Una joven de 17 años es llevada a emergencias tras ingerir el contenido de un frasco de aspirina (ácido acetilsalicílico, pKa=3). Dado que ha ingerido el fármaco recientemente decide hacer un lavado gástrico con una solución de bicarbonato, la cual presenta un pH de 8.5. Esto solubiliza el compuesto, facilitando el lavado. Calcule la proporción de ácido acetilsalicílico ionizado/no ionizado usando la ecuación de Henderson Hasselbalch a pH gástrico normal (pH=2) y a pH de la solución (pH=8.5)
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Respuesta:Acá va la ayuda, saludos de Arg!Explicación:La ecuación de Henderson-Hasselbalch para ácidos débiles es:pH= pKa+log [tex](\frac{[A^-]}{[HA]})[/tex][A−]= concentración de la forma ionizada (base conjugada)[HA]= concentración de la forma no ionizada (ácido)1) En el estómago (pH = 2)2=3+log[tex](\frac{[A^-]}{[HA]})[/tex]log[tex](\frac{[A^-]}{[HA]})[/tex]=-1[tex](\frac{[A^-]}{[HA]})[/tex]=[tex]10^{-1}[/tex]= 0.190% no ionizado, 10% ionizado2) En solución de bicarbonato (pH = 8.5)8.5=3+log[tex](\frac{[A^-]}{[HA]})[/tex]log[tex](\frac{[A^-]}{[HA]})[/tex]= 5.5[tex](\frac{[A^-]}{[HA]})[/tex]=[tex]10^{5.5}[/tex]≈ 316227.77≈99.9997% ionizado, ≈0.0003% no ionizadoVisto desde una interpretación clínica:En el estómago (pH 2), el ácido acetilsalicílico está mayoritariamente no ionizado, lo que favorece su absorción pero dificulta su eliminación.En el medio alcalino (pH 8.5), el ácido se ioniza casi completamente, lo que aumenta su solubilidad en agua y facilita su eliminación por lavado gástrico.
