AGUA, PH Y AMORTIGUADORES

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Dr. Clímaco Cano – Dra. Mayerlim Medina 
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CAPÍTULO 2 
Agua, pH y Amortiguadores 
 
Dr. Clímaco Cano Ponce 
Dra. Mayerlim Medina 
 
 
INTRODUCCION 
 
Los seres vivos están constituidos por un sin número de biomoléculas cuya interacción perfecta 
constituye el estado que llamamos salud, siendo las enfermedades, todas sin excepción, 
alteraciones reversibles de ese orden molecular, y la muerte el máximo grado de desorden 
irreversible. 
Si las biomoléculas están en solución y el agua es el solvente ideal para todos los medios 
biológicos, entonces ¿Que propiedades tiene el agua para haber sido seleccionada por la 
naturaleza como el solvente ideal?¿Por qué el agua y no otros solventes como el alcohol, el 
benceno, la acetona o el éter? 
La respuesta a estos interrogantes está en la estructura química del agua, ya que un átomo de 
oxígeno comparte sus dos orbitales no pareados con sendos átomos de hidrógeno, formando así 
un orbital híbrido estable con cada uno de ellos. Las propiedades físicas y químicas del agua 
dependen a su vez del desplazamiento que sufre el par de electrones del orbital híbrido hacia el 
átomo de oxígeno, creando así dos zonas una que circunda al oxígeno, con alta densidad 
electrónica, virtualmente negativa por el desplazamiento de los electrones hacia ella, y las que 
circundan los átomos de hidrógeno virtualmente positivas por su baja densidad electrónica, lo que 
contribuye a formar un dipolo. 
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Propiedades ácido-básicas del agua. 
Si consideramos un litro de agua (1000 ml) a 25ºC, y su densidad a esta temperatura es de 1 g/ml 
se puede asumir que un litro de agua pesa 1000 gramos. Los 1000 gramos de agua, equivalen a 
su vez a 55,5 moles de la misma, ya que si un mol de agua pesa 18 gramos, al dividir el peso de 
un litro es decir 1000 g, entre 18 gramos/mol obtenemos que un litro de agua equivale a 55,5 
moles. 
 
 
 
 
Molécula de agua disociada 
Estructura dipolar de la 
molécula de agua aislada. 
Puentes de Hidrógeno entre moléculas 
forman red cristalina 
Figura 1: 
H+ + -:OH 
 
1000 gramos 
de Agua 
55.5 moles de Agua 
Figura 2: 
H 
O 
H H 
O 
H H 
O 
H H 
O 
H H 
O 
H H 
O 
H H 
O 
H H 
O 
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Para evitar confusiones al respecto, es importante aclarar la diferencia entre mol y molécula. Una 
molécula de agua está constituida por la unión mediante enlace covalente de un átomo de oxígeno 
con dos de hidrógeno, por lo que el peso de una molécula de agua es de 18 daltons, resultante de 
la suma de el peso de los átomo de hidrógeno (2 daltons) y el de una molécula de oxígeno (16 
daltons). Debido a que la masa representada por el peso de una molécula de agua (18 daltons), 
es algo tan pequeño que no hay microscopio a través del cual pueda ser observada, ni balanza 
que pueda pesarla, fue creado con fines eminentemente prácticos el concepto de mol. Esto 
significa que en lugar de daltons, el peso molecular va a ser ahora expresado en gramos, por lo 
que 1mol de agua son 18 gramos (18 gramos/mol). Esta es una cantidad que puede ser 
visualizada, pesada (18 gramos), medida en unidades de volumen (18 ml). La masa representada 
por 18 gramos de agua, está constituida por miles de billones de moléculas que pesan 18 daltons, 
exactamente 6,02x 1023 moléculas. Lo mismo sucede con la glucosa (C6H12O6), ya que 1 mol de la 
misma que pesa 180 gramos, está constituido por 6,02 x 1023 moléculas que pesan 180 daltons 
cada una. 
Figura 3: 
 
Un mol de agua. 18 gramos 
1 mol de agua = 18 gramos de agua = 18 ml de agua = 6.02 x 10 23 
moléculas con peso de 18 daltons cada una 
 
Molécula de agua. Peso 
molecular 18 Daltons 
O 
H H 18 ml 
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Para estudiar a nivel de comprensión las propiedades ácido-básicas del agua es necesario 
considerar que en los 55,5 moles de agua (1 litro), solo 0,0000001 moles están disociados en 
0,0000001 moles de H+ (Hidrogenión) y 0,0000001 moles de –OH (Ion hidroxilo), de manera que 
una infinita mayoría del total de los 55,5 moles permanece en forma no ionizada (H:O:H). Debido 
a que la fracción de agua ionizada es un número con muchos decimales, lo que dificulta su 
manejo, estos pueden ser expresados como potencias con base 10, correspondiendo el 
exponente de la potencia al lugar que ocupa el primer dígito ubicado a la derecha de la coma 
(precedido de un signo negativo). Como en el decimal 0,0000001 el primer dígito a la derecha de 
la coma es el 1, y ocupa el séptimo lugar, podemos afirmar que 0,0000001= 1x10-7 ; por lo que del 
total de 55,5 moles de agua 1x10-7 moles están disociados en 1x10-7 moles de H+ y 1x10-7 moles 
de –OH. 
 
 
 
 
 
 
Desde el punto de vista químico ácido es toda sustancia que en solución acuosa es capaz de 
disociarse liberando al medio H+, mientras que base es toda sustancia que en solución acuosa es 
capaz de disociarse liberando al medio –OH, por lo que el agua se comporta como ácido y como 
base. 
Cálculo del pH 
La escala de pH se fundamenta en las propiedades ácido-básicas de un litro de agua a 25ºC y 
utiliza números sencillos que van desde 0 hasta el 14 correspondiendo el punto medio 7 al 
55.5 moles 
Figura 4: 
H:O:H H+ + :OH- 
0.0000001 moles 0.0000001 + 0.0000001 
Total de moles: 55.5 
Moles disociados: 0.0000001 = 1 x 10 –7 
Moles no disociados: 55.5 – 0.0000001 
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concepto de neutralidad, ya que tanto la especie ácida (H+), como la básica (-OH), tienen 
concentraciones de 1x10-7 molar. La expresión [H+] = 1x 10-7 puede ser planteada de forma 
simple, si recibe un tratamiento matemático que consiste en aplicar –log (logaritmo negativo) a 
ambos lados de la igualdad, quedando la ecuación de la siguiente forma –log [H+] = -log 1x 10-7 ; 
si del lado izquierdo sustituimos el signo–log por la letra p (minúscula) y [H+] por simplemente H la 
ecuación será ahora pH = - log 1x10-7 . 
Del lado derecho de la ecuación tenemos el logaritmo negativo de un producto 1x10-7, de acuerdo 
a las reglas de los logaritmos, el logaritmo de un producto es igual la suma de los logaritmos de 
los factores, en este caso –log 1 más –log 10-7 . Como el logaritmo de 1 es igual a cero queda por 
resolver -log 10-7 . Se trata del logaritmo de una potencia, esto se resuelve multiplicando el 
exponente -7 por el logaritmo de 10 que es igual a 1. Como es un logaritmo negativo, entonces 
un signo – deberá preceder la operación de la siguiente manera –log 10-7 = -(-7)log10 = -(-7)x1 = 
7. 
Constante del producto iónico del agua (Kw). 
Como fue analizado previamente, el agua se comporta como ácido y como base, por lo que en un 
litro de agua a 25ºC existen cantidades constantes de H+ y –OH . Como 1 litro de agua equivale a 
55,5 moles de la misma, entonces tendremos una solución en la que se encuentran 1x10-7 moles 
de H+ y 1x10-7 moles de –OH que representan la porción de agua disociada, en equilibrio con los 
moles de agua no disociada 55,5 – 1x10-7 que asumiremos como 55,5 ya que restarle 1x10-7 no 
va a afectar significativamente su valor, pudiendo en consecuencia ser planteada la ecuación Ke = 
[H+]x [–OH] que podemos expresar 55.5xKe = [H+] x [–OH]. 
 
Escala de pH. 
55.5 
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Como fue ya expresado, las concentraciones de H+ y de –OH de cualquier medio biológico son 
expresadas en términos de molaridad, lo que implica el uso de potencias negativas, algo poco 
práctico especialmente para profesionales o científicos poco relacionados con el manejo de las 
matemáticas. La escala de pH está constituida por simples números que van desde el 0 al 14 y no 
utiliza ningún tipo de unidades, se trata de una expresión matemática del logaritmo decimal de una 
potencia con exponente negativo, como es el caso de las concentracionesde H+ y de –OH, 
fundamentada en la ecuación del producto iónico del H2O. 
Como 55.5 y Ke son cantidades constantes, pueden entonces ser reemplazadas por Kw o 
constante del producto iónico del agua . Kw = [H+] x [–OH] representa por tanto la ecuación de la 
constante del producto iónico del agua y a través de ella podemos medir la acidez a través de la 
escala de pH a soluciones de naturaleza ácida, básica, o neutra. Si consideramos un litro de agua 
pura a 25ºC, en estado puro tiene igual proporción de H+ como de –OH le corresponde en la 
escala de pH un valor de 7, si este litro de agua le agregamos algunas gotas de HCl concentrado, 
éste al disociarse en iones H+ y Cl– incrementaría la concentración de H+ al sumarse a los ya 
presentes en el agua, convirtiendo así al agua en una solución ácida, correspondiéndole un valor 
de pH inferior a 7. Por otro lado si consideramos un litro de agua pura a 25ºC donde obviamente la 
concentración de H+ y de –OH están en igual proporción, al agregar algunas gotas de NaOH 
concentrado este se disociará generando iones –OH que se sumarán a los ya presentes en el 
agua incrementando la concentración de –OH los cuales predominan sobre la concentración de 
H+. Como la concentración de iones -OH es una potencia negativa, esta puede ser convertida en 
un número simple por medio de la ecuación pOH = -log [-OH], por lo que debe también existir una 
escala de pOH que va de 0 a 14 siendo el punto de neutralidad 7. Debido a que tanto las 
soluciones ácidas como básicas usan el agua como solvente, por razones prácticas la escala de 
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pOH puede ser expresada en función de la escala de pH, mediante la ecuación pH + pOH = 14 al 
despejar pH = 14 – pOH. 
Lo anterior es posible gracias a la ecuación de la constante del producto iónico del agua Kw = [H+] 
x [–OH]. Si aplicamos logaritmo negativo a ambos lados de la ecuación tenemos que –log Kw = -
log ([H+] x [–OH]) como es el log de un producto, este es resuelto sumando los –log de ambos 
factores, -log Kw = -log[H+] + (-log [–OH]) que equivale a escribir -log Kw = –log [H+] – log [–OH] , 
sustituyendo la palabra –log por la letra p la ecuación queda de la siguiente forma pKw = pH + 
pOH . Como en 1 litro de agua a 25ºC el pH es igual a 7 y el pOH es igual a 7, entonces pKw = 7 
+ 7 , por lo que la constante del producto iónico del agua (pKw) es igual a 14. 
 
 
 
 
 
 
Figura 5: 
Escala de pH 
pH 
Neutro pH Ácido 
H+ 
H+ 
H+ 
H+ 
–OH 
–OH 
–OH 
–OH 
–OH 
H+ 
pH Básico 
O 14 
[ H+ ] = [–OH] 
Predominio de iones 
H+ sobre –OH 
Predominio de iones 
–OH sobre H+ 
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Soluciones ácidas 
Todos los ácidos son soluciones acuosas de sustancias que al ponerse en contacto con el agua 
se disocian o ionizan en dos partes, un ión positivo, el hidrogenión (H+) y un ión negativo (A–) 
llamado también base conjugada que dependerá de la naturaleza del ácido. Por ejemplo el ácido 
clorhídrico HCl al ponerse en contacto con el agua, ésta lo disocia en un ión positivo (H+) y un ión 
negativo o base conjugada (A–) que en este caso es el ión cloruro (Cl–); otro ejemplo de ácido es 
el ácido acético CH3-COOH que al ponerse en contacto con el agua, ésta lo disocia en un ión 
positivo (H+) y un ión negativo o base conjugada en este caso el acetato (CH3-COO–). Como fue 
expresado inicialmente, las moléculas de agua son dipolares ya que poseen un polo negativo del 
lado del oxígeno y un polo positivo del lado de los átomos de hidrógeno, en sustancias como el 
HCl, la fuerza que une los dos átomos que la constituyen es débil, por lo que los dipolos de las 
moléculas de agua las disocian en un 100% en dos iones, el positivo que es el H+ que quedará 
rodeado por moléculas de agua a través de su polo negativo, y la base conjugada que es el Cl– 
quedará rodeado por moléculas de agua a través de su polo positivo; en consecuencia el HCl es 
un ácido fuerte porque es disociado en un 100% por el agua. En el caso del ácido acético 
(CH3COO:H) la fuerza que une al hidrógeno potencialmente disociable con el átomo de oxígeno 
es tan fuerte que las moléculas de agua a través de sus dipolos solo disocian 5 de cada 100 
moléculas de CH3COOH en hidrogenión (H+) y la base conjugada acetato (CH3COO–), es decir 
que el 95% de las moléculas de ácido acético queda sin disociar, por lo que el ácido acético es un 
ácido débil. 
 
Soluciones básicas 
Las bases desde el punto de vista químico, son sustancias que en solución acuosa disocian en un 
ión negativo o Hidroxilo (–OH) y un ión positivo que cambiará de acuerdo a la naturaleza de la 
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base. Ejemplos de estas sustancias son el hidróxido de sodio (NaOH) que es disociado en un 
100% por las moléculas de agua en –OH y Na+, el hidróxido de aluminio Al(OH)3 que es disociado 
parcialmente por el agua en –OH y Al+, por lo que como en el caso de los ácidos, existirán bases 
fuertes como el NaOH y bases débiles como el Al(OH)3. En un litro de agua a 25ºC existe un 
equilibrio químico entre la concentración de hidrogeniones (1x10-7 molar), la concentración ión 
hidroxilo (1x10-7molar) y las moléculas de agua que quedan sin disociar. Cuando agregamos al 
agua sustancias ácidas rompemos la igualdad que existe entre las concentraciones de H+ y –OH 
sumando a los H+ existentes otros nuevos aportados por la sustancia ácida. Debe tenerse en 
cuenta que una solución ácida también contiene iones –OH aportados por el agua, por lo que a las 
soluciones ácidas les puede ser determinado también el pOH. En otras palabras las soluciones 
ácidas son aquellas en las que predomina la concentración de H+ sobre la de –OH. 
En cuanto a las soluciones básicas, podemos decir que estas se forman cuando la concentración 
de –OH del agua predomina o es superior a la de H+. Esto puede ocurrir cuando son adicionadas al 
agua sustancias como el NaOH siendo su disociación promovida por el agua, aportando nuevos 
iones –OH que se suman a los ya presentes en el agua. Otra manera de producir soluciones 
básicas o alcalinas es agregando al agua sustancias que por su naturaleza química sean capaces 
de atrapar H+ que están en solución, favoreciendo el predominio de los iones hidroxilo (–OH) del 
agua, ejemplo de estas sustancias son las aminas (R–NH2) al ser disueltas en agua son capaces 
de atrapar H+ para quedar como un grupo amino protonado (-NH2.H+) también representado como 
NH3+ predominando ahora en solución los grupos –OH dándole en consecuencia carácter básico 
al agua. 
 
 
 
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Figura 6: 
Agua pura. 
pH neutro 
Solución Ácida 
 RNH2 + H+ ? RNH3+ 
Solución Básica, por disminución de la concentración 
de H+ en solución. Predomina la [-OH] sobre la [H+] 
debido a que R-NH2 capta del medio H+. 
3 HCl 
3 NaOH 
5 R-NH2 
Solución Básica 
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Sales ácidas, básicas y neutras 
Las sales son sustancias químicas provenientes de la reacción entre un ácido y una base. Las 
sales al ser disueltas en agua pueden modificar o no el pH del medio acuoso, si una sal al ser 
disuelta en agua incrementa el número de hidrogeniones de la misma entonces la sal será de 
naturaleza ácida. Las sales ácidas provienen de la reacción entre un ácido fuerte y una base 
débil, heredando la sal, formada la característica dominante, en este caso la sal es ácida ya que el 
ácido es el fuerte, por ejemplo el Cloruro de amonio (NH4Cl), proviene del hidróxido de amonio que 
es una base débil y el ácido clorhídrico que es un ácido fuerte, es una sal ácida. 
Las sales básicas provienen de la reacción entre un ácido débil y una base fuerte, heredando la 
sal la característica básica. Estas sales al disolverse en agua disminuyen la concentraciónde 
hidrogeniones del medio acuoso, dándole al medio el carácter básico. El lactato de Sodio es una 
sal de naturaleza básica ya que proviene de la reacción entre el ácido láctico que es un ácido débil 
y el hidróxido de sodio que es una base fuerte, el lactato de sodio al ser disuelto en agua se 
disocia en ión sodio (Na+) y el ión lactato (CH3-CH2OH-COO–), el ión lactato por su carga negativa 
puede atraer algunos hidrogeniones del medio haciendo que se rompa la neutralidad del agua en 
que se disuelve predominando así los iones hidroxilo. Igual sucede con el bicarbonato de sodio 
(NaHCO3) sal que proviene de la reacción entre el hidróxido de sodio que es una base fuerte y el 
ácido carbónico que es un ácido débil, cuando el bicarbonato de sodio es disuelto en agua éste se 
disocia en ión sodio (Na+) y bicarbonato (–HCO3) que tiene la capacidad de captar H+ del medio 
acuoso permitiendo que la proporción entre H+ y –OH que es igual en el agua pura, este a favor del 
ión hidroxilo. 
Las sales neutras resultan de la reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte, resultando una 
sal en la que ninguno de los dos caracteres (ácido o básico) se impone. El Cloruro de sodio (NaCl) 
es un ejemplo de sal neutra ya que proviene de la reacción entre el hidróxido de sodio (base 
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fuerte) y el ácido clorhídrico (ácido fuerte), cuando el NaCl es disuelto en agua la concentración de 
H+ del medio no se modifican. 
 
Solubilidad en agua de las sustancias 
Como fue expuesto inicialmente, los organismos vivos son soluciones acuosas de biomoléculas 
que reaccionan constantemente entre sí con un máximo grado de orden. En toda solución existen 
dos constituyentes, el solvente que en los seres vivos es invariablemente el agua y el soluto 
constituido por un sin número de biomoléculas disueltas en agua a través de mecanismos físico-
químicos que describiremos brevemente. La mayor parte de las sustancias disueltas en los 
medios biológicos, deben estar en forma iónica para poder interactuar con los dipolos del agua. En 
caso de moléculas como el cloruro de sodio (NaCl), la fuerza de los dipolos de las moléculas de 
agua lo separan en ión sodio (Na+) y en ión cloruro (Cl?) quedando el Na+ rodeado por el polo 
negativo de las moléculas de agua, mientras que el cloruro (Cl?) quedará rodeado por moléculas 
de agua a través de su polo positivo. Otras biomoléculas como las proteínas también lo hacen en 
forma iónica, pero su carga eléctrica sea positiva o negativa, depende del pH del medio, las 
proteínas en medio ácido se cargan positivamente quedando rodeadas de agua a través de su 
polo negativo, mientras que cuando el medio es básico se cargan negativamente, quedando 
rodeadas por las moléculas de agua a través de su polo positivo, la solubilidad de las proteínas en 
agua es tan dependiente del pH, que existe un pH llamado isoeléctrico al cual su carga es cero, se 
hacen insolubles y precipitan, al perder su capacidad de interactuar con las moléculas de agua. 
Otras biomoléculas como la glucosa que no son capaces de adquirir una carga eléctrica al 
ponerse en contacto con el agua, son disueltas mediante la formación de puentes de hidrógeno 
con los grupos hidroxilo que dan la función alcohólica en la molécula de glucosa. Existen 
mecanismos de solución mucho más complejos como es la formación de micelas, tal es el caso de 
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algunos lípidos como los ácidos grasos que tienen dos regiones, una hidrocarbonada que no tiene 
la probabilidad de ionizarse, ni de formar puentes de hidrógeno con el agua y otra el grupo 
carboxilo (R:COOH), potencialmente ionizable con carga negativa en un pH alcalino. Los ácidos 
grasos a un pH ácido son insolubles en agua debido a que además de la insolubilidad de su 
cadena hidrocarbonada, el grupo carboxilo permanece en forma no ionizada (R:COOH); si 
colocamos los ácidos grasos en un medio básico entonces forman jabones, es decir moléculas de 
ácidos grasos en los que su cadena lateral sigue siendo insoluble en agua, pero el grupo 
carboxilo puede ionizarse cargándose negativamente. Las moléculas de estos jabones se agrupan 
en pequeñas esferas llamadas micelas, que constan de dos partes, una hidrofóbica que está en el 
interior de la micela y está formada por la asociación de las cadenas laterales de los ácidos 
grasos, y una región hidrofílica, ubicada en la parte exterior de la micela cargada negativamente 
debido a la presencia de los grupos (R:COO?). La solubilización de moléculas de naturaleza 
lipídica como el colesterol esterificado y los triacilglicéridos sin ninguna probabilidad de formar 
micelas, iones o puentes de hidrógeno, se realiza a través de la asociación con proteínas que si 
pueden ser solubles en agua, formando complejos llamados lipoproteínas. Otro mecanismo de 
solubilización en agua de las biomoléculas es a través de la emulsificación, que consiste en la 
mezcla de dos líquidos no miscibles mediante la ayuda de un agente emulsificante, esto ocurre en 
el intestino para la digestión de las grasas provenientes de los alimentos, las cuales deben 
disolverse en los líquidos intestinales que son de na turaleza acuosa mediante el auxilio de las 
sales biliares, agentes emulsificantes que permiten la dispersión de las grasas contenidas en los 
alimentos en los líquidos intestinales formando pequeñas gotas de naturaleza micelar.
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Figura 7: 
 
Solución en agua mediante formación de 
iones. El soluto, en este caso NaCl es 
disociado por las moléculas dipolares de 
Agua. 
Solución en agua mediante formación de 
micelas. La molécula R-COO- consta de 
una parte hidrofílica COO- y una parte 
hidrofóbica R, que se agrupan en el centro 
del sistema interactuando con otras 
mediante enlaces químicos débiles 
mientras que COO- por su carga eléctrica 
interactúa con los dipolos del agua. Las 
micelas alojan en su región hidrofóbica 
moléculas (X) insolubles en agua, 
constituyendo la solubilización de X en 
agua una Emulsión. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Solución en agua de solutos mediante formación de 
puentes de Hidrógeno. 
 
 
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Unidades de Concentración de las Soluciones 
Las unidades más importantes en las cuales se expresa la concentración de las soluciones son % 
p/v, molaridad y normalidad. El % p/v, expresa el número de gramos de soluto en 100 ml de 
solución, una solución de cloruro de sodio (NaCl) al 0.9% p/v significa que para su preparación 
deberán ser pesados 0.9 gramos de NaCl, colocados en un balón de 100ml y luego completar con 
agua hasta 100 ml; obsérvese que no son 100ml de agua, sino que es agregada agua hasta 
completar 100 ml. Para la preparación de 500 ml de una solución de glucosa al 5.5% p/v, hay que 
tener en cuenta dos factores, el primero es el tipo de unidad en que viene expresada la 
concentración (5.5% p/v ), lo que indica que por cada 100 ml de solución debemos pesar 5.5 
gramos de soluto, en segundo término como el volumen de solución a preparar es de 500 ml en 
lugar de 100ml; entonces debe ser ajustada la cantidad de glucosa, porque el volumen es ahora 
cinco veces superior, entonces hay que multiplicar también por cinco los 5.5 gramos de glucosa 
(27.5 gramos), magnitud que deben ser colocada en un balón de 500 ml y agregar agua hasta 
alcanzar la marca que indique que ha sido logrado este volumen. 
FIGURA 8: 
Solución % p/v Solución Molar Solución Normal 
 
Solución al 4%, 
4g de soluto disueltos por 
cada 100 ml de solución 
Solución 4 molar (M) 
4 moles de soluto 
disueltos en cada litro 
de solución. 
Solución 2 normal (2N). 
2 equivalentes de 
solución, ácido ó base 
disueltos en 1 litro de 
solución. 
? V= 100 ml ? V= 1 Litro ? V= 1 Litro 
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Molaridad. 
Con relación a la molaridad, estaes definida como el número de moles de soluto disueltos en 
1000 ml de solución. Para preparar 0.5 litros de una solución 0.30 M de glucosa, debe en primer 
lugar ser definido el tipo de unidad en que es expresada la concentración es decir 0,30 M, lo que 
significa que por cada litro de solución van a estar disueltos 0,30 moles de glucosa. Los moles no 
pueden medidos como tales, por lo que deben ser expresados como gramos, lo cual puede ser 
conseguido a través de la fórmula molecular de la glucosa C6H12O6 que indica que 1 mol de esta 
sustancia equivale a 180 gramos, por lo que los 0,30 moles equivaldrán a 0,30x180 es decir 54 
gramos, que deberán estar disueltos por cada litro de solución. El segundo aspecto que debe ser 
definido es el volumen de la solución que en este caso son 0.5 litros, por lo que en lugar de pesar 
54 gramos para 1 litro, deben ser pesados 27 gramos para 0.5 litros y así mantener la proporción. 
La solución debe ser preparada colocando los 27 gramos de glucosa en un balón de 500 ml o 0.5 
litros y luego agregar agua en cantidad suficiente hasta lograr los 500 ml de solución, si por 
equivocación fuesen colocados en el balón los 27 gramos de glucosa adicionándole 
posteriormente 500 ml de agua entonces el volumen final de la solución sería superior a 500 ml, 
ya que los 27 gramos del soluto también ocupan un volumen. 
 
Normalidad. 
La normalidad es un tipo de unidad de concentración que puede ser definida como el número de 
equivalentes de una sustancia en un litro de solución. Solo pueden ser preparadas en unidades de 
normalidad soluciones de sustancias en las que el soluto ionice es decir que genere especies 
químicas con carga negativa y positiva, pueden ser preparadas soluciones normales de ácidos, 
bases y sales ya que son sustancias que en contacto con el agua ionizan, por lo que para 
prepararlas debe ser conocido su peso equivalente. El peso equivalente de un ácido se determina 
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dividiendo su peso molecular entre el número de átomos de hidrógeno IONIZABLES en su 
estructura química, en el caso del HCl el peso de un mol es 36.5 gramos, como en su estructura 
observamos un solo átomo de hidrógeno entonces su peso equivalente será 36.5 entre 1 lo que es 
igual a 36.5 gramos, en otras palabras 1 mol de HCl pesa igual que 1 equivalente de HCl, mismo 
sucede con el CH3COOH que posee un solo hidrógeno ionizable en su estructura (el del grupo 
COOH); en otros ácidos como el H2SO4 que posee en su estructura dos hidrógenos ionizables, su 
peso equivalente es 49 gramos ya que el peso de un mol (98 gramos), debe ser dividido entre dos. 
El peso equivalente de las bases, puede ser obtenido dividiendo el peso de 1 mol entre el número 
de grupos OH que posee en su estructura; el hidróxido de sodio (NaOH) tiene un peso molecular 
en gramos de 40 gramos para obtener su peso equivalente dividimos 40 entre 1 ya que posee un 
solo grupo OH. El peso equivalente del hidróxido de aluminio Al(OH)3 es de 26 gramos, se obtiene 
dividiendo el peso de 1 mol (78gramos) entre 3 que representa el número de OH presente en su 
estructura. En cuanto a las sales el peso equivalente se obtiene dividiendo su peso molecular 
entre su número de cargas positivas o negativas. El cloruro de sodio (NaCl) tiene un peso 
equivalente de 58.5 gramos y se obtiene dividiendo el peso de 1 mol es decir 58.5 entre el 1 ya 
que en su estructura esta sal posee 1 carga positiva correspondiente al ión sodio (Na+) o una 
negativa dada por el ión cloruro (Cl? ). Otras sales como cloruro de calcio (CaCl2) posee un peso 
equivalente de 55.5 gramos que es obtenido dividiendo el peso de 1 mol (111 gramos) entre 2 que 
es el número de cargas positivas correspondientes al ión calcio (Ca+2). Para preparar 2 litros de 
una solución de NaCl 0.1N, lo primero que debemos tener en cuenta es el tipo de unidad en que 
viene expresada la concentración (0.1N), esto significa que cada litro de solución debe contener 
0.1 equivalentes de NaCl, el siguiente paso es verificar el volumen de la solución en este caso 2 
litros lo que significa que para preparar este volumen de solución necesitamos 0.2 equivalentes de 
NaCl, el siguiente paso es transformar los 0.2 equivalentes de NaCl en gramos, ya que los 
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 18 
equivalentes como los moles solo existen en la mente del hombre, para lo cual multiplicamos 0.2 
por el peso de un equivalente de NaCl 58.5 gramos, lo que es igual a 11.7 gramos. Una vez 
pesados los 11.7 gramos, estos deben ser colocados en un balón aforado de 200 ml (0.2 litros) y 
agregar agua hasta completar los 0.2 litros o 200 ml. Para preparar 500ml de cloruro de calcio 
(CaCl2) 3N, lo primero en ser analizado es la concentración de la solución (3N), lo que significa 
que por cada litro de la misma deben ir disueltos 3 equivalentes de CaCl2, seguidamente 
inspeccionamos el volumen que en este caso es de 500 ml por lo que el número de equivalentes 
de CaCl2 debe ser ajustado a 500ml, lo cual se logra multiplicando los 3 equivalentes por 0.5 lo 
que da como resultado 1.5 equivalentes, ya que los 500 ml que deben ser preparados representan 
la mitad de un litro. Ya sabemos que para preparar 500 ml de una solución 3N de CaCl2 
requerimos 1.5 equivalentes de esta sustancia, pero los equivalentes para ser materializados 
deben ser transformados en gramos, para lo cual multiplicamos 1.5 por 55.5 gramos que es el 
peso de un equivalente de CaCl2, lo que da como resultado 63.25 gramos, que después de ser 
pesados deben ser colocados en un balón de 500 ml y completar con agua hasta dicho volumen. 
 
AMORTIGUADORES Ó BUFFERS 
Concepto. 
Las soluciones amortiguadoras o buffers, son soluciones acuosas a las que al ser adicionadas 
cantidades limitadas de ácidos o bases fuertes sufren mínimas variaciones en el pH. 
Como fue expresado inicialmente, un ácido es una sustancia que al ser disuelta en agua se 
disocia aportando al medio H+ que se van a sumar a los aportados por la ionización del agua, 
formando una solución en la que va a predominar la concentración de H+ sobre la de –OH. Las 
bases son sustancias que al ser disueltas en agua tienen la capacidad de atrapar H+ producto de 
la ionización del agua, rompiendo así la neutralidad de la misma, al favorecer el predominio de los 
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 19 
iones –OH sobre los H+. El concepto más ampliamente conocido de base es el de aquellas 
sustancias que en solución acuosa se disocia aportando al medio iones –OH que al sumarse a los 
ya producidos por la ionización del agua, favorece el predominio los iones –OH sobre los H+, pero 
como ya fue expresado anteriormente las bases presentes en los medios biológicos, rompen la 
neutralidad del agua, favoreciendo el predominio de los iones –OH, atrapando en su estructura 
química iones H+, disminuyendo así su disponibilidad en el medio, por lo que todo sistema buffer 
está constituido por un ácido dispuesto a donar H+ al medio cuando por alguna causa estos 
disminuyan y una base dispuesta a captar H+ cuando por alguna razón estos incrementen su 
concentración en el medio, entonces las concentraciones de ácido y base van a estar en equilibrio 
con la concentración de H+ del medio que da el pH que ha de mantenerse constante. 
 
Constituyentes de una solución buffer. 
Una solución buffer puede estar constituida por dos sistemas: 
1. Ácido débil y su base conjugada en equilibrio con la concentración de H+ del medio. 
2. Una base débil y su ácido conjugado en equilibrio con la concentración de H+ del medio. 
Por definición un ácido débil es una sustancia que en solución acuosa disocia parcialmente en una 
base conjugada más iones H+, estableciéndose un equilibrio entre la concentración de ácido débil 
no ionizado, la concentración de base conjugada y la concentración de H+ que genera el pH. El 
grado de disociación de un ácido débildepende del pH al que se le ubique, por ejemplo un ácido 
débil como el ácido acético (CH3-COOH) al ser colocado en solución acuosa a pH 1.7 va a formar 
sistema buffer en el que van a conseguirse en equilibrio el ácido no disociado (CH3-COOH), su 
base conjugada (CH3-COO–-) y la concentración de H+ del medio, a este valor de pH se 
encuentran en equilibrio aproximadamente 99% de moléculas de ácido no disociado (CH3-COOH) 
y 1% de moléculas de base conjugada (CH3-COO–). Si el pH del sistema fuese desplazado de 1.7 
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 20 
a un valor de 4.7 entonces se establece otro sistema en el que se van a establecer un equilibrio 
entre la concentración de H+ que representan un pH de 4.7 el de ácido no ionizadas (CH3-COOH) 
que a este valor de pH es de un 50% y las moléculas base conjugada (CH3-COOH) que a este 
valor de pH es de un 50%, mientras que si el valor de pH es desplazado a 7.7 se establece otro 
sistema buffer en el que se encuentran en equilibrio con la concentración de H+ del medio con las 
moléculas de ácido no ionizado (CH3-COOH) que en este caso es de 1% y las de ácido disociado 
o base conjugada que este valor de pH es de un 99%. Como puede ser observado la proporción 
de ácido no disociado, con relación a la de ácido disociado o base conjugada, va a variar con el 
pH. 
 
Eficiencia y capacidad de un sistema buffer. 
En la situación anteriormente planteada, el ácido acético forma un sistema buffer de máxima 
eficiencia cuando es colocado en un medio cuyo pH es 4.7, ya que si por ejemplo son colocados 
cuatro moles de ácido acético en un litro de solución a dicho valor de pH, dos de los cuatro moles 
se disociarán en dos moles de base conjugada (CH3COO–) y dos moles de H+ mientras que dos 
moles del total de los cuatro permanecerán de forma no disociada (CH3-COOH), formándose un 
sistema buffer de alta eficiencia en el cual se encuentran en equilibrio la concentración de H+ que 
corresponden a un pH de 4.7, con un 50% de las moléculas en forma de base (CH3-COO–) 
dispuesta a aceptar un exceso H+ y evitar cambios significativos en el pH en caso de que se 
agregue al medio cualquier sustancia que trate de incrementar su concentración, mientras los dos 
moles de ácido acético no disociado (CH3-COOH) actúan como donador potencial de H+ en caso 
de ser agregada al medio cualquier sustancia que disminuya la concentración de H+ del medio. De 
lo anteriormente expuesto, podemos afirmar que un sistema buffer desarrolla su máxima eficiencia 
cuando la concentración de ácido es igual a la de base, es decir 50% cada uno. 
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 21 
Como un sistema buffer está formado por un componente capaz de aceptar H+ (Base conjugada), 
otro capaz de donar H+ (ácido débil), los dos en equilibrio con la concentración de H+ que genera 
el pH del medio, entonces las bases débiles (R-NH2), son también capaces de formar pares 
buffers con sus respectivos ácidos conjugados (R-NH3+) los dos componentes estarán en equilibrio 
con la concentración de H+ del medio que generan el pH, formando una especie de triángulo de 
fuerzas donde la base débil (R-NH2) tiene la propiedad de aceptar el exceso de H+ y el ácido 
conjugado (R-NH3+) de donar H+ al medio cuando estos disminuyan, a fin de mantener constante 
el pH. 
 
El pKa como criterio en la selección de un buffer eficiente. 
Como fue explicado anteriormente, los ácidos débiles y sus bases conjugadas así como las bases 
débiles y sus ácidos conjugados pueden formar sistemas buffers eficientes. 
Si se disuelve 1 mol de un ácido débil o 1 mol de una base débil en agua pura a 25ºC ambos 
ionizan parcialmente, pudiendo establecerse las ecuaciones: 
 Ácido no ionizado Base conjugada + Hidrogenión 
 Base débil + H+ Ácido conjugado 
Como son sistemas en equilibrio, en el caso del ácido débil puede ser establecida una relación 
entre la fracción de ácido disociado representada por las concentraciones de base conjugada e 
Hidrogenión y la concentración de ácido no ionizado, la relación resultante al aplicar la ley de 
acción de masas, la cual afirma que la constante de equilibrio de un sistema (Ke) es el resultado 
de la relación entre el producto de la concentración de los productos de una reacción química, y el 
producto de las concentraciones de los reaccionantes. En el caso de un ácido débil la 
concentración de su fracción disociada o base conjugada puede ser representada por [Ac–] y la 
concentración de Hidrogeniones [H+], mientras que la concentración de la fracción no disociada 
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 22 
por [HAc], de cuya relación resulta una constante de equilibrio (Ke) que en el caso de los ácidos 
débiles se denomina constante de acidez (Ka). Solo los ácidos débiles poseen Ka, a los ácidos 
fuertes como el HCl no les puede ser calculada la Ka y se expresa de la siguiente forma: 
 
 HAc Ac– + H+ 
 
 Ka = [Hidrogeniones] x [Base conjugada] 
 [Ácido no disociado] 
 
 Ka = [ H+ ] x [ Ac–] 
 [HAc] 
 
La constante de acidez (Ka) es un número sumamente pequeño, siendo expresado como potencia 
con base 10 y exponente negativo, por ejemplo el ácido acético posee una constante de acidez 
(Ka) de 1.8 x 10-5. como es evidente, este es un valor difícil de manejar, pero puede ser 
transformado en un número sencillo conocido como pKa, al obtener el logaritmo decimal negativo 
de 1.8 x 10-5 (–log 1.8 x 10-5) que es igual a 4.73, de manera que –logKa = pKa. 
Como fue expresado anteriormente, un sistema buffer adquiere su máxima eficiencia cuando el 
ácido débil y la base conjugada que lo constituyen se encuentran en igual proporción, esto se 
logra cuando el pKa del ácido débil o la base débil del sistema buffer es numéricamente igual al 
pH de la solución amortiguadora. Si un investigador por ejemplo, va a realizar una reacción 
enzimática en la cual es necesario que el pH del medio se mantenga a lo largo del mismo en 4.7 
entonces deberá seleccionar un sistema buffer que tenga su máxima eficacia a pH 4.7 siendo uno 
de los candidatos el par buffer ácido acético: acetato o simplemente buffer acetato ya que en el 
mismo el ácido acético posee un pKa de 4.7 lo que garantiza que a pH 4.7 el ácido acético 
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 23 
espontáneamente formará un sistema amortiguador en equilibrio constituido por 50% de ácido 
débil y 50% de base conjugada. 
Otro aspecto que además deberá ser tomado en cuenta por el investigador es la compatibilidad 
entre el sistema buffer y los elementos que intervienen en el experimento, como por ejemplo las 
enzimas, ya que no es lo mismo utilizar un buffer acetato 0.4M que a una concentración diez 
veces mayor como 4M, pues a una concentración tan elevada puede trabajar eficientemente como 
buffer, pero puede afectar la estabilidad de las enzimas del experimento por otros mecanismos 
diferentes a los cambios de pH. 
Cuando sea necesario mantener constante el pH en un valor por ejemplo 8.0, entonces podrá ser 
seleccionado un sistema buffer constituido por una base débil como el trihidroximetil-amino-
metano (tris-base) y su ácido conjugado (tris ácido), ya que el pKa del tris base es de 8.1, valor 
muy aproximado al pH de 8.0 siempre y cuando el sistema buffer sea compatible con los 
constituyentes del experimento. 
Con relación al pKa, es importante señalar que los ácidos son más fuertes cuanto más bajo es su 
pKa, es decir cuanto más se acerca a cero, por ejemplo el ácido láctico con un pKa de 3.85 es un 
ácido más fuerte que el ácido acético cuyo pKa es 4.75, las sustancias cuyo pKa es superior a 
siete, son consideradas bases débiles y generalmente tienen en su estructura química átomos de 
nitrógeno cuaternario el cual en virtud de su alta densidad electrónica escapaz de atraer y fijar a 
su estructura hidrogeniones del medio acuoso alcalinizándolo al predominar los –OH presentes en 
el mismo. 
Los ácidos débiles tienen tantos valores de pKa como átomos de hidrógeno ionizables posean en 
su estructura, por ejemplo, el ácido acético tiene un solo valor de pKa ya tiene un solo hidrógeno 
ionizable en su estructura CH3-COOH (pKa 4.75), mientras que el ácido carbónico (H2CO3) por 
poseer posee dos átomos de hidrógeno ionizables, tiene dos valores de pKa, el pKa1 = 6.1 y pKa2 
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 24 
= 12, y el ácido fosfórico H3PO4 por poseer tres átomos de hidrógeno ionizables, tendrá tres 
valores de pKa, los cuales son pKa1= 2.12 , pKa2 = 7.21 , pKa3 = 12.32. 
Los ácidos que poseen pKa son ácidos débiles, es decir disocian parcialmente cuando son 
colocados en agua aproximadamente un 5%, para incrementar el porcentaje de ionización hasta 
llegar a un 100%, deben ser tratados con bases como el NaOH para formar sistemas en equilibrio 
denominados pares buffer en los cuales se mantienen equilibrio la concentración de H+ del medio, 
un elemento potencialmente donador de H+ (el ácido débil o la sal ácida) y un elemento que 
potencialmente puede aceptar H+ (base conjugada o sal básica). 
Por ejemplo el ácido fosfórico (H3PO4) concentrado tiene un pH próximo a cero, si lo tratamos con 
NaOH hasta llevar el pH a 2.12, el NaOH va a reaccionar con el H3PO4 (no ionizado) para generar 
la base conjugada –H2PO4 en forma de sal sódica del –H2PO4 Na+, podemos afirmar que hemos 
obtenido un valor de pKa = 2.12 para el ácido fosfórico, ya que el pKa es el valor de pH en el cual 
existe un 50% de ácido no disociado y 50% de su base conjugada en equilibrio con los H+ 
disueltos en el medio que generan un pH de 2.12. 
Si seguimos adicionando NaOH, llegaremos al punto en que las moléculas de ácido fosfórico van 
estar en un 100% como la base conjugada –H2PO4 Na+. Si continuamos tratando las moléculas de 
–H2PO4 Na+ con NaOH, el pH del medio va a continuar aumentando hasta llegar a un valor de 7.21 
y entonces tendremos que en el medio hay 50% de moléculas como –H2PO4 Na+ y 50% de 
moléculas como =HPO4 Na2+, el pH de 7.21 corresponde numéricamente al pKa2 de ácido 
fosfórico, por lo que él mismo a pH 7.21 puede formar un sistema buffer a través de sus dos sales 
–H2PO4 Na+ y =HPO4 Na2+ 
El –H2PO4 Na+ es una sal de naturaleza ácida conocida como fosfato ácido de sodio ya que tiene 
más hidrógenos en su estructura al compararla con la sal =HPO4 Na2+ conocida como fosfato 
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 25 
básico de sodio atribuyéndole su naturaleza básica a que posee menos hidrógenos en su 
estructura que la sal ácida. 
Si continuamos adicionando NaOH a la mezcla que contiene 50% de fosfato ácido de sodio y 50% 
de fosfato básico de sodio, vamos a tener un valor de pH en el cual tendremos un 100% de 
fosfato básico de sodio (--HPO4Na2+). 
 La solución que contiene 100% de fosfato básico de sodio (=HPO4Na2+) tiene potencialmente la 
capacidad de seguir reaccionado con NaOH, ya que le queda aun un átomo de hidrógeno para 
hacerlo reaccionar con el –OH del NaOH, para formar agua y una nueva sal conocida como 
trifosfato de sodio (?PO4Na3+), a medida que se va adicionando el NaOH aumenta el pH y se 
incrementa el porcentaje de ?PO4 Na3+ , hasta alcanzar un pH igual a 12.31 en el cual se forma en 
sistema buffer que contiene 50% =HPO4Na2+ y 50% de ?PO4Na3+ en equilibrio con los 
hidrogeniones del medio que dan un pH de 12.31. 
Las bases débiles (R–NH2), son también capaces de formar buffers, ya que pueden formar 
sistemas en equilibrio en los cuales intervienen la base débil propiamente dicha (R-NH2) y su base 
conjugada (R-NH3+) en equilibrio con la concentración de hidrogeniones del medio que determina 
el pH. Una solución de tris base (trihidroximetil-amino-metano) a un pH de 12, contiene 
aproximadamente un 100% de sus grupo amino en forma no protonizada (R-NH2). Si tratamos 
dicha solución tris con HCl los H+ generados por este último, van a ser atraídos por los grupos R–
NH2 para convertirse en R-NH3+ hasta alcanzar 50% R-NH2 y 50% R-NH3 a un pH de 8.1 
comportándose a este pH como un buffer con máxima eficiencia, siendo además 8.1 el pKa del 
tris-base. 
Los alfa aminoácidos son compuestos orgánicos que poseen en su estructura química un carbono 
fundamental conocido como carbono alfa al cual están unido mediante enlace covalente un grupo 
Dr. Clímaco Cano – Dra. Mayerlim Medina 
 26 
carboxilo (–COOH), un grupo amino (–NH2) y una cadena lateral (–R) que de acuerdo con su 
naturaleza química puede ser ácida, básica o neutra 
 
 
 
 
 
 
 
 
Los alfa amino-ácidos pueden formar tres tipos diferentes de sistemas buffers, uno a través de su 
grupo carboxilo (–COOH ) y su base conjugada (–COO–), otro a través de la base débil formada 
por su grupo alfa amino (–NH2) y su ácido conjugado (–NH3 +), y finalmente el formado por el 
grupo R, que dependerá de su naturaleza química y podrá ser ácido o básico. 
Las proteínas, también pueden formar sistemas buffers, ya que heredan las propiedades 
amortiguadoras de los grupos R de los aminoácidos que las constituyen, por ejemplo, los grupos 
imidazol de histidina presente en la hemoglobina, poseen un átomo de nitrógeno con 
características de base débil por lo tanto capaz de formar un sistema buffer con su respectivo 
ácido conjugado. Es de hacer notar que los aminoácidos con excepción de la histidina, no son 
capaces de formar sistemas buffers eficientes en los líquidos extracelulares del organismo, debido 
a que difieren numéricamente los valores de pKa de los grupos carboxilo, amino y cadena lateral 
con relación al valor del pH de los líquidos extracelulares que es de aproximadamente 7.4. 
 
R C 
NH2 
COO- 
H 
R C 
NH2 
COOH 
H 
R C 
NH3+ 
COO- 
H 
R C 
NH2 
COOH 
H 
+ H+ 
+ H+ 
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 27 
Relación entre pH, pKa y proporción de los constituyentes de un sistema buffer: Ecuación 
de Henderson-Hasselbach . 
Anteriormente habíamos analizado que la constante de acidez (Ka), es el resultado de la relación 
entre la fracción disociada y la no disociada de un ácido débil o una base débil. 
 HAc H+ + Ac– 
 
Ka = H+ x Ac 
 Hac 
 
Esta ecuación también puede ser expresada de la siguiente forma 
Ka = H+ x Ac– 
 HAc 
 
Si aplicamos logaritmo negativo (-log) a ambos lados de la ecuación tendremos 
–log Ka= – log H+ – log Ac– 
 HAc 
 
–Log es una expresión matemática que puede ser sustituida por el símbolo p 
 pKa = pH – log Ac– 
 HAc 
 
Reordenando la ecuación 
 
pH = pKa + log Ac– 
 HAc 
 
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 28 
En cuanto a las bases débiles la ecuación de Henderson-Hasselbach puede ser calculada de 
la siguiente manera 
 
 R-NH3+ R-NH2 + H+ 
 Ácido Base 
 
pH = pKa + log R-NH2 
 R-NH3+ 
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 29 
Actividad de Auto-evaluación 
1. Cual es el pH de una solución cuya concentración de hidrogeniones es: 
a) 1 x 10 –7 molar (M) 
b) 1 x 10 2 nanomolar (nM) 
c) 1 x 10-4 milimolar (mM) 
d) 1 x 10 –1 
2. Cual es la concertación de hidrogeniones en (Molar y nanomolar) de una solución con: 
a) pH= 7 
b) pH= 7.4 
c) pH= 7.8 
3. Calcular el pH del plasma cuando la [-HCO3] es 24 mg/l y la de [H2CO3] es de 1.2 mg/l. 
4. Calcular el pH de plasma cuando la [-HCO3] es 24 mg/l y la pCO2 es de 40 mmHg. pKa= 
6.1 
5. Calcular la [-HCO3] del plasma cuando su pH es 7.4 y la [H2CO3] es de 1.2 mg/l. pKa= 6.1 
6. Calcular la [H2CO3] del plasma cuando su pH es 7.4 y la [-HCO3] de 24 mg/l. PKa= 6.1. 
7. Calcular lapCO2 del plasma cuando su pH es de 7.4 y la [ -HCO3] es de 24 mg/l. 
8. En que Proporción se encuentra el -HCO3 y el H2CO3, cuando el plasma tiene un pH de 7.4 
y el pKa es de 6.1. 
9. En que proporción se encuentra en el plasma –H2PO4 y =HPO4 cuando este tiene un pH de 
7.4. 
10. Deducir la ecuación de Henderson Hasselbach para una amina R- NH2 
11. Despejar razonando (pH) en la siguiente ecuación: 
 pKa= pH – Log [Base] 
 [Ácido] 
 
Dr. Clímaco Cano – Dra. Mayerlim Medina 
 30 
12. Despejar razonando log [Base] de la siguiente ecuación: 
 [Ácido] 
 
 pH= pKa + log [Base] 
 [Ácido] 
 
13. Despejar razonando [Base] de la siguiente ecuación: 
 pH= pKa + log [Base] 
 [Ácido] 
 
14. Despejar razonando [Ácido] de la siguiente ecuación: 
 pH= pKa + log [Base] 
 [Ácido] 
 
15. Calcular la Ka y el pKa del ácido láctico, si una solución 0.5 M del mismo tiene una 
concentración de hidrogeniones de 8.3 x 10-3 M. 
16. Calcular el pH y la concentración de hidrogeniones en M, nM, mM, y uM de una solución 
de ácido láctico de concentración 0.5M cuyo Ka es 1.4 x 10-4. 
17. Calcular la concentración de H+ en M, nM, mM y uM de una solución de HCl 
0.05 N. 
18. El pH intracelular de la célula hepática es de aproximadamente 6.65, calcular la 
concentración y la proporción en que se encuentran el fosfato ácido y el fosfato básico, si la 
concentración total de fosfato es 30 mM, y el pKa es de 7.2. 
19. Si el ácido acético tiene un pKa de 4.74, calcular la proporción de ácido y base del sistema 
buffer acetato de concentración 0.5 M. Cuando el pH de la solución sea : a) 4.74, b) 7.74, c) 
1.74. 
20. Calcular la concentración de tris base y tris ácido, de una solución de buffer tris 
(trihidroximetil-amino-metano) 0.5 M, cuyo pka es 8.1 a los siguientes valores de pH : a) 
8.1, b)6.1 y c) 11.1. 
21. La concentración total del buffer fosfato de un medio de cultivo, es de 30 mM, y su pH . 6.5. 
En qué porcentaje resultará afectado el pH si a 100 ml del medio, se le adicionan 0.5 
mmoles de ácido láctico. Cual será la nueva concentración de hidrogeniones del medio en 
Dr. Clímaco Cano – Dra. Mayerlim Medina 
 31 
términos de M, mM, uM, nM.? Compare la cantidad de fosfato ácido y de fosfato básico 
presente en el medio antes y después de la adición del ácido láctico. 
22. Explique cómo prepararía 500 ml de buffer glicina 0.5M a pH 8. 
23. Explique el mecanismo a través la generación de ácido acetoacético por el hígado afecta la 
reserva alcalina del organismo. 
24. En qué porcentaje se incrementará la concentración de hidrogeniones del plasma, si la 
pCO2 aumenta a 80 mm de Hg. y la concentración de bicarbonato permanece en 24 meq. 
Qué concentración deberá tener el bicarbonato para mantener el pH en 7.4 cuando la pCO2 
sea de 80 mmHg. 
25. La concentración total de buffer fosfato de un medio de cultivo con pH 6.5, es de 30 mM. 
Cuántos moles de ácido láctico será necesario adicionar a 100 ml del medio para hacer 
cambiar el pH de 6.5 a 6.0. En que porcentaje varían la cantidad de fosfato ácido y fosfato 
básico en los 100 ml de medio después de agregar el ácido láctico. 
26. Cuantos mg de tris (trihidroximetilaminometano) son necesarios para preparar 500 ml de 
dicho buffer 0.5 M. Si la solución preparada tiene un pH de 8.5. ¿Cuántos ml de HCl 5N es 
necesario agregar a los 500 ml de tris preparado para llevar el pH a 7.4? ¿Cuántos 
milimoles de tris ácido y tris básico están presentes a pH 7.4? 
27. Cuál deberá ser la pCO2 del plasma cuando la concentración de bicarbonato disminuya a 
12 mEq/l, si se quiere conservar el pH en 7.4. 
28. Se tienen 5 litros de buffer ¯HCO3/H2CO3 pH 7.4. Cuantos mmoles de ácido acetoacético 
(pKa = ) será necesario adicionarle para hacer cambiar el pH a 7.0? 
29. Cuantos ml de HCl 5 N es necesario adicionar a 500 ml de buffer tris 2 N para cambiar su 
pH de 9.0 a 7.4. 
30. Si Ud. pesa 200 gramos de glicina y los coloca en 2 litros de solución acuosa, el pH de la 
solución tiene un valor de 5.2. En que el porcentaje se encuentran los constituyentes del 
buffer carboxílico y del buffer amino a pH 5.2?. Si Ud. agrega NaOH 2 N hasta llevar la 
solución a pH 7.4, cuál será ahora el porcentaje de los constituyentes de los pares buffer 
amino y carboxílicos. 
31. Explique en forma esquemática como el NH3 formado en los túbulos renales, contribuye al 
intercambio de Na+ por H+. ¿Por qué este intercambio contribuye al mantenimiento de la 
Dr. Clímaco Cano – Dra. Mayerlim Medina 
 32 
reserva alcalina del plasma? ¿Qué sucedería con la reserva alcalina del plasma si este 
intercambio fuese inhibido? ¿Cómo se produce el NH3 y el HCO3 en los túbulos renales? 
32. Explique en forma esquemática como el par buffer Na2H2PO4 contribuye al mantenimiento 
de la reserva alcalina del plasma? 
33. Explique de modo esquemático como se forma el buffer H2CO3 – NaHCO3 presente en el 
plasma? ¿Qué papel juegan los eritrocitos? ¿Qué papel juega la respiración celular?. ¿Qué 
papel juega la hemoglobina? 
34. Si el pH del interior de un eritrocito es aproximadamente 6.5, en que porcentaje se 
conseguirán las especies ácido y base del grupo R de la Histidina? ¿Cómo actúa el grupo R 
de la Histidina para amortiguar los H+ formados por disociación del H2CO3? ¿Cuál es el 
destino del HCO3 formado por los eritrocitos? 
 
Literatura recomendada 
1. Harvey Lodish; David Baltimore; Arnold Berk y colaboradores. Molecular Cell Biology. 3ra. 
Edición. Scientific American Books. Alexandria, USA 1999. 
2. David M Glick. Biochemistry. Appleton and Lange.Norwalk, USA 1998. 
3. Freifelder D. Physical Biochemistry. Freeman, USA. 1992. 
4. Fruton JS. Molecules and life. Willey interscience. 1972.