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3.3 ÁCIDOS, BASES Y pH 
Los electrólitos (sustancias cuya disociación iónica en solu-
ción hace que puedan conducir la corriente eléctrica) se cla-
sifican en ácidos, bases y sales. Las sales, a su vez, pueden
ser ácidas, básicas o neutras. 
Svante Arrhenius denominó ácidos a las sustancias que al
disociarse dan lugar a protones libres (H+) (p. ej., el HCl);
bases, a las que al disociarse originan iones hidroxilo (OH–)
(p. ej., el NaOH); y sales neutras, a los compuestos que ori-
ginan iones distintos al ion hidrógeno y al ion hidroxilo (p.
ej., el NaCl).
Sales ácidas serían aquéllas en las que existe una sustitu-
ción parcial de los protones por cationes (HKSO4, sulfato
ácido de potasio), mientras que sales básicas serían aquéllas
en las que se da una sustitución parcial de los hidroxilos por
aniones (Mg(OH)I, yoduro básico de magnesio).
Otra de las teorías históricas es la que se debe a Brönsted
y Lowry. En ella se propone que ácido es toda sustancia que
puede ceder protones, mientras que base es toda sustancia
capaz de aceptar protones.
Con posterioridad, Lewis extendió la teoría de acidez y
basicidad a consideraciones electrónicas. Así, ácido sería toda
sustancia que puede aceptar un par de electrones y base 
toda sustancia capaz de ceder un par de electrones.
3.3.1 Ionización del agua. Escala de pH
Como se indicaba anteriormente, el agua es un electrólito débil
cuyas moléculas se disocian en muy pequeña cantidad (tan sólo
1 molécula de cada 5.53 · 108, a 25 °C). Aunque ya se señaló
que lo que verdaderamente ocurre es un equilibrio en el que
está implicado el ion hidronio, esa disociación puede expresar-
se en forma del siguiente equilibrio químico equivalente:
H2O O H
+ + OH–
Tal equilibrio de disociación hace que el agua, de acuerdo
con las teorías de acidez y basicidad expuestas, se comporte
como una sustancia anfótera o anfiprótica, ya que actúa al
mismo tiempo como ácido y como base.
De acuerdo con el equilibrio de disociación del agua que
se acaba de formular, y teniendo en cuenta que a 25 °C la
constante de este equilibrio es 1.8 · 10-16 M y que la concen-
tración molar del agua es 55.5 M , se cumple que:
Kw = [H+] · [OH–] = 10–14 M2
que es la expresión de la denominada constante del producto
iónico del agua. Como es lógico, en el agua pura las concen-
traciones molares de iones hidrógeno e hidroxilo son iguales:
[H+] = [OH–] = 10–7
Estos valores de concentración son los correspondientes a
una disolución neutra. Si al agua pura se añade un ácido, la
concentración de protones aumenta con respecto a la de
hidroxilos, de forma que para una disolución ácida [H+] >
10–7 y [OH–] < 10–7, aunque el producto de ambas concentra-
ciones sigue siendo 10–14. De forma análoga, la adición de
una base determina [H+] < 10–7 y [OH–] > 10–7, condiciones
que se dan en el caso de una disolución básica.
Así, por ejemplo, una disolución 1 M de NaOH, total-
mente disociada, como corresponde a una base fuerte (véase
más adelante), presenta un valor de [OH–] = 1 M y de [H+] =
10–14 M. Por el contrario, una disolución 1 M de HCl total-
mente disociada, como corresponde a un ácido fuerte, tendría
un valor de [OH–] = 10–14 M y de [H+] = 1 M.
Los valores ínfimos de concentración de protones e
hidroxilos son incómodos para el trabajo habitual. Por ello,
en 1909, Söreh Peter Sörensen, bioquímico danés, estableció
la denominada escala de pH (abreviatura de potencial de
hidrógeno, ya que el pH varía proporcionalmente al potencial
de un electrodo de hidrógeno introducido en la disolución).
El pH se define como el logaritmo decimal de la concen-
tración molar de iones hidrógeno, hidrogeniones o iones
hidronio, con el signo cambiado:
pH = –log [H+]
Análogamente, se define el pOH como el logaritmo decimal
de la concentración molar de iones hidroxilo, con el signo
cambiado. Lógicamente, a partir de la constante del produc-
to iónico del agua se deduce que en una disolución cualquie-
ra, la suma de los valores de pH y de pOH es 14.
En función del pH, las disoluciones pueden clasificarse
en:
— Neutras: si el valor del pH es igual a 7.
— Ácidas: si el valor del pH es inferior a 7.
— Básicas: si el valor del pH es superior a 7.
Así, por ejemplo, una disolución de HCl de concentración
10–3 M presentará una concentración de iones hidrógeno
igual a 10–3 y su pH será igual a –log 10–3, es decir, su pH
será 3. Por tanto, se tratará de una disolución de carácter
ácido.
3.3.2 Ácidos y bases débiles
Los ácidos y las bases que hemos mencionado hasta el
momento, forman parte del grupo de los denominados ácidos
y bases fuertes. Se denominan así los ácidos o bases que en
disolución se encuentran totalmente disociados, coincidien-
do, por tanto, la concentración del ácido o la base con la de
iones hidrógeno o iones hidroxilo, respectivamente.
34 | El escenario bioquímico
03 Capitulo 03 8/4/05 09:40 Página 34
	BIOQUÍMICA Y BIOLOGÍA MOLECULAR (...)
	CONTENIDO
	PARTE I: ESTRUCTURA Y METABOLISMO
	SECCIÓN I: EL ESCENARIO BIOQUÍMICO
	3. UN PROTAGONISTA EXCEPCIONAL: EL AGUA
	3.3 ÁCIDOS, BASES Y pH
	3.3.1 Ionización del agua. Escala de pH
	3.3.2 Ácidos y bases débiles