pH, soluciones quimica Liliana López

•

Biológicas / Saúde

Liliana Emayanin Lopez Garcia

18/1/2022

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Bioquímica I

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UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE SINALOA
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICO-BIOLÓGICAS

Asignatura: Química analítica

Docente: Teresita Guadalupe López Aceves

Alumna: Liliana Emayanin López García

Grado y grupo: 2-6

ÍNDICE

EQUILIBRIO ÁCIDO BASE Y pH ............................................................................ 1
TEORÍAS ÁCIDO-BASE ......................................................................................... 5
PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA ........................................................................... 8
SISTEMAS AMORTIGUADORES FISIOLÓGICOS .............................................. 11
HIDRÓLISIS .......................................................................................................... 16
BIBLIOGRAFÍA ..................................................................................................... 20

EQUILIBRIO ÁCIDO BASE Y pH
El equilibrio ácido-base es mantenido por
• Amortiguadores químicos
• Actividad pulmonar
• Actividad renal
Amortiguadores químicos
Los amortiguadores químicos son soluciones que resisten los cambios del pH. Los
amortiguadores intracelulares y extracelulares responden de inmediato a los
desequilibrios del estado ácido base. El hueso también cumple una función
amortiguadora importante, especialmente de las cargas ácidas.
Un amortiguador está compuesto por un ácido débil y su base conjugada. La base
conjugada puede aceptar H+ y el ácido débil puede liberarlo, de manera que permite
reducir al mínimo los cambios en la concentración de H+ libres. El sistema
amortiguador sirve sobre todo para minimizar los cambios en el pH cerca de su
constante de equilibrio (pKa); así, aunque potencialmente hay muchos pares de
amortiguadores en el cuerpo, sólo algunos son fisiológicamente relevantes.
La relación entre el pH de un sistema amortiguador y la concentración de sus
componentes se describe por la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

donde pKa es la constante de disociación del ácido débil
El amortiguador extracelular más importante es el sistema HCO3−/CO2, que se
describe con la siguiente ecuación:

Un aumento en la concentración de H+ desvía la ecuación hacia la derecha y genera
CO2.
Este importante sistema amortiguador está estrictamente regulado; cuando
aumentan las concentraciones de CO2, se ponen en marcha ajustes finos a cargo
de la ventilación alveolar, y la excreción renal se encarga de controlar rigurosamente
las concentraciones de H+ y HCO3−.
La relación entre pH, HCO3− y CO2 en el sistema como se la describe en la ecuación
de Henderson-Hasselbalch es así:

O de igual manera, por la ecuación de Kassirer-Bleich, derivada de la ecuación de
Henderson-Hasselbalch:

Nota: para convertir el pH arterial a [H+] usar:

Ambas ecuaciones ilustran que el equilibrio ácido base depende de la relación entre
la Pco2 (presión de dióxido de carbono) y la concentración de HCO3− y no del valor
absoluto aislado de cualquiera de ellos. Con estas fórmulas, puede usarse
cualquiera de las dos variables para calcular la tercera.
Otros amortiguadores químicos importantes son los fosfatos orgánicos e
inorgánicos intracelulares y las proteínas intracelulares, como la hemoglobina en los
eritrocitos. El fosfato extracelular y las proteínas plasmáticas son menos relevantes.
El hueso se convierte en un amortiguador importante después del consumo de una
carga ácida. En un principio, el hueso libera bicarbonato de sodio (NaHCO3) y
bicarbonato de potasio (KHCO3) a cambio de H+. Cuando se acumulan cargas de
ácidos durante un período prolongado, el hueso libera carbonato de calcio (CaCO3)
y fosfato de calcio (CaPO4). En consecuencia, la acidemia de larga data contribuye
a la desmineralización y al desarrollo de osteoporosis.
Regulación pulmonar del pH
La concentración de CO2 está estrechamente regulada por las modificaciones en el
volumen corriente y la frecuencia respiratoria (ventilación minuto). Los
quimiorreceptores arteriales registran la disminución del pH y, en respuesta,
aumentan el volumen corriente o la frecuencia respiratoria, con incremento de la
espiración de CO2 y del pH de la sangre. A diferencia de la amortigación química,
que es inmediata, la regulación pulmonar tarda varios minutos u horas. Este sistema
tiene una eficacia de entre 50 y 75% y no normaliza completamente el pH.
Regulación renal del pH
Los riñones controlan el pH mediante el ajuste de la cantidad de HCO3− que se
excreta o es reabsorbido. La reabsorción de HCO3− es equivalente a la excreción
de H+ libre. Las respuestas para manejar los trastornos del equilibrio ácido base se
desarrollan entre horas y días después de que sucedieron los cambios en este
equilibrio.
https://www.merckmanuals.com/es/professional/trastornos-de-los-tejidos-musculoesquel%C3%A9tico-y-conectivo/osteoporosis/osteoporosis
3

Toda el HCO3− en el suero se filtra a medida que pasa a través del glomérulo. La
reabsorción de HCO3− se produce sobre todo en el túbulo proximal y, en menor
medida, en el túbulo colector. El H2O dentro de la célula tubular distal se disocia en
H+ e hidroxilo (OH−); en presencia de anhidrasa carbónica, el OH− se combina con
CO2 formando HCO3−, que regresa al capilar peritubular, mientras que el H+ se
secreta hacia la luz tubular y se une con el HCO3− filtrado libremente formando
CO2 y H2O, que también se reabsorben. En consecuencia, los iones de
HCO3− reabsorbidos distalmente vuelven a sintetizarse y no son los mismos que se
filtraron.
La disminución del volumen circulante efectivo (como durante la terapia con
diuréticos) aumenta la reabsorción de HCO3−, mientras que la elevación de la
concentración de hormona paratiroidea en respuesta a una carga de ácido
disminuye la reabsorción de HCO3−. Asimismo, el aumento de la Pco2 incrementa
la reabsorción de HCO3−, mientras que la depleción de ion cloruro (Cl−) (típicamente,
debido a la depleción de volumen) estimula la reabsorción de ion de sodio (Na+) y
la generación de HCO3− en el túbulo proximal.
En los túbulos proximales y distales se secretan ácidos activamente, donde se
combinan con amortiguadores urinarios, en particular fosfato (HPO4−2) (que se filtra
libremente), creatinina, ácido úrico y amoníaco, para de esta manera excretarse del
organismo. La mayor importancia del sistema amortiguador de amoníaco es que los
demás amortiguadores se filtran en concentraciones fijas y pueden agotarse frente
a cargas elevadas de ácido, mientras que las células tubulares regulan activamente
la producción de amoníaco en respuesta a los cambios en la carga de ácido. El pH
arterial es el principal factor determinante de la secreción de ácido, pero la excreción
también depende de las concentraciones de potasio (K+), Cl− y aldosterona. La
concentración intracelular de K+ y la secreción de H+ están relacionadas en forma
recíproca: la depleción de K+ aumenta la secreción de H+ y, en consecuencia,
agrava la alcalosis metabólica.
Para empezar, es importante recalcar que el pH natural de la mayor parte de los
tejidos corporales es de 5’5, lo cual resulta levemente ácido. Así, cuando se afirma
que un gel es “neutro”, debes saber que, en la mayoría de los casos, simplemente
se trata de un reclamo publicitario para reflejar que ese producto es idóneo para la
piel. Y, no porque sea mejor, sino porque la idea de “neutro” suele tener
connotaciones más saludables. Sin embargo, de acuerdo con lo expuesto, lo que
es realmente favorable para nuestro organismo es aquello “ligeramente ácido”.
Debido a la mayor importancia que poco a poco vamos dando a una vida saludable,
cada vez van habiendo mejores opciones en el mercado, geles con pH menos
agresivos o con componentes más naturales y saludables.
Las bacterias que habitan en las mucosas son especialmentesensibles a las
variaciones del pH. Por ejemplo, cuando los fluidos vaginales adquieren un grado
de alcalinidad superior al habitual, pueden proliferar microorganismos perjudiciales
https://www.merckmanuals.com/es/professional/trastornos-endocrinol%C3%B3gicos-y-metab%C3%B3licos/regulaci%C3%B3n-y-trastornos-del-equilibrio-%C3%A1cido-base/alcalosis-metab%C3%B3lica
https://www.seguroscatalanaoccidente.com/blog/propiedades-aloe-vera/
4

para la salud como las cándidas. Aunque se trata de un hongo que vive de manera
natural en la piel, si se reproduce en exceso puede provocar candidiasis.
Ejemplos de Cálculo del pH:

• Ejemplo 1: calcular el pH de una disolución 0,5 N de hidróxido de
sodio NaOH.
o Al ser una base fuerte todo el NaOH se disocia completamente:

NaOH → Na+ + OH-
0,5

0,5

0,5
•
o pOH = -log [OH-] = -log [0,5] = 0,3
o pH= 14 -pOH= 14 - 0,3= 13,4

http://www.quimicas.net/2015/05/ejemplos-de-base-fuerte.html
5

TEORÍAS ÁCIDO-BASE
Teoría de Arrhenius

Swante Arrhenius
En 1887, Svante Arrhenius (1859-1927) postuló su teoría de la disociación
electrolítica, la cual planteaba que existen sustancias que manifiestan sus
propiedades químicas y su conductividad eléctrica en disoluciones acuosas. Por
ejemplo: las sales, al disolverse en agua pueden descomponerse en sus iones, lo
que les permite ser conductores eléctricos. A estas sustancias se les llama
electrolitos.
Teoria de Brönsted-Lowry

Johannes Brönsted
6

Thomas Lowry
La teoría de Arrhenius presenta algunas complicaciones, entre ellas:
▪ No poder explicar el comportamiento de algunas bases, como el amoníaco,
ni de ciertos iones como el ion bicarbonato.
▪ Limitaba las reacciones ácido-base a disoluciones acuosas y omite las
reacciones que se producen en fase gaseosa.
Esta razón llevó a Johannes Brönsted (1879-1947) y Thomas Lowry (1874-1936) a
postular una teoría más general, la cual podía ser aplicada a todos los ácidos y
bases, llamada teoría protónica. Esta postula que un ácido es toda sustancia capaz
de ceder protones y una base es una sustancia capaz de captarlos. Por lo que las
reacciones entre ácidos y bases se pueden considerar como reacciones de
transferencia de protones.
La teoría de Brönsted y Lowry establece que los ácidos ceden protones y las bases
captan protones. De acuerdo con esto:
▪ Los ácidos, al ceder el protón, originan una base conjugada, es decir, una
especie capaz de aceptar el protón y volver a generar el ácido inicial.
▪ Las bases, al aceptar un protón, forman un ácido conjugado, el cual puede
donar el protón, volviendo a originar la base inicial.
Teoría de Lewis
7

Gilbert Lewis
Al no cumplirse la teoría de Bronsted-Lowry para todos los compuestos, Gilbert
Lewis (1875-1946) propuso una nueva teoría basada en la estructura electrónica.
Esta teoría plantea que:
Un ácido es todo átomo, molécula o ion capaz de aceptar un par de electrones para
formar una unión covalente.
Una base es todo átomo, molécula o ion capaz de ceder un par de electrones para
formar una unión covalente.
De este modo, un H+ será un ácido de Lewis, ya que su estructura permite aceptar
un par de electrones, mientras que el amoníaco será una base de Lewis, pues en la
capa de valencia del nitrógeno existe un par de electrones sin compartir.

PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA
Las moléculas de agua pueden disociarse de la siguiente manera:
Analizando la reacción es posible observar que el agua es un ácido, ya que está
donando protones. La reacción es reversible y tiene una constante de disociación
que estará dada por la siguiente relación:

El valor de esta constante es sumamente pequeño. En otras palabras: el agua se
disocia muy poco, por ser un ácido sumamente débil.

La concentración molar del agua es 55.5 M, ([H2O] = 55.5 M). Este valor se
obtiene considerando que el peso molecular del agua es igual a 18, de tal manera
que, en un litro de agua, (1000 Ml), se encuentran 1000/18 = 55.5 moles de agua.
Se desprecia la cantidad de agua disociada que como ya se vio es muy pequeña.

Si en la Ecuación 3.14 se sustituye la concentración del agua por 55.5 M, se
obtiene la siguiente relación:

De aquí se obtiene:

Ahora bien, debido a que el agua tiene una tendencia extraordinariamente
pequeña a disociarse, la concentración del agua, (55.5 M), se puede considerar
como constante. El resultado de multiplicar dos cantidades constantes, (55.5 K),
es otra constante que se conoce como producto iónico del agua y se
9

representa por la letra Kw. El valor de Kw, calculado experimentalmente es igual
a 1.0 x 10-4.

Con estas consideraciones, la Ecuación 3.16 se puede escribir de la siguiente
manera:

3.17

Cada molécula de agua que se disocia produce un protón y un oxhidrilo, de tal
forma que, en el agua ultrapura, la concentración de protones debe de ser igual
que la de oxhidrilos y de acuerdo con la Ecuación 3.17 se deduce que:

3.18

Recordemos, que en párrafos anteriores se definió al pA como el número que se
obtiene al tomar el logaritmo de la cantidad A y cambiarle el signo. Siguiendo con
esta línea, se puede definir el pH como el logaritmo negativo de la
concentración de protones y el pOH como el logaritmo negativo de la
concentración de iones OH-:

Esta ecuación es el producto iónico del agua expresado en lenguaje logarítmico.
Se deduce que en el agua ultrapura: pH = pOH = 7. Cuando se hace referencia a
un valor de pH, lo que se está expresando es una determinada concentración de
protones. Decir que el pH = 7, es lo mismo que expresar, que la concentración de
protones es igual a 1.0 x 10-7 Molar.

SISTEMAS AMORTIGUADORES FISIOLÓGICOS

De acuerdo a Miles y Butcher (1995),profesores de la Universidad de Florida, los
amortiguadores (buffers) en los fluidos corporales sirven como una defensa contra
el cambio del PH .Cada compartimiento de fluido contiene tipos y características de
substancias disueltas, algunas que son amortiguadores a un pH fisiológico. Por eso,
el pH es estabilizado por la capacidad amortiguadora de los fluidos corporales.
Los valores de pH en el organismo deben mantenerse en márgenes muy estrechos
y próximos a la neutralidad, variando ligeramente según el órgano, célula o
compartimento intracelular analizado. La sangre arterial presenta un pH alrededor
de 7,4 y las oscilaciones, compatibles con la vida, no pueden ir más allá de cuatro
décimas hacia arriba o hacia abajo. Para conseguirlo, el cuerpo humano dispone de
varios sistemas, siendo el eje central de los mismos las disoluciones reguladoras o
amortiguadoras.
Se define una disolución de este tipo a la que es capaz de disminuir o "amortiguar"
las variaciones de pH en el medio en el que se encuentra.
H+ + Tampón– Æ Tampón
Estas disoluciones pueden estar formadas de la siguiente manera:
• Un ácido débil y la sal de su base conjugada. Ejemplo: ácido acético/acetato
sódico.
• Una base débil y la sal de su ácido conjugado. Ejemplo: amoniaco/cloruro
amónico.
Al añadir a estas disoluciones ácidos y/o bases se produce un cambio mínimo en el
pH, su capacidad amortiguadora se mide como la cantidad de ácido o base añadida
para lograr un cambio de una unidad en el pH.
La ley de masas aplicada a la situación en el equilibrio de una disolución
amortiguadora permite la medida del pH mediante la ecuación de Henderson-
Hasselbach.
La capacidad amortiguadora es máxima cuando el pH a regular está próximo a los
valores de pKa. Los tampones más importantes son los siguientes:

• Tampón Carbónico/Bicarbonato: H+ + HCO–3 Æ H 2CO3 Æ CO2 + H2O
• Tampón Fosfato : H+ + HPO2-4 Æ H2 PO4–
• Tampón Proteinato: H+ + Protein2– Æ HProtein (n–1)
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Sistema Bicarbonato (anhídrido carbónico/bicarbonato):
Esteel buffer amortiguador principal en el fluido extracelular, dentro de la célula roja
de la sangre y en el plasma. En este sistema el CO2 se comporta como ácido volátil
y su concentración puede ser controlada por medio de la tasa de respiración del
animal. La Siguiente ecuación muestra la formación de iones de hidrógeno en las
células rojas de sangre como resultado del transporte del gas carbónico del tejido a
los pulmones : CO2 + H2O H2CO3 HCO3 - + H+ cuando la célula roja de sangre
está dentro de los tejidos corporales esta reacción va hacia la derecha. En los
pulmones la reacción va hacia la izquierda.
Además, la presión parcial del CO, es más alta dentro de los tejidos y más baja en
los pulmones. La reducción en la tasa de respiración permite la acumulación de CO2
y mueve la ecuación hacia la derecha, la concentración de hidrogeniones se
incrementa y el pH del fluido se reduce, lo que produce una condición conocida
corno acidosis respiratoria. Si la tasa de respiración es más rápida que lo normal, la
ecuación se mueve hacia la izquierda y resulta la alcalosis respiratoria. Esto ocurre
comúnmente en aves como resultado del jadeo debido al estrés por calor. Se puede
controlar estos disturbios metabólicos, por medio de aumentar o reducir la tasa
respiratoria.

Sistema Fosfato:
Todos los fosfatos en el animal vienen de la dieta, a un pH de 7.40, la mayoría del
fosfato en los compartimientos fluidos existe en la forma de las especies iónicas
H2PO4 -1 y HPO4 -2 , cuando el pH en los fluidos corporales comienza a decaer,
la especie HPO4 -2 se vuelve importante corno un aceptante de protones y se
convierte en la especie H2PO4 -1 ,así cuando el pH se eleva por encima de 7.40, la
especie H2PO4 -1 dona un protón al fluido y se convierte de nuevo en la especie
HPO4 -2 . El sistema fosfato es el amortiguador más importante en la orina, debido
a que los protones excretados en la orina son principalmente en la forma de la
especie H2PO4 -.
Durante la acidosis prolongada, la amortiguación por fosfato es muy importante, lo
cual se relaciona con los huesos, debido a que son una buena reserva de
amortiguadores como el fosfato cálcico que se presenta en forma de hidroxiapatita,
el cual no es muy soluble, pero su solubilidad es mayor durante la acidosis y algo
de fosfato cálcico en los huesos se convierte en solución. Esto ocurre comúnmente
en las ponedoras cuando los huesos están suministrando calcio para la calcificación
del cascarón de huevo, entonces, el fosfato cálcico se disocia y se convierte en
Ca+2 y PO4-3 , inmediatamente la especie PO4-3 acepta un protón y se convierte
en la especie HPO4 -2 . Durante la acidosis esta reacción continúa y la especie
HPO4 -2 acepta otro protón y se convierte a H2PO4 -1 . Así pues, durante la acidosis
tos huesos pueden ayudar a mantener el equilibrio ácido base por medio
13

proporcionar la especie de fosfato que acepta protones, incrementando el pH al nivel
deseado 7,4.
Hemoglobina:
La hemoglobina es un amortiguador muy importante y sólo so encuentra en la célula
roja de la sangre. Sirve como un amortiguador excelente por varias razones. Las
dos razones principales son su alta concentración en la sangre y su altísimo
contenido del aminoácido histidina.
Este aminoácido tiene una cadena lateral única llamada imidazol. Esta cadena,
puede atraer a los protones y sacarlos de los fluidos corporales o puede donar
protones dichos fluidos en el intento de mantener el pH cerca de 7.40. Las otras
proteínas en los compartimentos de fluido, también le deben su capacidad de
amortiguar a esta cadena lateral. La albúmina es la proteína del plasma más
abundante y contribuye en forma significativa a la amortiguación de la sangre. El
fluido intracelular está lleno de proteínas que funcionan como el sistema más
importante de amortiguación dentro de la célula.
En condiciones metabólicas la Hb se comporta como un ácido débil y la
oxihemoglobina como un ácido más fuerte que la Hb reducida (es decir aquella que
lleva un hidrogenión —> HHb). Es importante anotar, que la Hb incide sobre el
transporte del CO2 por la sangre, veamos como lo hace: En las células por efecto
de la respiración celular se produce gas carbónico que pasa a la sangre penetrando
los hematíes, quienes contienen la enzima anhidrasa carbónica y convierten al CO2
en ácido carbónico (H2CO3), este se disocia en iones bicarbonato e hidrógeno, que
harían descender el pH, de no ser capturados rápidamente por la HbO2 ~ , que se
transforma en oxihemoglobina reducida (HHbO2).

ESTIMACIÓN DEL pH PLASMÁTICO

La ecuación de Henderson-Hasselbach puede ser aplicada a los tampones,
principalmente al Carbónico/Bicarbonato. El pKa de la siguiente reacción es de 6,1
y la solubilidad del CO2 es de 0,03 mmol/mm. Hg.
CO2 + H2O Æ H2CO3 Æ H+ + HCO–3 ;
abreviadamente: CO2 + H2O Æ H+ + HCO–3
pH = 6,1 + log [HCO–3] / 0,03 p CO2
Si la concentración de ión bicarbonato vale 24 mmol/litro y la presión parcial de
anhídrido carbónico en sangre arterial es de 40 mm Hg. Llevados estos valores a la
ecuación anterior se obtiene un pH de 7,40. Esta ecuación resume la regulación
fisiológica del pH, el numerador es controlado por el riñón, mientras que el
denominador es controlado por el aparato respiratorio.
Además, esta ecuación también permite una clasificación racional de los
desequilibrios ácido-básicos. El numerador se ve afectado bien por ingestión o
producción de ácidos o bases produciendo acidosis o alcalosis metabólicas. El
denominador se ve afectado por alteraciones en la ventilación pulmonar, o en la
composición del aire inspirado dando lugar a acidosis o alcalosis respiratorias.
En algunas ocasiones las alteraciones pueden venir dadas por los dos mecanismos.
De forma resumida se pueden clasificar las alteraciones ácido-básicas en:
1. Disminución de bicarbonato: acidosis metabólica.
2. Aumento de bicarbonato: alcalosis metabólica.
3. Disminución de anhídrido carbónico: alcalosis respiratoria.
4. Aumento de anhídrido carbónico: acidosis respiratoria.

REGENERACIÓN DE LOS TAMPONES CORPORALES A NIVEL RENAL

La ventilación es la segunda línea de defensa en el control del pH. Es una respuesta
rápida y de control reflejo que puede solucionar el 75% de los trastornos de pH. La
línea final de defensa está en los riñones; son más lentos que los otros dos sistemas,
amortiguadores y ventilación, pero muy eficaces para manejar cualquier trastorno
remanente del pH en condiciones normales. Los riñones son los encargados de
rectificar los cambios producidos por un exceso de ácido o álcali en el organismo.
Debido a la compensación respiratoria, el pH puede encontrarse dentro de la
normalidad, sin embargo, la concentración de tampones puede encontrarse
disminuida (si ha habido un exceso de ácidos) o aumentada (si el exceso es de
álcali) y se requiere su vuelta a los niveles normales.
El riñón, en caso de acidosis, por ejemplo, repone el bicarbonato que ha sido
consumido y permite la excreción de hidrogeniones en la orina.
Los mecanismos de los que dispone son los siguientes:
1. De forma directa, excretando o reabsorbiendo H+.
2. De forma indirecta, aumentando o disminuyendo la reabsorción de
bicarbonato.
Para llevar a cabo estas funciones se dispone de distintos mecanismos de
transporte:
• a) Contra transportador bidireccional de Na+–H+ , mueve Na+ hacia el interior
celular y H+ hacia la luz del túbulo.
• b) Cotransportador basolateral de Na+–HCO3– mueve ambos hacia el líquido
intersticial.
• c) La H+–ATPasa mueve H+ en contra de su gradiente hacia la luz tubular.
• d) La H+–K+ –ATPasa, reabsorbe K+ y secreta H+.
• e) Contra transportador bidireccional de Na+ –NH4+ , mueve NH4+ a la luz
tubular y Na+ al interior.

HIDRÓLISISHidrólisis. Literalmente significa destrucción, descomposición o alteración de una
sustancia química por el agua. En el estudio de las soluciones acuosas
de electrólitos, el término hidrólisis se aplica especialmente a las reacciones de los
cationes (iones positivos) con el agua para producir una base débil, o bien, a las de
los aniones (iones negativos) para producir un ácido débil. Entonces se dice que la
sal de un ácido débil o de una base débil, o de ambos, de un ácido débil y una base
débil, está hidrolizada. El grado de hidrólisis es la fracción del ion que reacciona con
el agua. El término solvólisis se emplea para las reacciones de solutos con solventes
en general.
Existen diversas formas de hidrólisis, dependiendo de las sustancias que se hacen
reaccionar con el agua:
• Hidrólisis ácido-base. En esta reacción el agua se divide en un ion hidroxilo
(OH–) y un protón (H+), que es inmediatamente hidratado para formar un ion
hidronio (H3O+). Así, el agua pura manifiesta esta reacción
espontáneamente.

Cuando se añaden determinadas sustancias al agua se puede modificar el
equilibrio de la reacción anterior. Por ejemplo, si añadimos sales,
dependiendo de su solubilidad, sus aniones o cationes se pueden combinar
con los iones OH– y H3O+, lo que puede provocar que varíe el pH de la
disolución final. Así, existen cuatro clasificaciones para la hidrólisis ácido-
base según el tipo de sal que se añada al agua:
o Hidrólisis de sal de ácido fuerte-base fuerte. Cuando se diluye una
sal proveniente de un ácido y una base fuerte en agua, no se produce
casi hidrólisis, debido a lo que no se altera el equilibrio de disociación
del agua. El pH en este caso será neutro. Por ejemplo:

o Hidrólisis de sal de ácido débil-base fuerte. Se combinan el anión
de la sal (proveniente del ácido débil y la base fuerte) y un protón del
agua, liberando iones hidroxilo, debido a lo que el pH resultante será
https://www.ecured.cu/Agua
https://www.ecured.cu/Electr%C3%B3lito
https://concepto.de/proton/
https://concepto.de/solubilidad/
https://concepto.de/acidos-y-bases/
https://concepto.de/ph/
17

básico. Por ejemplo:

o Hidrólisis de sal de ácido fuerte-base débil. El catión de la sal
(proveniente del ácido fuerte y la base débil) cede un protón al agua
para formar un ion hidronio (H3O+), debido a lo que el pH resultante
será ácido. Por ejemplo:

o Hidrólisis de sal de ácido débil-base débil. El catión de la sal
(proveniente de la base débil) se combina con el agua liberando un
ion hidronio (H3O+) y el anión de la sal (proveniente del ácido débil) se
combina con el agua liberando un ion hidroxilo (OH–). El pH resultante
dependerá de las cantidades de iones hidronio e hidroxilo producidos.
Si se produce más ion H3O+ que ion OH– , el pH será ácido, y si se
produce más ion OH– que ion H3O+, el pH será básico. Por otra parte,
si las cantidades producidas de ambos iones son iguales, el pH
resultante será neutro. Por ejemplo:

• Hidrólisis de amidas y ésteres. En estos tipos de sustancias orgánicas, la
hidrólisis puede ocurrir en medio ácido o básico. En el caso de los ésteres,
se hidrolizan en medio ácido (1) y básico (2), generando ácidos carboxílicos
y alcoholes. El proceso de hidrólisis de ésteres también se denomina
saponificación (hidrólisis de triglicéridos para obtener jabones). Por otra
parte, las amidas generalmente se hidrolizan en medio ácido,
descomponiéndose en aminas y ácidos carboxílicos. Por ejemplo:

• Hidrólisis de polisacáridos. Los polisacáridos (azúcares) pueden
hidrolizarse y descomponerse (rompiendo sus enlaces glucosídicos, que son
enlaces entre monosacáridos para formar polisacáridos) en polisacáridos
más simples, en disacáridos o en monosacáridos. En el proceso de hidrólisis
un hidrógeno de la molécula de agua se enlaza al oxígeno del extremo de
una molécula de azúcar, mientras que el hidroxilo se enlaza al extremo del
resto. La hidrólisis de polisacáridos es un proceso llevado a cabo
regularmente por las formas de vida.

https://concepto.de/alcoholes/
19

• Hidrólisis enzimática. Es la hidrólisis que se produce en presencia de
enzimas (compuestos orgánicos que generalmente aumentan la velocidad
de las reacciones químicas) llamadas hidrolasas. Por ejemplo, la urea
amidohidrolasa es una enzima que interviene en la hidrólisis de la urea:

Por ejemplo, una solución de cloruro de amonio en agua:
Etapa 1. Disociación del agua: Estado de equilibrio
H2O ↔ H+ + OH–
Igual número de H+ y OH–, pH= 7
Etapa 2. Disociación del cloruro de amonio
NH4Cl ↔ NH4+ + Cl–
Sin la presencia de H+ y OH–, por lo tanto, aparentemente no afecta el pH de la
mezcla.
Etapa 3. Estado final
H2O ↔ H+ + OH–
NH4Cl ↔ NH4+ + Cl–
NH4+ + OH– ↔ NH4OH

https://concepto.de/enzimas/
20

BIBLIOGRAFÍA

https://www.merckmanuals.com/es-us/professional/trastornos-endocrinol%C3%B3gicos-y-metab%C3%B3licos/regulaci%C3%B3n-y-trastornos-del-equilibrio-%C3%A1cido-base/regulaci%C3%B3n-del-equilibrio-%C3%A1cido-base#v987125_es
https://www.merckmanuals.com/es-us/professional/trastornos-endocrinol%C3%B3gicos-y-metab%C3%B3licos/regulaci%C3%B3n-y-trastornos-del-equilibrio-%C3%A1cido-base/regulaci%C3%B3n-del-equilibrio-%C3%A1cido-base#v987125_es
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https://libroelectronico.uaa.mx/capitulo-3-ph-y-soluciones/producto-ionico-del-agua.html
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https://www.seguroscatalanaoccidente.com/blog/ph-soren-sorensen/
https://www.quimicas.net/2015/05/ejercicios-de-ph.html
https://ocw.unican.es/mod/page/view.php?id=562
https://concepto.de/hidrolisis/