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PH
Buffers
Acidemia y 
Alcalemia
Bioquímica 2022
Con el correr de los años, los científicos han construido distintas
teorías ácido-base:
▪ Arrhenius
▪ Lewis
▪ Bronsted-Lowry
Hoy es aceptada la teoría de Bronsted-Lowry, ya que permite
explicar el comportamiento ácido-base de la mayor parte de las
sustancias.
Concepto de ÁCIDO y BASE:
Concepto de ÁCIDO y BASE:
• Un ácido es toda sustancia que, en solución acuosa,
es capaz de ceder protones al medio que la rodea:
AH A- + H+
ácido
• Una base es toda sustancia que, en solución acuosa,
es capaz de captar protones del medio que lo rodea:
A- + H+ AH
base
Electrolitos fuertes y débiles:
• Un ácido con gran capacidad de disociación se dice que
es fuerte. Ej.:
• HCl H+ + Cl-
• Un ácido con poca tendencia a disociarse se dice que es
débil. Ej.:
• CH3- CO.OH CH3- CO.O
- + H+
ácido acético
ácido clorhídrico
Electrolitos fuertes y débiles:
• Una base con gran capacidad de disociación se dice que
es fuerte. Ej.:
• NaOH Na+ + OH-
• Una base con poca tendencia a disociarse se dice que
es débil. Ej.:
• NH3 NH4
+ + OH-
amoníaco 
hidróxido de sodio
Aminoácidos:
Los aminoácidos contienen grupos amino y grupos carboxilo.
Estos grupos pueden ceder o aceptar protones, según el pH 
del medio, es decir actuar como ácidos o bases.
Punto isoeléctrico Forma aniónica
EN MEDIOS ALCALINOS
OH-
Forma catiónica
EN MEDIOS ÁCIDOS
H+
Pares ácido-base conjugados:
El concepto de par conjugado se refiere a un par 
de especies que difieren en un H+
AH/A- es un par conjugado
Dentro del par hay un ácido y una base, pero se
puede llamar indistintamente a uno u otro
“conjugado” par ácido-base
AH (aq) + H2O A
- (aq) + H3O
+
Par ácido-base
Pares ácido-base conjugados:
NH3 + H2O NH4
+ + OH-
Base conj 1 Ác conj 2 Ác conj 1 Base conj 2
AGUA SUSTANCIA ANFIPRÓTICA
H3C—COOH + H2O H3C—COO
- + H3O
+
Ác conj 1 Base conj 2 Base conj 1 Ác conj 2
Los H+ reaccionan con agua dando el 
ión hidronio (H3O
+)
Equilibrio ácido-base:
CH3COOH CH3COO
- + H+
• Toda reacción química, luego de comenzar, llega a un 
punto de equilibrio. Esto no significa que no ocurran más 
reacciones químicas en el sistema, sino que las reacciones 
directa e inversa ocurren a la misma velocidad.
Esto se da porque se igualan las dos 
velocidades: 
1- la velocidad a las que se consume 
los sustratos para dar productos y 
2- la velocidad a la que se consumen 
los productos para dar sustratos de 
vuelta
LA RELACIÓN ENTRE PRODUCTOS Y 
SUSTRATOS SIEMPRE ES CONSTANTE 
PARA CADA REACCIÓN
• En esta situación de equilibrio las concentraciones molares de 
los sustratos y los reactivos se mantienen constantes. 
• En el equilibrio, la concentración de cada especie mantienen 
una relación con las demás a través de la constante de 
equilibrio. 
• Por ejemplo para la disociación del ácido acético:
• CH3COOH CH3COO
- + H+
Si es un ACIDO → Ka
Si es una BASE → Kb
Constante de equilibrio:
La constante de equilibrio es un cociente de concentraciones de productos y 
reactivos en la situación equilibrio.
Ka y Kb:
• Las Ka y Kb son características de cada ácido o base y nos 
dicen que tan fuerte o débil es un ácido 
Fuertes = Ka altas
Débiles = Ka bajas
• Para simplificar los valores de Ka ó Kb se aplica el –log para 
obtener el pKa ó pKb
Constante de equilibrio:
pKa = log (1/Ka) = - log Ka
A menor pKa mayor tendencia a 
disociarse y viceversa… 
La Ka del ácido acético es 1,75 x 10-5
pKa del ácido acético es 4,75
Disociación del agua:
Carácter anfiprótico del agua: 
se comporta como ácido y como base
H2O (l) + H2O (l) H3O
+ (aq) + OH- (aq) 
base ácido ácido base
conjugado conjugado
Disociación del agua:
Solo unas pocas moléculas de H2O se disocian.
• En 1 litro de agua hay 55,56 moles de moléculas de H2O.
• De ellas, solo se pueden disociar 1x10-7 mol de molécula por litro.
• Por lo tanto en 1litro de agua pura hay una concentración de 
1x10-7M de H+ y de 1x10-7M de OH-
H2O + H2O H3O
+ + OH-
2- SI CONSIDERAMOS QUE ESTE VALOR 
ES UNA CONSTANTE. ES ASÍ PORQUE 
SE DISOCIA UNA CANTIDAD MUY 
INFERIOR DE MOLÉCULAS
Disociación del agua:
Keq = 
[H2O]
2
[H3O
+] x [OH-] 
1- SI PLANTEAMOS LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO (Keq)
3- MULTIPLIQUEMOS LAS CONSTANTES ENTRE SI PARA OBTENER UNA NUEVA 
CONSTANTE (Kw – CONSTANTE de AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA)
Keq x 2 = Kw = [H2O] [H3O
+] x [OH-] = 1,0.10-14
para simplificar podemos escribir [H+]
H2O + H2O H3O
+ + OH-
Kw = [H+] x [ OH- ] = 10-7M x 10-7M = 10-14
pKw = 14 = pH + pOH
Disociación del agua:
4- EL VALOR NUMÉRICO DE LA Kw ES EL SIGUIENTE
5- SI APLICAMOS LOS LOGARITMOS DE LA INVERSA DE LAS CONCENTRACIONES, PASAMOS 
DEL Kw AL pKw, Y DEL H+ AL pH Y DEL OH- AL pOH
6- EN AGUA PURA EL pH = 7 Y EL pOH =7 a 25ºC
Si el pH = pOH = 7 solución neutra
Si el pH < 7 solución ácida
Si el pH > 7 solución alcalina
Potencial de Hidrógeno (pH):
Potencial de Hidrógeno (pH):
•Es una medida del grado de acidez, neutralidad o 
alcalinidad de un medio biológico;
•Si agregamos un ácido al agua la concentración de 
H+ va a subir, por lo tanto el pH va a bajar. LA 
RELACIÓN ES INVERSA.
•Como Kw es una constante, si baja el pH tiene que 
subir el pOH y la suma entre ambos SIEMPRE da 14
•Si una base captura H+ del medio, la concentración 
de H+ baja y la concentración de OH- sube, por lo 
tanto el pOH baja
• El pH de sangre arterial y del fluido
intersticial es normalmente 7.35 a 7.45;
•Orina: pH:5-7
• Saliva: pH: 6.9;
• Estómago: pH: 3
• Intestino: pH: 8
El pH en los fluidos corporales:
Escala de pH y algunos ejemplos
El pH en los alimentos:
Soluciones buffer. Amortiguadores 
¿Cómo se mantiene constante el pH en una solución?
Son soluciones que tienen la propiedad de resistir
el cambio de pH que puede producirse por el
agregado de pequeñas cantidades de ácidos o
bases fuertes.
Soluciones buffer. Amortiguadores
Ácido Base
pH… 
constante
Un buffer resiste el cambio de pH, porque
contiene tanto una especie ácida que neutraliza
los iones OH-, como una básica que neutraliza
los iones H+ .
Están formadas por un par ácido/base conjugado es decir un 
electrolito débil (ácido o básico) y una sal del mismo que 
actúa como electrolito fuerte. Ej. :
Ácido carbónico/bicarbonato de sodio
Ácido acético/acetato de sodio 
Soluciones buffer. Amortiguadores
La disolución buffer debe contener una concentración 
relativamente grande de cada uno de los integrantes 
del par conjugado, de modo que:
•la especie ácida del sistema buffer pueda reaccionar 
con los iones OH– que se le añadan.
•la especie básica del sistema buffer pueda reaccionar 
con la cantidad de iones H+ que se añadan.
De esta manera se amortiguan los cambios o 
variaciones del pH que puedan ocurrir.
Soluciones buffer.
¿Cómo se construyen?
Los buffers se construyen mezclando 
soluciones de un ácido débil y su base 
conjugada (también denominada “sal 
del ácido”
También se construyen utilizando 
mezclas de bases débiles y su ácido 
conjugado (“sal de la base”)
• H2CO3/CO3H
- (ácido carbónico / bicarbonato)
• H2PO4
-/HPO4
2- (Buffer fosfato diácido – fosfato 
monoácido)
• Proteínas, que mezclan residuos ácidos y básicos en sus 
aminoácidos. 
Soluciones buffer. 
Ejemplos de buffer en el organismo
En nuestro cuerpo hay buffers que se construyen naturalmente.
Por combustión de Glucosa y ácidos grasos a CO2 y
H2O.
En el plasma se combina con agua y forma ácido
carbónico o bicarbonato
Interviene la enzima anhidrasa carbónica:
CO2 + H2O H2 CO3 H
+ + CO3H
-
Sistema ácido carbónico-bicarbonato.
Cómo se produce el CO2 y el CO3H
-?:
H2CO3 HCO3
-+ H+
Sistema ácido carbónico-bicarbonatoSi se agrega una sal (electrolito fuerte) del mismo 
ácido se forma una solución buffer o 
amortiguadora.
NaHCO3 Na
+ + HCO3
-
Los 2 componentes del sistema tienen un ion 
común: HCO3
-
▪ Si agregamos un ácido fuerte: HCl, ↑[H+], el 
equilibrio se desplaza hacia la formación de 
ác. carbónico.
HCl + ↓HCO3
-
→ ↑H2CO3 + Cl
-
→ pH cte
▪ Si al buffer le agregamos NaOH, ↑[OH-],que 
son utilizados para formar agua.
NaOH +H2CO3 → HCO3
- + Na+ + H2O →pH cte
Sistema ácido carbónico-bicarbonato
Cómo funciona este sistema como buffer?:
El organismo trata de mantener el pH 
normal entre 7.35 a 7.45.
< 7.35 ---- Acidemia
> 7.45 ---- Alcalemia
Sistema ácido carbónico-bicarbonato.
Alteraciones del pH en sangre.
ACIDOSIS RESPIRATORIA:
Cuando hay hipoventilación, no se elimina el CO2
(aumenta la pCO2 alveolar), este aumenta en
sangre y se produce H2CO3.
↑ H+ ↓pH = Acidemia
ACIDOSIS METABÓLICA:
Acumulación de H+ producto del metabolismo o
problemas renales que producen pérdida de
bicarbonato (HCO3
-).
Alteraciones del pH en sangre.
ALCALOSIS RESPIRATORIA:
Cuando hay hiperventilación, no se acumula CO2
(baja pCO2 alveolar), disminuye su concentración
en sangre y se produce un aumento de la
concentración de bicarbonato (HCO3
-).
↓ H+ ↑ pH = Alcalemia
ALCALOSIS METABÓLICA:
Acumulación de bicarbonato (HCO3
-) producto de
alteraciones renales o pérdida de H+ (vómitos).
Alteraciones del pH en sangre
Compensaciones
COMPENSACIÓN RESPIRATORIA:
Los trastornos metabólicos se
pueden compensar por la vía
respiratoria mediante hiper o
hipoventilación.
Acidosis metabólica Hiperventilación
Alcalosis metabólica Hipoventilación
Alteraciones del pH en sangre
Compensaciones
COMPENSACIÓN METABÓLICA:
Acidosis respiratoria Recaptación de HCO3
-
La actividad renal compensa el
desequilibrio generado por
problemas respiratorios al
alterar la filtración del
bicarbonato.
Alcalosis respiratoria Filtración de HCO3
-
Gracias por su atención