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Así, por ejemplo, una disolución de HCl de concentra-
ción 10–5 M origina una [H+] = 10–5 M, teniendo en cuenta
que se produce la siguiente disociación completa:
HCl j H+ + Cl–
Sin embargo, en su mayor parte, los ácidos y las bases que
regulan el pH del cuerpo humano, que mantienen los poten-
ciales de acidez en las estructuras correspondientes y el del
medio extracelular en un valor próximo a 7.4, y los que
desempeñan funciones importantes en el metabolismo son
ácidos o bases débiles, es decir, se encuentran poco diso-
ciados. Según el grado de disociación, los ácidos o las bases
serán más o menos fuertes; así, serán más fuertes cuanto
mayor sea su disociación. Esta disociación viene regida por
la denominada constante de disociación o ionización del
ácido o de la base, representadas por lo general como Ka o
Kb.
Veamos un caso particular, por ejemplo, el del ácido acé-
tico. Se trata de un ácido débil en el que lógicamente, al no
estar completamente disociado, la concentración de hidroge-
niones que libera es menor que la concentración del ácido.
El equilibrio del ácido acético viene expresado como:
Acético (AcH) O Acetato (Ac–) + H+
aunque en realidad el equilibrio que se establece es:
AcH + H2O O Ac
– + H3O
+
Aplicando la ley de acción de masas a este equilibrio, que-
daría:
[Ac–] · [H3O
+]
K = ———————
[AcH] · [H2O]
y, ya que la concentración de agua se puede considerar cons-
tante, la englobamos en el valor de K y obtenemos la expre-
sión:
[Ac–] · [H3O
+]
Ka = ——————
[AcH] 
Estas constantes de disociación de ácidos o bases débiles
suelen tener valores bajos, de orden exponencial negativo.
Así, para el ácido acético a 25 °C es de 1.76 · 10–5. Por ello,
se utiliza una forma de expresión análoga a la escala de pH,
definiendo el pKa como el logaritmo decimal de la constan-
te de disociación del ácido, con el signo cambiado. De igual
forma, se define el valor del pKb.
pKa = –log Ka; pKb = –log Kb
Así, para el ácido acético el valor del pKa es de 4.75.
Es fácilmente deducible que el pKa de un ácido puede
definirse como el valor del pH para el que el 50% del ácido
se encuentra disociado.
Por otra parte, dado un equilibrio AH I A– + H+, el par
AH/A– puede ser considerado como un sistema ácido-base
conjugado. Así, AH sería el ácido, mientras que A– sería su
base conjugada. Es evidente que a mayor fuerza del ácido,
más débil es su base conjugada, y viceversa. Para un sistema
ácido-base conjugado se puede deducir con facilidad que
pKa + pKb = pKw = 14.
3.3.3 Disoluciones reguladoras
Como hemos mencionado anteriormente, los valores de pH en
el organismo deben permanecer casi constantes (en torno a
7.4 en el medio extracelular) (Tabla 3.1). Por debajo de 7.0 o
por encima de 7.8, puede sobrevenir la muerte del individuo.
Por esta razón, el mantenimiento de la homeostasis ácido-base
fisiológica es fundamental. Para lograr esta constancia de pH,
el cuerpo humano utiliza tres estrategias diferentes:
a) Amortiguadores fisiológicos (disoluciones reguladoras).
b) Ventilación pulmonar.
c) Filtración renal.
Podemos definir disolución reguladora, disolución amorti-
guadora, tampón, o buffer como la disolucion formada:
a) Por un ácido débil y la sal de su base conjugada; por
ejemplo, ácido acético/acetato sódico.
b) Por una base débil y la sal de su ácido conjugado;
por ejemplo, amoníaco/cloruro amónico.
Un protagonis ta excepcional: el agua | 35
Tabla 3-1. Valores de pH de los líquidos corporales
Sangre arterial 7.40
Sangre venosa 7.35
Líquido intersticial 7.35
Líquido intracelular
6.0 a 7.4 (6.9 a 7.2,
rango más habitual)
Jugo gástrico 1.0 a 3.5
Jugo pancreático 8.0 a 8.3
Bilis 7.8
Jugo intestinal 7.5 a 8.0
Orina 4.5 a 8.0
Sudor 3.8 a 5.6
Leche materna 7.4
Saliva 6.0 a 7.0
Semen 7.5
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	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
	3.3.3 Disoluciones reguladoras