il cosiddetto corpo di fondo, instaurando così un equilibrio eterogeneo.

L ’ equilibrio tra ioni in soluzione e sale solido ob-bedisce, come tutti gli equilibri chimici, alla legge dell ’ azione di massa. Questo equilibrio è di scarsa importanza nel caso dei sali molto solubili, perché in ambito biologico la concentrazione di queste so-stanze è sempre molto lontana da quella di una so-luzione satura, ma deve essere tenuto presente nel caso di sali poco solubili.

Infatti, gli ioni che derivano dalla dissociazione del sale possono partecipare ad altri equilibri chi-mici che, a loro volta, possono diminuire o aumen-tare grandemente la solubilità del sale.

Consideriamo un generico sale AB, che in so-luzione si dissocia dando uno ione A+ e uno ione B–; in una sua soluzione satura in equilibrio con il solido avremo:

ABA B

Keqsolido

–

=+6

66@@@

In un equilibrio eterogeneo la concentrazione del solido viene espressa non come molarità, ma come attività (v. paragrafo 8.5.1) che, per un solido puro, è uguale a 1; l ’ equazione che esprime la Keq, quindi, si riduce a:

A BKeq–= +6 6@ @

In conclusione, in una soluzione satura di un sale in equilibrio con il solido indisciolto, il prodotto tra le concentrazioni degli ioni in soluzione è costan-te; questa costante è detta prodotto di solubilità, Kps. Poiché Kps è una costante di equilibrio il suo valore, come per tutte le altre costanti di equilibrio, dipende dalla temperatura e dalla pressione.

Possiamo pertanto dire che per un sale generico AB che in soluzione forma ioni An+ e altrettanti ioni Bn–, si possono verificare tre possibili situazioni:

• se [An+][Bn–] < Kps, la soluzione non è satura;• se [An+][Bn–] = Kps, la soluzione è satura;• se [An+][Bn–] > Kps, la soluzione è sovrassatura.

La sovrassaturazione può verificarsi in particolari condizioni, per esempio in seguito a una repentina variazione della temperatura; in breve tempo, tut-tavia, parte del soluto si depositerà come corpo di fondo e il sistema riporterà il prodotto ionico pari al valore della Kps.

Se il sale è l ’ unico composto in soluzione, per ogni mole di AB che passa in soluzione si ottiene una mole di An+ e una mole di Bn–, cioè [An+] = [Bn–];

(3) Non prenderemo in esame le relazioni matematiche che permettono il calcolo della solubilità per sali con formule più complesse.

129Capitolo 9Acidi, basi e sali© 978-8808-25237-1

passerà in soluzione.Al contrario il solfatodibario,essendounsalechederivadaunacidoforte,nonvaincontroalfenomenodell’idrolisisalinaelaconcen-trazionedelloioneSO4

2–nonvieneinfluenzatadalpH.

La colica renale e il prodotto di solubilitàIlcompitodeirenièeliminareungrandenu-merodisostanzeconilminorconsumopos-sibilediacqua.Tralevariesostanzedaelimi-

nare alcune sono poco solubili e possono raggiun-gerenelleurineconcentrazionisuperioriallaloroso-lubilità.Inquestocasolesostanzeprecipitanoinfor-macristallina formandodeidepositi solidi cheven-gono chiamati renella, se di piccole dimensioni, ocalcoli, quando il precipitato si aggrega formandomassedimaggioridimensioni. Inquestocasocom-paionoisintomidellacalcolosi renaleonefrolitiasi.

Iprincipalicostituentideicalcolirenalisonosalidicalcio,l’ossalatodicalcioeilfosfatodicalcio,men-treconminorfrequenzasonopresentil’acidourico,il fosfato di magnesio e ammonio e la cistina, unprodotto di ossidazione dell’amminoacido cisteina(figura 9.6).

Il prodotto di solubilità nella clinicaPergliesamiradiologicidell’apparatodige-rente (figura 9.5) è necessario utilizzare unmezzodicontrastoche,aumentandol’atte-

nuazionedeiraggiX(eperquestodefinitomezzodicontrasto«positivo»),rendapossibiledistingueretrazoneanatomichecondensitàsimili,comesonoperl’appuntoquelledeltrattogastrointestinale.Ilmezzopiù comunemente impiegato è il solfato di bario(BaSO4) che, essendo insolubilenelmezzoacquosodeiliquidibiologici,nonpuòessereassorbitodall’or-ganismoenonpuòpertantoesercitarealcunaazionetossica.

Ilsuoimpiegoèlimitatoallasoladiagnosticaga-stroenterologica, perché può essere facilmente eli-minato dall’apparato digerente senza alcun effettocollaterale. Esso è controindicato, però, nel caso diocclusionioperforazioniintestinali,inquantolasuafuoriuscita dai visceri può provocare gravi danni,qualiunaperitonite.

Ilbarioècaratterizzato,cometuttiimezzidicon-trastopositivi,daunaltonumeroatomico (Z=56),checonferisceun’elevataopacitàalle radiazioni.LoioneBa2+ètossicoperl’uomo,malabassissimaso-lubilitàdelsolfatodibariopermette l’usodiquestasostanzanelladiagnosticamedica.

Il carbonato di bario (BaCO3) avrebbe anch’essounabassissimasolubilità,manonpuòessereutilizza-toindiagnostica.Infatti,ilcarbonatodibariopassan-doinsoluzionesidissocia:

BaCO3(s)⇄Ba2+(aq)+CO32–

(aq)

maCO32–èlabaseconiugatadiHCO3

–,acidodebolis-simo,chenell’ambienteacidodellostomaco(pH<3)reagisce:

CO32–+H3O+→HCO3

–+H2O

HCO3–+H3O+→CO2+2H2O

In questo modo all’equilibrio la concentrazione diCO3

2– sarà trascurabile e tutto il carbonato di bario

figura 9.5 radiografia dell ’ apparato digerente.

O

O O

O HN

HN

O

O

O

(a)

(b) (c)

(d)

O

–O SS

NH3+

NH3+

NH

NH

C C

Ca2+

O–O

figura  9.6 (a) Calcoli di ossalato di calcio. formule di struttura dell ’ ossalato di calcio (b), dell’acido urico (c) e della cistina (d).

130 Chimica generale medica © 978-8808-25237-1Parte 1

biologiche sono particolarmente sensibili al pH del mezzo, per quanto riguarda sia la loro attività, sia la loro stabilità. Velocità di reazione ed equilibrio chimico dipendono spesso dal pH.

Per esempio, l ’ attività degli enzimi si esplica quasi sempre entro limiti di pH molto ristretti (pH ottimale); il pH ha inoltre un effetto diretto sulla ionizzazione di molti substrati o può addirittura compromettere la stabilità stessa dell ’ enzima.

Per questo motivo il pH all ’ interno e all ’ esterno delle cellule deve essere accuratamente controllato e le eventuali variazioni devono essere mantenute entro limiti molto ristretti; in particolare, il pH del sangue è mantenuto su valori compresi tra 7,35 e 7,45.

Gli eritrociti, che utilizzano come sola fonte di energia il glucosio con formazione di acido lattico, sarebbero in grado, consumando 45 mg di gluco-sio, di formare 0,5 mmoli di acido lattico il quale, in assenza di meccanismi di controllo, abbasserebbe il pH del sangue fino a pH 4, valore incompatibile con lo svolgimento delle principali funzioni meta-boliche dell ’ organismo.

Per impedire che il pH cambi nel corso delle re-azioni si utilizzano delle soluzioni che, sfruttando il principio dell ’ equilibrio mobile nella dissociazione di un acido debole, si oppongono alle variazioni di pH: queste soluzioni sono dette soluzioni tampone.

Si definisce soluzione tampone una soluzione in grado di mantenere costante il pH per piccole ag-giunte di acidi o di basi.

Una soluzione tampone sfrutta le proprietà dell ’ equilibrio di dissociazione di un acido, ed è formata da un acido debole HA e da un sale della sua base coniugata A–:

A H O+"HA H O2 3–#+ +

Se a questa reazione aggiungiamo un acido (quindi idrogenioni), per il principio dell ’ equilibrio mobi-le l ’ equilibrio si sposta verso sinistra consumando idrogenioni, mentre se aggiungiamo una base, che sottrae H3O+, l ’ equilibrio si sposta verso destra pro-ducendo idrogenioni. In questo modo il sistema cer-ca di opporsi a piccole aggiunte di acido o di base. Tuttavia il solo equilibrio chimico non è molto effica-ce. Consideriamo infatti la costante di dissociazione:

AHA

H OKa

2–

=+6

66@@@

Poiché normalmente per valutare l ’ acidità di una soluzione si utilizza il pH anziché la concentra-zione degli idrogenioni, è opportuno fare alcune semplici rielaborazioni, per prima cosa mettendo in evidenza la concentrazione di H3O+; scriviamo quindi:

H O HAA

K1 1

a3

–

=+6 66

@@@

Nel 90% dei casi, tuttavia, i calcoli urinari sonocostituiti da ossalato di calcio, un sale insolubiledell’acido ossalico. L’acido ossalico è un compostotossico presente inmolti vegetali della dieta, qualispinaciecerealiintegrali,edèilpiùfortetragliacidicarbossilici(pKa1=1,25);perquestomotivola solubi-lità dell ’ ossalato di calcio non viene influenzata dal pHdelleurine:

CaC2O4(s)⇄C2O42–

(aq)+Ca2+(aq) (Kps=2,3.10–9)

Il calcio formaun sale insolubile anche con lo ionefosfato,PO4

3–:Ca3(PO4)2.PoichéloionePO4

3–derivadallaterzadissociazio-nedell’acidofosforico, ilcuipKaè12,44,lasuacon-centrazione,equindila solubilità del fosfato di calcio, dipende dal pHdelleurine:

Ca3(PO4)2⇄3Ca2++2PO43–

PO43–+H3O+⇄HPO4

2–+H2O

Analogamente alla solubilità del fosfato di calcio,anchequelladelfosfatodimagnesioeammonio(ostruvite,NH4MgPO4.6H2O)dipendedallaconcentra-zionedelloionePO4

3–equindidalpHdelmezzo.I calcoli renali sonodistinguibili incalcoli calcarei

(contenenti calcio), che sono radio-opachi, e calcoli non calcarei. Icalcolicalcarei,ossalatodicalcioofo-sfatodicalcio,possonoesserecausatidaipercalciu-ria,iperossaluria,iperparatiroidismoodaunasintesidivitaminaD3troppoelevata.Icalcolidistruvitesonocausatidainfezioniurinariecronicheericorrenti.

Lacolicarenalegeneralmenteèconseguenteallamobilizzazionediuncalcolorenaleesolitamentesimanifesta conviolentodolorealla regione lombaredestra o sinistra, che si irradia al rispettivo fianco equindi ai genitali; spesso è presente anche nauseaevomito.Èprobabilmenteunodeglieventipiùdo-lorosichepossacapitareecolpiscesenzapreavviso,causandoundolorechespessovienedescrittocomepeggiorediquellodelparto,diuna frattura,diunaferitad’armadafuoco,diun’ustioneodiundolorechirurgico.

Le coliche renali colpiscono circa 1,2 milioni dipersoneogniannoerappresentanocircal’1%dellecausedi ricovero. I calcoli, chenesonocausa, sonoun problema che può insorgere a qualsiasi livellodeltrattourinario,maprincipalmentesiformanonelrene,conunafrequenzachearrivaal12%pergliuo-mini,circaildoppiocheperledonne,eunpiccodiincidenzaintornoai35anni.

9.7  Soluzioni tamponeMolto spesso le reazioni chimiche, sia quelle ese-guite nei laboratori sia quelle che avvengono nei sistemi biologici, producono o consumano idroge-nioni. L ’ aggiunta di una millimole (10–3 moli) di idrogenioni in un litro di acqua (soluzione inizial-mente neutra) farà si che il pH da 7,0 scenda a 3,0, con una variazione di ben 4 unità. Molte molecole

131Capitolo 9Acidi, basi e sali© 978-8808-25237-1

In pratica, quindi, per realizzare una soluzione tampone funzionante è necessario conoscere due parametri:

• il pH al quale deve funzionare il tampone;• la quantità di acido o base che verrà aggiunta alla

soluzione.Queste due informazioni permetteranno di sceglie-re il composto adatto, cioè l ’ acido o la base debole con il pKa il più possibile vicino al pH a cui si vuole lavorare, e la concentrazione del tampone.

EsempioAggiungendo 1 mmol di una base forte a 1 litro d ’ acqua il pH passa da 7,0 a 11,0, con una variazio-ne di 4 unità di pH.

poi, ricordando che p significa – log (quindi pKa = = – log Ka), trasformiamo tutto in forma logaritmica:

logpH pHAA

Ka

–

= + 66 @@

Abbiamo così ricavato l ’ equazione di Henderson-Hasselbach, che mette in relazione il pH di una soluzione con il pKa dell ’ acido debole e con il rap-porto tra la forma dissociata (la base coniugata) e quella indissociata dell ’ acido.

Poiché HA è un acido debole, esso è poco dis-sociato e all ’ equilibrio la concentrazione di A– sarà molto minore della concentrazione di HA. Una pic-cola aggiunta di basi sposterà a destra l ’ equilibrio e la concentrazione di A– cambierà sensibilmente, alterando il rapporto [A–]/[HA] e quindi, come conseguenza, cambierà anche il pH della soluzione.

Perché l ’ equilibrio possa essere efficace è neces-sario che entrambe le specie, HA ed A–, siano pre-senti in concentrazioni simili, in modo che lo spo-stamento dell ’ equilibrio non alteri sensibilmente il loro rapporto e di conseguenza il pH non cambi in modo significativo. Poiché per la maggior parte de-gli acidi deboli la dissociazione è minima, per poter avere in soluzione una concentrazione sufficiente di base coniugata si può aggiungere un sale dell ’ acido, cioè la sua base coniugata.

9.7.1  Efficienza di un tamponeDall ’ equazione di Henderson-Hasselbach si ricava che una soluzione formata da una coppia acido de-bole/base coniugata ha il massimo potere tampo-nante quando la concentrazione della base coniu-gata è uguale a quella dell ’ acido debole, e questo avviene quando il pH della soluzione è uguale al pK dell ’ acido (figura 9.7).

Analizzando il grafico di figura 9.7, si può osser-vare che nell ’ intervallo di pH compreso tra pKa – 1 e pKa + 1 si ha una variazione inferiore a 0,1 unità di pH; in conclusione, affinché una soluzione possa funzionare da tampone è necessario che il suo pH sia in un intervallo compreso tra pKa – 1 e pKa + 1 e ciò corrisponde a un rapporto fra le concentrazioni molari dell ’ acido debole e della sua base coniugata compreso fra 0,1 e 10 (ovvero 0,1 ≤ [A–]/[HA] ≤ ≤ 10).

Tuttavia il potere tampone non è infinito: poi-ché l ’ aggiunta di acidi o basi forti altera il rapporto [A–]/[HA], tanto maggiore è la quantità di acido o di base aggiunta, quanto più l ’ equilibrio si allonta-nerà dalle condizioni ottimali. Questo andamento può essere osservato nella figura 9.8, dove sono mo-strate le variazioni di pH per l ’ aggiunta di quanti-tà crescenti di una base forte. All ’ aumentare della quantità di base aggiunta, l ’ intervallo di pH in cui il tampone riesce a essere efficace si fa via via più ristretto. Per questo motivo la quantità di acido o base aggiunto deve essere inferiore al 5% della concentrazione del tampone.

pKa–1 pKa+1pKa

pH–2

–1

0

1

2

log

[A– ]/

[HA

]

DpH

0,4

0,35

0,3

0,25

0,2

0,15

0,10

0,05

0

3 4 5 5,5 6 6,54,53,5

figura 9.7 Effetto del rapporto [a–]/[Ha] sul potere tampone di una soluzione 100 mM di aci-do acetico/acetato di sodio (pKa = 4,74). Sull ’ asse a sinistra è indicato il logaritmo del rapporto [a–]/[Ha] (linea rossa), mentre sull ’ asse a destra (linea blu) è indicata la variazione di pH per l ’ ag-giunta di una base forte alla concentrazione finale 3 mM.

1,6

1,4

1,2 5 mmol

3 mmol

1 mmol

1

0,8

0,6

0,4

0,2

02 3 4 5 6 7

DpH

pH

figura 9.8 Variazioni del pH di una soluzione tampone100 mM di acido acetico/acetato di sodio in seguito all ’ aggiunta di una base forte in concentrazioni crescenti.

132 Chimica generale medica © 978-8808-25237-1Parte 1

Supponiamo che la forma indissociata HIn dell ’ acido sia di colore giallo e che la forma disso-ciata In– sia di colore rosso. In soluzione darà luogo all ’ equilibrio:

" H O+ln H O InH 32–#+ +

giallo rosso

Gli indicatori vengono sempre usati in concen-trazioni molto basse (ne vengono aggiunte poche gocce), per non alterare con il loro equilibrio di dissociazione la concentrazione di idrogenio-ni della soluzione. In questo modo la posizione dell ’ equilibrio sarà determinata dal pH della so-luzione.

Se in soluzione sono presenti alte concentrazio-ni di H3O+ l ’ equilibrio sarà spostato a sinistra e prevarrà il colore giallo delle molecole indissocia-te HIn; se invece in soluzione sono presenti basse concentrazione di ioni H3O+ l ’ equilibrio sarà spo-stato verso destra e prevarrà il colore rosso delle molecole dissociate, lo ione In–.

Applicando l ’ equazione di Henderson-Hassel-bach all ’ equilibrio di dissociazione dell ’ indicato-re:

logln

pH pIn

HKa

–

= + 66 @@

possiamo mettere in relazione il colore che assume l ’ indicatore con il pH della soluzione e con il pKa dell ’ indicatore. Infatti:

• se l ’ indicatore assume un colore giallo significa che [HIn]>>[In–], il logaritmo del rapporto sarà negativo e il pH della soluzione minore del pKa dell ’ indicatore;

• se l ’ indicatore assume un colore rosso significa che [HIn]<<[In–], il logaritmo del rapporto sarà positivo e il pH della soluzione maggiore del pKa dell ’ indicatore;

• se l ’ indicatore assume un colore arancio signifi-ca che [HIn]≈[In–], il logaritmo del rapporto sarà circa zero e il pH della soluzione circa ugua-le al pKa dell ’ indicatore, o più in generale il pH sarà compreso tra pKa – 1 e pKa + 1.

La determinazione del pH in base al colore è molto approssimata: infatti bisogna tener conto del fatto che il passaggio dal colore della forma indissocia-ta al colore della forma dissociata non è netto, ma avviene entro un intervallo di pH che dipende dal pKa dell ’ indicatore e dall ’ intensità relativa dei co-lori di HIn e In–. Questo intervallo di pH è detto intervallo di viraggio dell ’ indicatore. La tabElla 9.7 riporta alcuni esempi di indicatori, con i rispettivi intervalli di viraggio e i colori delle forme HIn e In–. In pratica, quindi:

l ’ indicatore non permette di determinare con precisione il pH, ma consente di sapere se la so-luzione ha un pH superiore o inferiore al pKa dell ’ indicatore.

Aggiungendo 1 mmol di una base forte a 1 li-tro di una soluzione 100 mM di acido acetico il pH passa da 2,87 a 6,74, con una variazione di 3,86 uni-tà di pH.

Aggiungendo 1 mmol di una base forte a 1 litro di una soluzione tampone 50 mM di acido aceti- co e 50 mM di acetato di sodio, per un totale di 100 mM tra acido debole e la sua base coniugata, il pH passa da 4,74 a 4,76, con una variazione di sole 0,02 unità di pH.

9.7.2  Indicatori di pHTutti avranno notato che il the schiarisce per l ’ ag-giunta di alcune gocce di succo di limone: è evi-dente che nell ’ infuso sono contenute delle sostanze colorate che, a contatto dell ’ acido contenuto nel succo di limone (acido citrico), reagiscono tra-sformandosi in altre sostanze incolori. La capacità di alcune sostanze di cambiare colore in funzione dell ’ acidità della soluzione permette di avere rapi-damente un ’ indicazione, se pure approssimata, di quale sia il pH della soluzione stessa: queste sostan-ze sono dette indicatori di pH.

Per conoscere con precisione il pH di una solu-zione si fa uso del pH-metro («piaccametro», mi-suratore di pH), uno strumento che fornisce una misura immediata e precisa dell ’ acidità della solu-zione. Tuttavia, in molte circostanze è sufficiente sapere se il pH è uguale, maggiore o minore di un determinato valore; in questi casi, senza bisogno di ricorrere a una misurazione con il pH-metro, si può far uso di apposite sostanze dette indicatori di pH:

gli indicatori di pH sono acidi o basi deboli, la cui molecola in forma indissociata e dissociata assu-me colori diversi.

Gli indicatori sono composti chimici di natura organica sia naturali, come il già citato tornasole, che si ricava dai licheni, sia artificiali. In genera-le la loro struttura molecolare è molto complessa (figura 9.9); per descriverne il meccanismo d ’ azio-ne, li considereremo acidi deboli di formula generi-ca HIn, che si dissociano nella forma In–.

HO OH+

SO3–

figura 9.9 formula di struttura del rosso fenolo, un comune indicatore di pH.

133Capitolo 9Acidi, basi e sali© 978-8808-25237-1

conoscere il pH sulla cartina, si può osservare una gamma di colori che dà una misura del pH con un intervallo di precisione di ±0,2 unità di pH (figura 9.10).

9.8  I tamponi del sangue Il metabolismo ossidativo dei tessuti trasforma gli alimenti in acqua e CO2, che viene rilasciata nel sangue con la formazione di acido carbonico; quest ’ ultimo si dissocia immediatamente, con libe-razione di idrogenioni:

CO2 + H2O ⇄ H2CO3 + H2O ⇄ H3O+ + HCO–3

Quando il sangue raggiunge i polmoni la CO2 viene allontanata e l ’ equilibrio si sposta a sinistra consu-mando idrogenioni.

Un secondo controllo fisiologico è effettuato dal rene che, attraverso il meccanismo di ultrafiltrazio-ne e riassorbimento, può controllare le concentra-zioni di anioni e cationi, quali per esempio i pro-dotti di ossidazione degli amminoacidi solforati.

Il pH nel sangue deve essere sempre mantenuto entro limiti molto stretti, 7,35-7,45, valori che cor-

EsempioIl Rosso fenolo (tabElla 9.7) è un indicatore con pKa = 7,7 la cui forma indissociata è gialla mentre la forma dissociata è rossa. Quando il pH della solu-zione è superiore a 8,2, l ’ indicatore mostra il colore rosso della forma dissociata. A pH < 8,2 il colore cambia progressivamente dal rosso all ’ arancio fin-ché, a pH < 6,8, assume un colore giallo.

Questo indicatore, aggiunto in piccola quantità a un terreno di coltura, viene utilizzato per moni-torare le variazioni di pH nelle colture di cellule. Infatti, durante la loro crescita le cellule producono prodotti di scarto che tendono ad abbassare il pH del terreno stesso. Di conseguenza, il viraggio del colore dell ’ indicatore dal rosso al giallo indica che è necessario sostituire il terreno di coltura con altro terreno fresco.

Per determinare rapidamente il pH di una soluzio-ne si utilizzano delle strisce di carta imbevute con una miscela di indicatori, differenti per pKa e per i colori delle forme dissociate e indissociate; tale mi-scela è detta indicatore universale. In questo modo, ponendo una goccia della soluzione di cui si vuole

tabElla 9.7 intervalli di viraggio e variazioni di colore di alcuni indicatori di pH (*).

Indicatore pKaCampo di pH del viraggio

Colore della forma acida

Colore della forma basica

Blutimolo 1,7 1,2÷2,8 Rosso Giallo

Metilarancio 3,4 3,2÷4,4 Rosso Giallo

Blubromofenolo 3,9 3,0÷4,6 Giallo Blu

Verdebromocresolo 4,7 3,8÷5,4 Giallo Blu

Rossometile 5,0 4,8÷6,0 Rosso Giallo

Tornasole 6,5 5,0÷8,0 Rosso Blu

Blubromotimolo 7,1 6,0÷7,6 Giallo Blu

Rossofenolo 7,7 6,6÷8,0 Giallo Rosso

Blutimolo 8,9 8,0÷9,6 Giallo Blu

Fenolftaleina 9,4 8,2÷10,0 Incolore Rosa

GialloalizarinaR 11,2 10,1÷12,0 Giallo Rosso

Alizarina 11,7 11,0÷12,4 Rosso Violetto

(*) Ilcoloredelleformeacideebasichecostituiscesolounarappresentazionesimbolicadelcoloreeffettivo.

figura 9.10 la cartina im-bevuta di indicatore univer-sale assume colori diversi a seconda del pH.

134 Chimica generale medica © 978-8808-25237-1Parte 1

dell ’ acido carbonico e la sua dissociazione in ione bicarbonato), ottenendo la Ka1 dell ’ acido carbonico (v. tabElla 9.3). Poiché il plasma non è acqua distilla-ta, ma contiene altri ioni in soluzione, il valore della Ka aumenta: il pKa dell ’ acido carbonico nel plasma è pertanto 6,1.

Utilizzando il valore di quest ’ ultimo pKa e inse-rendolo nell ’ equazione di Henderson-Hasselbach otteniamo:

logpH pHCO

COK k pa3

2

–

= +6 @

Nel nostro organismo la concentrazione normale dello ione bicarbonato è 24 mM, mentre la con-centrazione plasmatica dell ’ anidride carboni-ca risulta pari a 1,2 mM; infatti essa è uguale alla pressione parziale negli alveoli, ovvero pCO2 = 5,3 kPa, moltiplicata per il coefficiente k di solubilità (si riveda la legge di Henry, paragrafo 6.5), che vale 0,227 mmoli/L · kPa:

[CO2]plasma = pCO2 . coefficiente di solubilità (k) =

= 5,3 kPa . 0,227 mmoli/L . kPa = 1,2 mM

(In ambito clinico si usano ancora frequentemente i mmHg come misura della pressione; in questo caso i valori numerici per k e pCO2 diventano 0,03 e 40 rispettivamente).

Inserendo i valori numerici nell ’ equazione otte-niamo:

, , , , ,logpH 6 1 1 224 6 1 1 3 7 40= + = + =

Se ne conclude che alle concentrazioni fisiologiche il tampone HCO3

–/CO2 agisce esattamente a pH 7,40, anche se il suo potere tampone è modesto, per-ché deve funzionare lontano dalle condizioni ideali, cioè quelle in cui il pH della soluzione è uguale al pKa del tampone. Tuttavia questo tampone è molto importante, perché regolabile con la respirazione e quindi adattabile in situazioni di emergenza molto rapidamente.

9.8.2  Il tampone fosfatoLo ione fosfato ha una bassa concentrazione nel sangue (circa 1,5 mM) e il suo effetto tampone è pertanto meno rilevante di quello della CO2 e delle proteine. Gli equilibri di dissociazione dell ’ acido fosforico, trascurando ancora una volta l ’ acqua, sono i seguenti:

(1) H3PO4 ⇄ H2PO4 + H3O+

(2) H2PO4 ⇄ HPO4–+ H3O+

(3) HPO4– ⇄ PO4

3–+ H3O+

I tre pKa a 37 °C sono rispettivamente: pKa1 = 2,5; pKa2 = 7,1; pKa3 = 12.

rispondono a una concentrazione di idrogenioni compresa tra 35 nmol/L (pH 7,45, infatti [H3O+] = = 10–7,45 mol/L = 35 nmol/L) e 45 nmol/L (pH 7,35).

Se non viene rispettato tale range, si possono manifestare:

• coma acidosico, se pH <7,0;• tetania alcalosica, se pH >7,5.

Valori di pH inferiori a 6,8 e superiori a 7,8 sono incompatibili con la vita.

Pertanto, le variazioni massime dal pH ottimale di 7,4 non possono superare il valore di ±0,4 per non andare incontro a gravi patologie. Nonostan-te i meccanismi fisiologici di controllo, la quantità di idrogenioni prodotta a livello dei tessuti sarebbe in grado di abbassare considerevolmente il pH del sangue prima di giungere ai polmoni, se nel san-gue non fossero presenti sostanze capaci di svolgere una funzione tampone.

Il plasma sanguigno costituisce un sistema tampo-ne misto, in cui i tamponi principali sono:

• tampone bicarbonato, CO2/HCO–3;

• tampone fosfato, H2PO4–/HPO4

2–;• tampone proteina/proteinato (l ’ anione protei-

nato è la base coniugata che si ottiene dalla ioniz-zazione di una proteina).

Esaminiamo ora i meccanismi con cui questi tre tamponi contribuiscono a mantenere sotto control-lo il pH ematico.

9.8.1  Il tampone bicarbonatoLa CO2 si scioglie in acqua e, come per tutti i gas, la sua concentrazione in soluzione è proporzionale alla pressione parziale del gas. La concentrazione di anidride carbonica nel plasma si può quindi calco-lare tenendo conto della pressione alveolare della CO2 e del coefficiente di solubilità:

CO2 gas ⇄ CO2 plasma

dove

[CO2]plasma = pCO2 . coefficiente di solubilità (k)

In acqua la CO2 reagisce formando acido carboni-co, che a sua volta si dissocia dando luogo a equi-libri multipli (v. paragrafo 8.7), che possiamo som-mare per ottenere la reazione complessiva:

CO2gas ⇄ CO2plasma

CO2plasma + H2O ⇄ H2CO3

H2CO3 + H2O ⇄ HCO–3 + H3O+

CO2 + 2 H2O ⇄ HCO–3 + H3O+

(reazione complessiva)

La costante di equilibrio della reazione comples-siva si ottiene moltiplicando le costanti di equi-librio delle due reazioni parziali (la formazione

135Capitolo 9Acidi, basi e sali© 978-8808-25237-1

finità della molecola per l ’ ossigeno (effetto Bohr). Il pKa apparente dell ’ Hb dipende dal suo stato di ossigenazione: la deossiemoglobina, Hb, è un acido più debole dell ’ ossiemoglobina, HbO2, e per que-sto motivo gli idrogenioni si legano preferibilmente alla forma deossi-. In questo modo si stabilisce un equilibrio multiplo, in cui sono coinvolti CO2 e O2:

CO2 + 2 H2O → HCO3– + H3O+

HbO2 + H3O+ → O2 + Hb → HbH+ + H2O

Nei tessuti la respirazione cellulare produce CO2 provocando un aumento della concentrazione di idrogenioni che sposta a destra l ’ equilibrio tra HbO2 e Hb, facilitando il rilascio di ossigeno. Nei polmoni, invece, la CO2 viene rilasciata con la re-spirazione provocando una diminuzione della con-centrazione di H3O+ che, unita alla maggior pres-sione parziale di ossigeno, facilita la formazione di HbO2 (figura 9.11).

Equilibrio acido-base«Statoacido-base»èiltermineconcuinellamedicinaclinicasifariferimentoallaconcen-trazioneidrogenionicanelsangue(pHema-

tico).Lavisione tradizionale dell ’ equilibrio acido-baseèbasatasulrapportoCO2/HCO3

–comedescrittodall’equazionediHanderson-Hasselbach,incuiilpHdipendedallaconcentrazionedibicarbonatiepCO2.UnavariazionedelpHaldifuoridelrangedinormali-tà (7,35-7,45) indica una condizione di acidemia,quandoilpHsiabbassa,odialcalemia,quandoilpHsialza.

L’alterazionedell’equilibrioacido-basenonèunamalattiadipersé,malaconseguenzadisituazionicli-nichevarieecomplesseche,sinteticamente,posso-noesserericondotteadalteratoapporto,produzioneoeliminazionediacidiobasi.

Lacausaprimaria,secondol’equazionediHender-son-Hasselbach,nonpuòcheessereunavariazione

Come si vede, soltanto il secondo pKa è abba-stanza prossimo al pH del sangue da consentire una popolazione significativa di entrambe le specie del-la coppia coniugata acido-base; pertanto il tampone fosfato nel sangue è effettivamente costituito dalla sola coppia H2PO4

–/HPO42–; le altre specie presenta-

no invece una concentrazione trascurabile.

9.8.3  Il tampone proteina/proteinatoLe proteine, contenute nel plasma alla concentra-zione di 70 g/L e nei globuli rossi alla concentra-zione di 300 g/L, presentano diversi gruppi la cui ionizzazione produce anioni proteinato: gruppi car-bossilici, gruppi amminici e gruppi presenti nelle catene laterali, in particolare il gruppo imidazolico presente nell ’ istidina. In pratica, però, il pKa dei gruppi amminico e carbossilico è alquanto distan-te da 7,4 e pertanto ha un rilievo minimo, mentre l ’ imidazolo dell ’ istidina ha pKa = 6,5 ed è in grado quindi di esercitare un efficace potere tampone al pH fisiologico.

I principali tamponi proteici del sangue, ovvero i tamponi proteina/proteinato, sono rappresentati dall ’ albumina plasmatica (tampone extracellulare) e soprattutto dall ’ emoglobina (Hb), la proteina contenuta nei globuli rossi e capace di combinar-si reversibilmente con l ’ ossigeno. In particolare, nell ’ intervallo di pH fisiologico l ’ emoglobina si comporta come un acido debole diprotico con i due pKa uguali tra loro (questo è possibile perché i gruppi ionizzabili non si influenzano tra loro).

Tenendo conto del fatto che la concentrazione di Hb è circa 5 mM nei globuli rossi e quindi circa 2,5 mM nel sangue intero, si può ritenere che la con-centrazione dell ’ Hb come tampone corrisponda a circa un quinto di quella del sistema anidride car-bonica/bicarbonato.

Le proprietà acido-base dell ’ emoglobina non sono limitate alla sua funzione tampone: infatti esse hanno anche un ’ importante influenza sull ’ af-

figura 9.11 influenza del pH sul trasporto dell ’ ossi-geno da parte dell ’ emoglo-bina. la CO2 prodotta dai tessuti provoca un aumen-to della concentrazione di idrogenioni che, legando-si preferenzialmente alla forma deossi-, facilitano il rilascio di ossigeno. Nei polmoni la CO2 viene rila-sciata con la respirazione provocando una diminuzio-ne della concentrazione di H3O; tale diminuzione, unita alla maggior pressione par-ziale di ossigeno, facilita la formazione di HbO2.

CO2 TESSUTI

POLMONI

O2

O2

Nei tessuti la cessione di CO2 al sangue facilita il rilascio di ossigeno

Nei polmoni il rilascio di CO2 facilita il legame dell’ossigeno

HbH+ + O2 ⇄ HbO2 + H3O+

CO2 + H2O ⇄ HCO3– + H3O+ HbO2 + H3O+ ⇄ HbH+ + O2

H3O+ + HCO3– ⇄ H2O + CO2

CO2

136 Chimica generale medica © 978-8808-25237-1Parte 1

ducanoacidolattico,causandolacosiddettaacidosi metabolica lattica. L’organismo risponde con l’au-mentodellafrequenzaedellaprofonditàdelrespiro;laconseguenteeliminazionediCO2provocaun’alca-losi respiratoria secondaria, che compensa parzial-mentel’acidosimetabolicaprimitiva.

Talora,invece,situazionidifferentisonoassociateesicombinanoinmodosinergiconell’aggravarel’alte-razionedellostatoacido-base:sipensi,peresempio,aunpazienteconinsufficienzarespiratoriaeaumen-todellaCO2 (acidosidinaturarespiratoria)chepre-sentiancheundiabetescompensatoconproduzio-nedichetoacidi(chetoacidosimetabolicadiabetica,DKA)eun’insufficienzarenale–chegliimpediscedieliminare altri acidi prodotti dal metabolismo (aci-dosimetabolica).Unaltroesempioè rappresentatoda un paziente in shock aggravato da insufficienzarenale:inquestocasosicombinanoacidosimetabo-lica latticaeacidosimetabolica renalepermancataeliminazionedicatabolitiacidi.

EmogasanalisiIvaloridipHedipCO2(opaCO2,cioèpressio-ne parziale arteriosa di CO2) si ottengonoanalizzandouncampionedisanguearterio-

so,ottenutoilpiùdellevolteprelevandolodall’arte-riaradialealivellodelpolso:sieffettuacosìunaemo-gasanalisi(EGA;figura 9.12a).

Lo strumento richiesto è l’emogasanalizzatore(figura 9.12b)che,nellaconfigurazionepiùsemplice,èdotatoditreelettrodiperlamisurazionedirettadeivaloridipO2,pCO2epH.

Il valoredeibicarbonati (HCO3– reale)ècalcolato

automaticamentedall’apparecchiodall’equazionediHenderson-Hasselbach,unavoltanotiilvaloredipHedipCO2.

Laconcentrazionedelloionebicarbonatoè24mMa pH 7,4 quando lapCO2 è 40mmHg (v. paragrafo9.8.1).Per ilprincipiodell’equilibriomobile,unava-riazionedella concentrazionedi CO2 comportaunavariazioneanchedibicarbonatoediidrogenioni:

CO2+2H2O⇄HCO3–+H3O+

dellapCO2 (alterazione respiratoria)odellaconcen-trazione del bicarbonato (disturbometabolico),maquestemodificazioni a loro volta sonodeterminatedacausediverse.Nesonoesempi:

• l’intossicazionedasalicilati;• l’assunzioneeccessivadiantiacidi;• laproduzionedi chetoacidineldiabeteoneldi-

giunoprotratto;• laproduzionediacidolattico,intuttelesituazioni

in cui l’apporto di ossigeno alle cellule è insuffi-ciente;

• la ritenzione di scorie acide nell’insufficienza re-nale;

• l’eccessivaperditadiacidinelvomitoripetuto;• la perdita di liquidi alcalini come avviene nella

diarrea,nellefistoleenteriche,biliariopancreati-che;

• l’aumentataeliminazionedellaCO2peraumentodellafrequenzarespiratoria(percausepsicogene,doloreofebbre);

• lariduzionedellaventilazioneperdepressionedeicentrirespiratoridovutaacomaoaintossicazioni;

• laritenzionediCO2nellapneumopatiaostruttivacronicaenell’enfisema.

Oltreallesituazionielencate,possonocomunqueve-rificarsialtrecondizioninellequalil’apportoolaper-ditadiacqua,diluendooconcentrandoibicarbonati,causanorispettivamenteacidosioalcalosi.

L’organismo reagisce alle alterazioni dell ’ equilibrio acido-baseinnescandounprocessodisegnocontra-rio,conunmeccanismodifferentedaquellochehaprovocatolosquilibrioprimario.

Peresempio,afrontediun’insufficienzaventilato-riacheprovocaritenzionediCO2 (quindiun’acidosidinaturarespiratoria), ilrenerispondeattivandounmeccanismodiritenzionedelbicarbonato,concon-seguentealcalosidinaturametabolica,checompen-sa parzialmente il disturbo primario e riporta il pHversoivalorinormali.

Unaltroesempioèdatodallacondizionedishock:laridottadisponibilitàdiossigenoperlecellulefasìchequestediversifichinoil lorometabolismoepro-

figura  9.12 (a) Prelievo arterioso; (b) emogasana-lizzatore; (c) referto emoga-sanalitico; i valori citati nel testo per l ’ equilibrio acido base sono: pH e pCO2 tra i valori misurati; bE , HCO3

– e ag tra i valori calcolati.

(a) (b) (c)

137Capitolo 9Acidi, basi e sali© 978-8808-25237-1

Esempi1. In un paziente l’EGA fornisce i seguenti valori:pH=7,16;pCO2=80mmHg. Ivaloricalcolatisono:concentrazionediHCO3

–(cHCO3–)=27,9mMeBE=0.

Ilpazienteèinacidosi, ilpH<7,35èdioriginesolorespiratoria.

Spiegazione. La concentrazione di HCO3– calcolata

dallo strumento (cHCO3–) sulla base dell’equazione

diHanderson-Hasselbachè27,9mMequellacalco-latainbasealprincipiodell’equilibriomobilerisultaugualmente 27,9. Pertanto, anche se superiore allaconcentrazione normale di 24mM, è comunque laconcentrazione attesa dallo spostamento dell’equi-librio generato dall’aumento della CO2 e di conse-guenzaabbiamounBE=0.

2. Inunpazientel’EGAdàlostessovaloredipCO2==80mmdell’esempio1,ma i valori calcolati sono:pH=7,12,cHCO3

–=25,5mM,BE=–2,74.Ilpazienteèinacidosi,ilpH<7,35èdioriginesiarespiratoriasiametabolica,conBE<–2,0.

Spiegazione. La cHCO3– calcolata dallo strumento

sulla base dell’equazione di Handerson-Hasselbachè 25,5 mM, ma quella calcolata in base al princi-pio dell’equilibrio mobile sarebbe 27,9; pertantoBE=–2,4.

3. In un paziente l’EGA dà lo stesso valore dipCO2 = 80 mm dell’esempio 1, ma pH = 7,29, e ivalori calcolati sono: cHCO3

– = 37,4mM, BE = +9,5.Ilpazienteèinacidosi,ilpH<7,35èdioriginerespi-ratoriaperchépCO2>45,parzialmentecompensatodaun’alcalosimetabolica,datoilBE=9,5.

Spiegazione. LaconcentrazionedicHCO3–calcolata

dallo strumento sulla base dell’equazione di Han-derson-Hasselbach è 37,4 mM, ma quella calcolatain base al principio dell’equilibrio mobile sarebbe27,9mM, quindi cHCO3

– è superiore alla concentra-zionenormaledi24mMeanchesuperioreaquellaattesa dallo spostamento dell’equilibrio generatodall’aumentodellaCO2.PertantoBE=9,5.

Perciòilriscontrodimodificazionidellaconcentra-zionerealediHCO3

–riflettenonsolol’alterazioneme-tabolicadell’equilibrioacido-base,maanchel’even-tualevariazionedipCO2.

Perovviareaquestiproblemiinterpretativilostru-mentocalcolaanchelaquantità di bicarbonatiatte-sa,inbasealsoloprincipiodell’equilibriomobile,perquellaparticolarepressionediCO2misurata,tenendocontodellatemperatura,delcontenutodiemoglobi-naedellacapacitàtamponedelsangue(figura9.13).

In conclusione, il valore di 24mM di bicarbona-to è da ritenersi normale solo quando la pCO2 è di 40 mmHg. La corrispondenza omeno del valore dibicarbonato epCO2 con le concentrazionimisuratenel sangue permette di differenziare le alterazionidell’equilibrioacido-basedioriginerespiratoria–incuilavariazionedellaconcentrazionedelbicarbona-todipendesolodallavariazionedellapCO2–daquel-le di originemetabolica – in cui la variazione dellaconcentrazionedibicarbonatoè causadell’alteratoequilibrioacido-base.

La differenza tra la concentrazione di HCO3– reale e

quella attesa è detta BE (eccesso o deficit di base).

Inaltritermini, ilBE(figura9.12c),cheè l’interpreta-zione più corretta della componente metabolica,rappresentalaquantitàdibasi,ovverodibicarbonati,ineccessooindifettorispettoallaconcentrazioneat-tesaperquellaparticolarepressionediCO2.Quindi,selaconcentrazionerealediHCO3

–èugualealvaloreattesosihaunBE=0,altrimentisiavràuneccessoo deficit di base, il cui range accettabile corrispon-deall’intervallo tra –2e+2mmol/L. Perciò, conunBE>2mMvièalcalosimetabolicaeconunBE<–2mMsiponeunadiagnosidiacidosimetabolica.

Il BE è un dato molto utile per definire più accura-tamente lo stato di acidosi o alcalosi metabolica quando la pCO2 si discosta dal valore normale di 40 mmHg.

Sulla base dei valori di pCO2 e di BE ottenuti conl’emogasanalisisipotrannoindividuarediversecon-dizionicliniche,comeschematizzatonellafigura9.14.

[HCO3–]

[HCO3–]

353025201510500 50 100 150

8,287,87,67,47,276,8

pH

pCO2

pH

figura 9.13 Variazioni attese di pH e concentrazione di HCO3–

in funzione della pressione parziale arteriosa di CO2 dovute al principio dell ’ equilibrio mobile e al potere tampone del san-gue. Sull ’ ordinata sinistra la concentrazione di HCO3

– (linea blu); sull ’ ordinata destra il pH (linea rossa).

pCO2 > 45

BE < –2

BE

BE > +2–2 < BE < +2

Acidosimista

Acidosimetabolica

Acidosi metabolica

Alcalosi respiratoria

Alcalosi metabolica

Acidosi respiratoriaAlcalosirespiratoria

Alcalosirespiratoria

Alcalosimista

Normale Alcalosimetabolica

pCO2 < 35

35 < pCO2 < 45

figura  9.14 interpreta-zione dell ’ equilibrio acido-base in funzione della pCO2 e del bE.

138 Chimica generale medica © 978-8808-25237-1Parte 1

gative.Perrispettaretaleprincipioin vivo,èl’anionebicarbonatochevaria la suaconcentrazione in fun-zionedellecarichenegativeopositivechevengonointrodotte.

Quando la pressione parziale di CO2 è costan-te, le variazioni di concentrazione del bicarbonatocomportano una variazione di pH, come previstodall’equazionediHenderson-Hasselbach.

Glianionichenonsonodirettamentemisuratico-stituisconoilcosiddettogap anionico(oAG):

il gap anionico rappresenta la quota di anioni che serve per equilibrare i cationi nel plasma.

L’AGvienecalcolatotrascurandolamisurazionede-gliionipresentiinquantitàpiccolissimeediquellilecuivariazioninelrangepatologicosonoquantita-tivamenteminime;inpratica,si utilizzano solamente le concentrazioni degli ioni sodio, cloruro e bicarbo- nato.

Laformulachefornisceilgapanionicoè:

AG=[Na+]–([Cl–]+[HCO3–])

Il valore di riferimentodi AG varia, a secondadelledifferentitecnicheutilizzateinlaboratorio,da5a12mmol/L.

Peresempio,nellafigura 9.15abbiamounAG=11,datoda

140Na+–(105Cl–+24HCO3–)=11

Il gap anionico è utile per valutare la natura dell ’ acidosi metabolica,chepotrebbeesseredovutaaunaperdi-tadibasipiuttostocheaunincrementodiacidi.

Nell’acidosi il bicarbonato diminuisce e quindi,datocheglialtriioninonsubisconovariazioni,devo-

4. Se in un paziente l’EGA dà un valore dipCO2=30,4mmepH=7,52, ivaloricalcolatisono:cHCO3

–=24,0mM,BE=+1,1.Ilpazienteèinalcalosi,ilpH>7,45èdioriginerespiratoriaperchépCO2<35,acuisiaggiungeunatrascurabilealcalosimetabolica,datoilBE=+1,1.

Spiegazione. LaconcentrazionedicHCO3–calcolata

dallostrumentosullabasedell’equazionediHander-son-Hasselbach è 24,0 mM, ma quella calcolata inbasealprincipiodell’equilibriomobileperunapCO2== 30,4mmHg sarebbedi 22,9mM,quindi inferioreallaconcentrazionenormaledi24mM.IlBE=+1,1ètrascurabileperché<2,0.

Gli ioni nel sangue, l ’ elettroneutralità, il gap anionico (AG)

Conoscere il valore dei principali ioni pre-senti nel plasma (parte non corpuscolatadelsangue)èrilevanteinmoltissimepato-

logieeanchenellavalutazionedell’equilibrioacido-base.

Tragli ionipositivi,ocationi, ilpiùrappresentatoè il sodio, principale responsabile dell’osmolarità.Ilpotassio, ilcalcioe ilmagnesio,anchesepresentiinpiccolequantità,hannounruoloimportantissimoper gli equilibri elettrici dellemembrane cellulari enellereazionibiochimiche.

Gliioninegativi,anioni,sonorappresentatidaclo-ruro,bicarbonato,albumina,fosfato,solfato,lattatoealtrianioninonmisurati(figura 9.15).

Èrilevantericordareilprincipio dell ’ elettroneu-tralità: in ogni soluzione il numero delle cariche positive deve uguagliare quello delle cariche ne-

figura 9.15 ioni presenti nel plasma e responsabili dell ’ osmolarità. gli «anioni non misurati» costituiscono il cosiddetto gap anionico.

Principio di elettroneutralità

154

180

160

140

120

100

80

60

40

20

0

K+ 4Ca2+ 6Mg2+ 3Altri 1

154

CATIONI ANIONI

16 proteine 6 acidi organici 2 fosfati 1 solfato

Na+

140CI–

105

HCO3–

24HCO3

–

24

Anioni nonmisurati

139Capitolo 9Acidi, basi e sali© 978-8808-25237-1

perperditadibicarbonatinelleurinechevienecon-trobilanciatadagliioniclororiassorbitiononescretidalreneinmodoproporzionale(figura 9.16b).

La somministrazionedigrandivolumidi soluzio-nefisiologica,NaCl0,9%p/V, incui laconcentrazio-ne dello ione cloruro (154 mM) è molto maggioredella sua concentrazione fisiologica nel plasma(105mM),puòcausareacidosi ipercloremica (figura 9.16c). Infatti,mentrenelplasma il rapporto traNa+eCl–è140:105(figura 9.15),nellasoluzionesalinafi-siologica(chiamatacosìsoloperchéisotonicaconilplasma,v.capitolo6)questorapportoè154:154.

Comeconseguenza la concentrazionediNa+ au-mentadipoco,mentrelaconcentrazionedelloioneCl–aumenta inmisuramaggioreedevevenirbilan-ciatadaunadiminuzionedelbicarbonatoperman-tenere l’elettroneutralità, con conseguente diminu-zionedelpH.

noaumentareoiclorurioilgapanionico.Pertanto,l’acidosipuòesserediduetipi:

• conaumentodelcloro(chiamataacidosi iperclo-remica);

• con aumento del gap anionico (esempio: cheto-acidosi diabetica, acidosi lattica, insufficienza re-nale conclamata, quindi ridotta eliminazione disolfatiefosfatiecc.).

UnAG elevato,comesiriscontranell’acidosilattica,nellachetoacidosi,nell’insufficienzarenaleavanzata,è causatodaunadiminuitaescrezionediH+: infattigliH+chesiaccumulanosileganoaibicarbonatifor-mandoacidocarbonico(cheèeliminatocomeCO2),facendodiminuire laquantitàdibicarbonati (figura 9.16a).

Un AG normale si riscontra nelle condizioni didiarreaonella fase inizialedell’insufficienza renale,

figura 9.16 Confronto tra i valori del gap anionico e del bicarbonato nelle acidosi, rispetto alla normalità.

Na+

CI–

HCO3–

HCO3–

HCO3–

AGAGAG

CI– CI–

Na+ Na+

AcidosiAumento di AG

(a)

Acidosiipercloremica

(c)

Normale

(b)

140 Chimica generale medica © 978-8808-25237-1Parte 1

1 Secondo la teoria sugli acidi e sulle basi di Brønsted e Lowry un acido è una sostanza che:

A donaioniOH–.B donaprotoni.C accettaelettroni.D accettaprotoni.E accettaioniOH–.

2 Nella reazione acido-base tra H2S e H2O, la specie HS–:

A èlabaseconiugatadiH2S.B èl’acidoconiugatodiH2S.C èlabaseconiugatadiH2O.D èl’acidoconiugatodiH2O.E nessunadelle risposteprecedentiècorretta,perché

HS–nonsiforma.

3 Il pH di una soluzione acquosa è 3; ciò implica che:

A [H+]=103.B [H+]=0,3.C pOH=10.D [OH–]=10–11.E [OH–]=103.

4 Per un acido con costante di dissociazione Ka = 10–5 non è corretto affermare che:

A l’acidoèparzialmentedissociatoinsoluzioneacquo-sa.

B l’acidoèdebole.C lacostantedidissociazionedellasuabaseconiugata

èKb=10–8.D ilvaloredellaKaèdeterminatodallestabilitàrelative

dellaformaindissociataHAedellaformadissociataA–.E ilprodottodellacostantedidissociazioneacidaKae

della costante di dissociazione basica Kb della baseconiugataèugualealprodottoionicodell’acqua.

5 Qual è il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 0,0002 mol di HNO3 (un acido forte) in acqua, aggiun-gendo solvente fino a ottenere 2,0 L di soluzione?

A pH=10–4.B pH=4.C pH=–4.D pH=10.E pH=104.

6 H3PO4 è un esempio di:

A baseconiugata.B acidoforte.

ESERCIZIC acidopoliprotico.D basedebole.E elettrolitaanfotero.

7 L ’ acido benzoico, C6H5COOH, ha Ka = 6,3 . 10–5; pos-siamo allora affermare che una soluzione 0,1 M di benzoato di sodio, C6H5COONa, avrà pH:

A debolmenteacido.B basico.C neutro.D fortementeacido.E nonsipuòdeterminarlo,sullabasedeidatiforniti.

8 Se a una soluzione satura di un sale poco solubile come CaCO3 si aggiunge una piccola quantità di un sale di calcio molto solubile, la conseguenza è che:

A diminuisceilcorpodifondo.B lapresenzadelloionecomunefaaumentarelasolu-

bilitàdiCaCO3.C ilvaloredellasolubilitàs’diventamaggioredi Kps .D il prodotto [Ca2+][CO3

2–] aumenta perché è stato ag-giuntoCa2+.

E ilprodotto[Ca2+][CO32–]restainvariatoancheseèsta-

toaggiuntoCa2+.

9 Un litro di soluzione contenente 0,1 mol di acetato di sodio e 0,1 mol di acido acetico (Ka = 1,8 · 10–5):

A costituisce un tampone perché contiene un acidopiuttostoforte,l’acidoacetico,eilsaledellasuabaseconiugata,l’acetato.

B contieneunacidodebole, l’acidoacetico, eun saledella sua base coniugata, l’acetato di sodio, quindiavràcomplessivamenteunpHdebolmentebasico.

C hapH=2.D hapH=10.E hapH=4,74.

10 Quale delle seguenti affermazioni sul pH del san-gue è corretta?

A Deve esseremantenuto entro un intervallo legger-menteinferioreallaneutralità.

B Èincompatibileconlavitapervaloriinferioria6,3.C È mantenuto al valore ottimale da un sistema che

comprende il tampone proteina/proteinato, basatosulleproteinealbuminaedemoglobina.

D Tolleravariazionimassimedi±0,6.E Èmantenutoalvaloreottimaledaunsistematampo-

ne formatodai tamponiacetato, fosfatoeproteina/proteinato.