ESTRUCTURA Y FUNCIÓN DEL CUERPO HUMANO (335)

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Cuadro 13-4. Relación entre el pH
y las concentraciones de iones hidrógeno
e hidroxilo de una molécula
Molécula pH Concentración de iones
Ácida '7 [H+] ( [OH−]
Neutra \7 [H+] \ [OH−]
Básica (7 [H+] ' [OH−]
de acción de masas, la constante de disociación (K) del agua
es:
K \
[H+] · [OH−]
[H2O]
Experimentalmente, a partir del valor de conductividad
del agua a 25 °C, se ha obtenido que K es igual a 1.8 × 10-16
M. Como la concentración de agua no disociada es muy
elevada (55.5 mol/L) respecto al valor de K, el producto de
ambos valores (producto iónico del agua, Kw) es práctica-
mente constante:
Kw = K . [H2O] = [H
+ ] . [OH−] =
= 10−14/mol/L
El producto iónico es constante para el agua y para todas
las soluciones acuosas, de forma que se puede calcular la
concentración de iones hidroxilo a partir de la concentra-
ción de protones, y viceversa. En el agua la concentración
de protones e iones hidroxilo es la misma (10-7 mol/L).
El producto iónico del agua es la base del cálculo del pH
o logaritmo inverso de la concentración de iones hidrógeno:
pH = log 1/[H+] = −log [H+ ]
Cuando la concentración de iones H+ e iones OH− es la
misma (como en el agua), el pH es neutro y su valor es 7, lo
que indica que la sustancia tiene una concentración de iones
hidrógeno de 1.0 × 10−7 M (que equivale a 10-7 g de H+/L o
0.0000001 g de H+/L). Cuando la concentración de iones
hidrógeno es superior a la de iones hidroxilo, el pH es ácido
(pH < 7), y cuando la concentración de iones hidrógeno es
inferior a la de iones hidroxilo, el pH es básico o alcalino
(pH > 7) (Cuadro 13-4).
Cuanto más fuerte es un ácido más próximo a 0 es su pH,
y cuanto más fuerte es una base más próximo a 14 es el
valor del pH.
13.6.5.1. Ecuación de Henderson-Hasselbach
Es la ecuación que se deduce de la disociación de un ácido:
pH \ pKa + log
[A−]
AH
(base conjugada)
(ácido)
El pKa es el logaritmo inverso de la constante de disocia-
ción de un ácido (Ka), siendo su valor igual al pH cuando la
concentración de ácido es igual a la concentración de base
conjugada. Los valores de pKa de los ácidos fuertes son más
bajos que los de los ácidos débiles.
Algunas biomoléculas, como los aminoácidos, tienen más
de un grupo ionizable. Cada uno de ellos tiene su valor
propio de pKa (p. ej., la glicina tiene un pKa del grupo
amino de 9 y un pKa del grupo carboxilo de 2.3).
13.6.6. SOLUCIONES TAMPÓN
O AMORTIGUADORAS
Una solución tampón o amortiguadora consiste en un
ácido débil y su base conjugada. Su finalidad es impedir o
amortiguar las variaciones del pH que se producirían en un
líquido al añadirle ácidos o bases fuertes. Según la ecuación
de Henderson-Hasselbach, el pH de una solución amorti-
guadora será:
pH \ pKa ] log
[BASE]
[ÁCIDO]
El pH de una solución amortiguadora depende de la natu-
raleza (pKa) del ácido débil que la integra y de la propor-
ción relativa entre la base y el ácido, pero no de las concen-
traciones absolutas de estos componentes.
En la Figura 13-2 se puede observar la denominada cur-
va de titulación de un ácido débil (ácido acético) y su base
conjugada (acetato), curva que muestra la respuesta de una
solución amortiguadora a la adición de una base. Al añadir
una base (p. ej., NaOH) a la solución amortiguadora acéti-
co/acetato, los iones OH- provenientes de la disociación del
NaOH reaccionan con una cantidad equivalente de iones H+
procedentes de la disociación del ácido acético, y forman
agua. Esta reacción se produce hasta que el ácido acético se
ha disociado completamente y en la solución sólo queda ion
acetato. Cuando se añade un ácido fuerte (p. ej., HCl) a la
solución amortiguadora, los iones H+ reaccionan con el ion
acetato formando acético. Esta reacción se produce hasta
que se consume todo el ion acetato y en la solución queda
únicamente acético.
La capacidad amortiguadora de una solución de este
tipo es la cantidad de ácido o base fuerte que puede neutra-
lizar desplazándose una unidad, y es máxima cuando
[ÁCIDO]=[BASE], es decir, cuando el pH es igual al pKa.
La capacidad amortiguadora depende de la concentración
del par ácido-base. Así, cuanto mayor sea la concentración
de este par, mayor será la cantidad de iones OH- o H+,
respectivamente, que se podrán neutralizar.
Las moléculas como los aminoácidos (p. ej., glicina) que
tienen más de un grupo ionizable, también tienen más de
una región de capacidad amortiguadora en torno a los valo-
res de pKa de dichos grupos.
13.7. EL pH EN LOS LÍQUIDOS
DEL ORGANISMO
En el organismo hay muchos líquidos con un pH diferen-
te (Fig. 13-3), que puede oscilar desde una acidez de 1.6 en
el jugo gástrico hasta 7.7 en la saliva, u 8 en el jugo
316 Estructura y función del cuerpo humano