Equilibrio entre acidos y bases debiles

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Un ácido débil se disocia. Esta disociación se representa con la ecuación química: 
𝐴𝐻 ⇌ 𝐴− +𝐻+ 
𝑘𝑎 =
[𝐴−][𝐻+]
[𝐴𝐻]
 
Los valores de 𝑘𝑎, que llegan al orden de 10
−14, también son datos muy complicados con los que 
trabajar. Por eso, se aplica el mismo criterio que se aplicó al producto iónico del agua, teniéndose 
ahora 𝑝𝑘𝑎: 
𝑝𝑘𝑎 = − log 𝑘𝑎 
El pH de una solución de un ácido débil cambia cuando cambia la proporción ácido / base en la misma. 
Este cambio viene dado por la ecuación de Henderson – Hasselbalch: 
𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎 + log
[𝐴−]
[𝐴𝐻]
 
𝑝𝑘𝑎 representa a la fuerza del ácido. Mientras más alto es el valor de 𝑝𝑘𝑎 , menos fuerte es el ácido, 
y viceversa. La fuerza de un ácido normalmente se compara con su capacidad para disociarse en agua 
neutra. 
𝑝𝑘𝑎 es igual al pH cuando la concentración de la especie disociada , ionizada o “deprotonada” (que 
perdió un átomo de hidrógeno, le falta un protón), es igual a la concentración de la especie no 
disociada, no ionizada o “protonada”, que conserva su protón. Es decir, cuando la concentración de 
la base conjugada es igual a la concentración del ácido. 
𝑝𝑘𝑎 = 𝑝𝐻 ⟶ [𝐴
−] = [𝐴𝐻] 
𝐴𝐻 ⇌ 𝐴− +𝐻+ 
 
𝑁𝐻4
+ ⇋ 𝑁𝐻3 + 𝐻
+ 
𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎 + log
[𝑁𝐻3]
[𝑁𝐻4
+]
 
Disociado / “Deprotonado” 
No disociado / “Protonado” 
Especie no disociada 
Especie disociada 
No se disoció, no perdió el átomo de 
hidrógeno 
Se disoció, perdió el átomo de hidrógeno 
El ejemplo anterior ayuda a entender que la relación que permite calcular el pH a partir de 𝑝𝑘𝑎 no es 
de ión (𝑁𝐻4
+) para átomo neutro (𝑁𝐻3), sino de especie “deprotonada” (𝑁𝐻3) para especie 
“protonada” (𝑁𝐻4
+). 
En bioquímica se analizan a todos los compuestos, sean ácidos o bases, en función de 𝑝𝑘𝑎, mas no 
de 𝑝𝑘𝑏. Entonces: SIEMPRE SE HABLA DE 𝑝𝑘𝑎, independientemente de si la solución actúa como 
ácido o como base. 
Así, 𝑝𝑘𝑎 es el pH de un sistema cuyos elementos se encuentran: la mitad 
disociados y la otra mitad no disociados. 
Cuando se lee un 𝑝𝑘𝑎, se entiende que 𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎 + log
[𝐴−]
[𝐴𝐻]
. De ahí que si el pH del medio es menor 
que el valor de 𝑝𝑘𝑎 de la sustancia disociada, se sabe que la especie que predomina es 𝐴𝐻. Por otro 
lado, si tengo un pH fisiológico esperaría que el ácido que se trata esté muy disociado, de modo que 
[𝐴−] > [𝐴𝐻]. 
Con el valor de 𝑝𝑘𝑎 es posible predecir cuál es la molécula predominante en el pH con el que se está 
trabajando. Con esta información, se pueden establecer métodos y procedimientos con los cuales 
analizar a la solución. 
Una característica importante de los ácidos débiles es que presentan un rango de pH en el que no 
hay una diferencia sustancial entre el valor de 𝑝𝑘𝑎 del ácido débil y el valor de pH que se está 
calculando. 
Ahora, si a una solución que presenta carácter ácido se le añade una base ¿qué sucede? Cuando se 
añade una base ésta se disocia formando iones oxhidrilo (𝑂𝐻−). Sin embargo, los iones oxhidrilo se 
encuentran en equilibrio con los protones, de acuerdo con la relación 𝑘𝑤 = [𝐻+][𝑂𝐻−], de modo 
que cuando aumenta la concentración de iones oxhidrilo (𝑂𝐻−) se separan protones de la disolución. 
Al separarse estos protones de la disolución, es ácido debe disociarse en mayor medida, para 
satisfacer la relación a partir de la cual se calcula la constante 𝑝𝑘𝑎 (𝑝𝑘𝑎 =
[𝐴−][𝐻+]
[𝐴𝐻]
), de modo que 
[𝐴−] aumenta mientras [𝐴𝐻] disminuye. Esto resulta en un aumento del pH de la solución a medida 
que se lleva a cabo la adición de base o titulación. 
Si se representa el pH de la solución frente a las moles de base añadidas por mol de ácido inicial 
presente, se tiene las curvas de titulación. 
En bioquímica 
siempre se habla 
de 𝑝𝑘𝑎 
 
Así, las curvas de titulación del ión amonio y del ácido fórmico serán: 
 
En esta gráfica se divisa que si se tiene una solución de amonio cuyo pH es menor al del 𝑝𝑘𝑎 de dicho 
compuesto, la especie predominante es el ión (especie protonada). Cuando el pH de la solución es 
igual al 𝑝𝑘𝑎 del amonio, ninguna especie predomina, es decir, la concentración del ión es igual a la 
pH 
[𝑶𝑯−] 
Curva de 
Titulación 
𝒑𝒌𝒂 
𝑨𝑯 
𝑨− 
Intervalo en el 
que 𝑝𝐻 ≈ 𝑝𝑘𝑎 
𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎 
pH en el que [𝐴−] = [𝐴𝐻] 
𝐴𝐻 ⇌ 𝐴− +𝐻+ 
Conforme se aumenta el pH, la reacción se 
desplaza hacia la formación de productos. 
0,5 
pH 
[𝑶𝑯−] 
𝟗, 𝟐𝟓 
𝑵𝑯𝟒
+ 
𝑁𝐻4
+ ⇌ 𝑁𝐻3 +𝐻
+ 
𝑝𝑘𝑎 = 9,25 
𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻 ⇌ 𝐻𝐶𝑂𝑂− +𝐻+ 
𝑝𝑘𝑎 = 3,75 
𝑵𝑯𝟑 
0,5 
𝑯𝑪𝑶𝑶𝑯 
𝟑, 𝟕𝟓 
𝑯𝑪𝑶𝑶− 
𝟕 
concentración de la molécula neutra. Para pHs mayores al 𝑝𝑘𝑎 prepondera la especie neutra 
(deprotonada) en la solución. 
En el caso del ácido acético, cuando una solución de este compuesto presenta valores de pH menores 
al 𝑝𝑘𝑎 de dicho ácido, es correcto suponer que la especie que predomina es la molécula neutra 
(especie protonada). Si el pH de solución es igual al 𝑝𝑘𝑎 del ácido, ninguna de las especie prepondera, 
pues la concentración de éstas es la misma. Finalmente, en el caso de que el pH de la solución sea 
mayor al 𝑝𝑘𝑎 del soluto, la especie predominante es la ionizada o deprotonada. 
En el caso de bioquímica, un grupo biológico tiene más de un hidrógeno ionizable. Para entender lo 
que sucede en este caso, se analizará al ácido fosfórico (𝐻3𝑃𝑂4). 
𝐻3𝑃𝑂4 ⇋ 𝐻2𝑃𝑂4
− + 𝐻+ 𝒌𝒂𝟏 
𝐻2𝑃𝑂4
− ⇋ 𝐻𝑃𝑂4
= + 𝐻+ 𝒌𝒂𝟐 
𝐻𝑃𝑂4
= ⇋ 𝑃𝑂4
≡ + 𝐻+ 𝒌𝒂𝟑 
Cuando un ácido tiene más de un hidrógeno ionizable, se lo conoce como ácido poliprótico, ácido 
que presenta diferentes valores de 𝑝𝑘𝑎 para cada disociación. 
La curva de titulación que se obtiene para una sustancia con más de un hidrógeno ionizable, un ácido 
poliprótico por ejemplo, es la siguiente: 
 
𝐻3𝑃𝑂4 
𝐻3𝑃𝑂4 ⇋ 𝐻2𝑃𝑂4
− + 𝐻+ 𝒑𝒌𝒂𝟏 
𝐻2𝑃𝑂4
− ⇋ 𝐻𝑃𝑂4
= + 𝐻+ 𝒑𝒌𝒂𝟐 
𝐻𝑃𝑂4
= ⇋ 𝑃𝑂4
≡ + 𝐻+ 𝒑𝒌𝒂𝟑 
𝑝𝑘𝑎1 < 𝑝𝑘𝑎2 < 𝑝𝑘𝑎3 
Pues la fuerza de un ácido se mide de acuerdo a su capacidad para disociarse, y mientras menos 
hidrógenos ionizables se tenga, menor será dicha capacidad 
Lo que señala en la curva de titulación es la especie predominante en la mezcla para ese pH, lo que 
no significa que sea la única sustancia que forma la solución. 
pH 
[𝑶𝑯−] 
𝒑𝒌𝒂2 
𝒑𝒌𝒂1 
𝒑𝒌𝒂3 
𝐻3𝑃𝑂4 
𝐻2𝑃𝑂4
− 
𝐻𝑃𝑂4
= 
𝑃𝑂4
≡ 
𝐻3𝑃𝑂4 
𝐻2𝑃𝑂4
− 
 
𝐻2𝑃𝑂4
− 
𝐻𝑃𝑂4
= 
 
𝐻𝑃𝑂4
= 
𝑃𝑂4
≡ 
 
En algún rango se esperaría tener, en la solución, a todas y cada una de las especies, y ya sea que 
estén en concentraciones altas o pequeñas, al menos están. Obviamente, en cada una de las 
soluciones habrá una especie predominante dependiendo de su pH. 
Se puede encontrar la concentración de cada una de las especies que forman parte de la solución a 
un determinado pH mediante la aplicación de la ecuación de Henderson – Hasselbalch, a cada 
disociación. 
𝑝𝐻 = 𝑝𝑘𝑎 + log
[𝐴−]
[𝐴𝐻]
 
↓ 
Ecuación de Henderson - Hasselbalch 
En este caso, la ecuación debe ser aplicada disociación por disociación, obteniéndose un sistema de 
ecuaciones. El pH se va a mantener constante, y de hecho ese es el dato. 
De acuerdo al pH de la solución, se puede predecir cuál es la especie que predominará, es decir, qué 
sustancia presentará la mayor concentración dentro de la solución. Así se puede comprobar si el 
sistema de ecuaciones obtenido está bien resuelto. Dicha predicción se facilita enormemente con 
una curva de solubilidad.