ÁCIDOS, BASES, PH Y SOLUCIONES REGULADORAS

ÁCIDOS, BASES, PH Y SOLUCIONES REGULADORAS

María De La Luz Velázquez Monroy & Miguel Ángel Ordorica Vargas

Introducción

Las propiedades ácido–básicas de los compuestos orgánicos son importantes para su función en

los seres vivos; desde su distribución hasta su destino metabólico son determinados por el carácter

ácido o básico además, la acidez del medio en que se encuentran, también tiene efecto sobre ellos.

Por tal motivo, para comprender cabalmente la Bioquímica, es necesario un conocimiento sólido

de los fundamentos del comportamiento de los ácidos y las bases.

El término ácido proviene del latín acidus que significa “agrio”, y se refiere al sabor característico

de estos compuestos; además del sabor, los ácidos en general son substancias que provocan vire

del tornasol azul a rojo, reaccionan con los metales liberando Hidrógeno, al tacto tiene sensación

acuosa, y pierden estas propiedades cuando reaccionan con bases.

Las bases también se denominan álcalis, nombre que proviene del griego alqili y que significa

“ceniza”, porque estas eran la fuente de donde se obtenían los álcalis. Sus propiedades características

incluyen un sabor amargo, viran el color del tornasol de rojo a azul, al tacto son resbalosas

o jabonosas, y reaccionan con los metales formando hidróxidos, frecuentemente insolubles.

Las propiedades de ácidos y bases se conocen desde la antigüedad, pero no fue sino hasta 1834

cuando Michael Faraday descubrió que las soluciones de ácidos y bases son electrolitos, que fue

posible intentar explicarlas. Existen diferentes teorías para explicar del comportamiento de ácidos

y bases, que han evolucionado desde las específicas hasta abarcar el comportamiento en forma general.

La primera sistematización de los conceptos de ácido y base fue

elaborada por el sueco Svante Arrhenius, quien en 1897 definió un

ácido como una sustancia que en solución libera iones hidrógeno

o protones (H+)i y una base como una sustancia que en solución libera

iones hidroxilo (OH¯). Estas definiciones describen el comportamiento

de los ácidos y bases minerales, pero no explican las

propiedades básicas de algunos compuestos orgánicos. Además,

tienen el inconveniente de que no asignan ninguna participación al

medio, un ácido debería ser ácido en todo momento, lo cual no es

cierto, y lo mismo sucedería con una base. Otro problema es que

según estos conceptos, las sales de cualquier tipo deberían formar

soluciones neutras, lo que no siempre sucede.

Tratando de remediar estas deficiencias, en 1923 Johannes Nicolaus Brönsted, en Dinamarca y

Thomas Martin Lowry, en Inglaterra, cada uno en forma independiente y casi simultáneamente,

propusieron explicaciones del comportamiento ácido y base, de amplia aplicación en Bioquímica,

porque están directamente relacionados con el comportamiento de las sustancias en agua. Según

Brönsted y Lowry, un ácido es una sustancia capaz de ceder H+. Mientras que una base es una

sustancia capaz de aceptar H+. Este comportamiento simétrico, implica que para que una sustancia

pueda actuar como ácido, cediendo H+, debe existir en el medio en que se encuentra otra que

Figura 1. Svante Arrhenius

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mlvm/maov/2

sea capaz de comportarse como base, aceptándolos; o sea una sustancia sólo puede actuar como

ácido, en presencia de otra sustancia que pueda actuar como base, y viceversa. Al aplicar esta definición,

resulta que el responsable del comportamiento básico de los hidróxidos minerales es el

grupo OH¯, porque es el grupo que tiene la capacidad de aceptar protones. Por último, permite

explicar el comportamiento básico de sustancias, que no poseen grupos OH¯, como las aminas,

que son básicas porque el Nitrógeno tienen un par de electrones no compartido que puede usar

para aceptar un H+.

Figura 2. Izquierda, Johannes Nicolaus Brönsted. Derecha, Thomas Martin Lowry

Según estos conceptos, el agua tiene propiedades de ácido y base, porque puede ceder o aceptar

protones, como se muestra en las reacciones siguientes:

a) Frente a un ácido, como el Cloruro de Hidrógeno (HCl) el agua actúa como base:

HCl + H2O  H3O+ + Cl¯

b) Frente a una base, como el Amoniaco (NH3) actúa como ácido:

NH3 + H2O  NH4

+ + HO¯

c) Consigo misma actúa de ambas formas:

H2O + H2O  H3O+ + HO¯

Las ecuaciones anteriores representan la forma más correcta de describir el comportamiento de

ácidos y bases en agua, sin embargo, para ahorrar tiempo, y en el entendido de que así debía ser,

es costumbre permitida, no incluir el agua en las ecuaciones y representarlas como:

a') HCl  H+ + Cl¯

b') NH3 + H+  NH4

+

c') H2O  H+ + HO¯

La Teoría de Brönsted y Lowry, funciona bien para solventes que como el agua, pueden intercambiar

protones, pero no sirve cuando se trabaja en solventes orgánicos que no lo hacen, esta omisión

se corrige en la definición de Lewis.

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También en 1923, más o menos en la misma época que

Brönsted y Lowry publicaron sus trabajos, el norteamericano

Gilbert Newton Lewis comenzó a desarrollar las definiciones

más amplias de ácido y base. Según Lewis un ácido es un átomo

o molécula capaz de aceptar un par de electrones. Mientras

que una base es un átomo o molécula con un par de electrones

no ocupados en enlace, que puede donar. Según estas

definiciones, el comportamiento de los ácidos clásicos se debe

al H+ formado en la disociación, que puede aceptar un par de

electrones. Si tomamos como base la definición de Lewis, el

agua tiene capacidad de actuar como base, donando uno de los

pares de electrones no compartidos del Oxígeno, pero no tiene carácter ácido, porque no puede

aceptar pares de electrones.

En nuestro estudio de las propiedades de ácidos y bases, usamos como referencia los conceptos de

Brönsted y Lowry por la importancia que tiene en Bioquímica, debida a su relación con el comportamiento

ácido-base del agua.

Ácidos y Bases Fuertes y Débiles

Al igual que otros electrolitos, los ácidos y bases también pueden ser fuertes o débiles. Un ácido

fuerte (AH) es aquel que cede H+ con facilidad y en solución acuosa está totalmente disociado.

AH  A¯ + H+

Un ácido débil (aH) cede sus H+ con dificultad y se disocia poco en solución acuosa.

aH  a¯ + H+

Una base fuerte (B) es aquella que acepta los H+ con facilidad, y en presencia de una cantidad

suficiente de H+ está completamente protonada.

B + H+  BH+

Una base débil (b) acepta con dificultad los H+ y sólo está protonada parcialmente.

b + H+  bH+

De lo anterior se deduce que cuando una sustancia actúa como ácido de Brönsted - Lowry, liberando

un H+, queda capacitada para volver a aceptarlo, comportándose como base. Lo contrario

sucede con una base de Brönsted - Lowry que al aceptar un H+ puede liberarlo después, actuando

como ácido. Entonces, los ácidos al disociarse producen bases; y las bases al aceptar H+ forman

ácidos:

Ácido  Base¯ + H+

El par de substancias que se relacionan entre sí mediante la reacción anterior constituyen un par

ácido - base conjugado de Brönsted - Lowry. Como un ácido fuerte permanece completamente

Figura 3. Gilbert Newton Lewis

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mlvm/maov/4

disociado en solución, su base conjugada no acepta H+ con facilidad o sea, es débil, como sucede

con el ácido clorhídrico, cuya base, el ión cloruro, es débil.

HCl  Cl¯ + H+

ácido fuerte base débil

Por el contrario, si el ácido es débil, como el ácido acético, permanecerá poco disociado en solución

porque su base conjugada, el acetato, acepta H+ con facilidad, ya que es fuerte.

CH3COOH  CH3COO¯ + H+

ácido débil base fuerte

En todo para ácido - base conjugado, uno de los miembros es fuerte y el otro débil.

Grado de Disociación

El grado de disociación de un ácido o una base es modificado por la acidez de la solución en que

se encuentra. Una sustancia puede actuar como ácido cuando la acidez del medio es baja y comportarse

como base cuando esta aumenta; por ejemplo, el bicarbonato (HCO3¯) es una base en el

rango de acidez fisiológico, porque tiene la capacidad de aceptar protones:

HCO3¯ + H+  H2CO3

pero cuando la acidez disminuye, se comporta como ácido y dona protones:

HCO3¯  H+ + CO3

=

pH

La acidez o alcalinidad de una solución están determinadas por la concentración

de H+. En la mayor parte de las sustancias naturales comunes,

estas concentraciones son muy bajas y expresarlas en forma decimal

o exponencial resulta engorroso, y con frecuencia es fuente de

errores. En 1909, el danés Sören Sörensen propuso una alternativa para

expresar la concentración de H+. Sörensen sugirió que en lugar de usar

números en forma decimal o exponencial, se empleara una trasformación

logarítmica de la concentración molar de protones a la que llamó

pH y definió como:

  logH 

H

1

pH=log +

Como resultado de esta transformación, los números fraccionarios se convierten en números con

enteros positivos, y como es inversa, mientras mayor es la concentración de H+, el valor del pH es

menor. Hoy en día el pH es la forma más común de expresar la acidez y la alcalinidad.

La concentración de H+ se puede medir directamente y se puede expresar en moles/litro, pero en la

mayoría de los laboratorios se deduce la cantidad de H+ por comparación de la muestra estudiada

con soluciones reguladoras de concentración conocida y el resultado se expresa en unidades de

pH.

Figura 4. Sören Peter

Lauritz Sörensen

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La Escala de pH

La escala de pH se obtuvo a partir del estudio del comportamiento ácido-base del agua. El agua se

comporta como un no-electrolito, a pesar de que tiene la capacidad para actuar como ácido o base;

cuando está pura, sus moléculas se disocian muy poco.

H2O  H+ + OH¯

A 25 ºC, la constante de equilibrio de la reacción de disociación (KD) del agua es:

I.   

II.  

III. 16

IV. 2

V. D 1.8 10

VI. H O

VII. H OH

VIII. K 

IX.  

X.   

Considerando que el agua pura no tiene reacción ácida ni básica, la neutralidad debe estar determinada

por las cantidades de iones H+ y OH¯ presentes en ella. Para calcular estas cantidades primero

se transforma la KD en el llamado Producto Iónico del Agua o KW:

KW = KD  [H2O] = [H+] [OH¯] =

= 1.8  10-16  [H2O]

La concentración molar del agua en un litro de ésta (1000 g) se puede calcular como:

•   l

• mol

• mol

• g

• l

• g

• 2 55.556

• 18

• 1000

• H O  

Se tiene entonces que:

KW = [H+] [OH¯] =1.8  10-16  55.556 =

= 1  10-14

En el agua pura, por cada ion hidrógeno, existe un ion hidroxilo, es decir:

[H+] = [OH¯]

por lo tanto podemos escribir:

KW = [H+]2 = 1 10-14

y la concentración de H+ será:

H  11014  1107

entonces, el pH del agua pura será:

pH = - log [H+] = - log (1  10-7) = 7

El pH neutro a 25 °C tiene un valor de 7.0. De forma semejante, podemos definir un valor de

pOH, para los hidroxilos, que en la neutralidad también es igual a 7.

A partir del producto iónico de agua podemos desarrollar una relación útil.

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