Unidad 2 - pH y BUFFERS

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QUÍMICA BIOLÓGICA Téc. Sup. 
Anestesia 
 
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UNIDAD 2 
 
pH y SOLUCIONES BUFFERS 
 
TEORIAS ÁCIDO - BASE 
 
Conceptos de ácido y de base: teoría de Arrhenius 
 
La primera aproximación a los conceptos de ácido y de base está asociada a la 
experiencia. Todos conocemos el sabor agrio del limón o del vinagre, o hemos 
probado, de manera accidental, una solución jabonosa. Estos sabores característicos 
son debidos a la presencia de determinadas sustancias que, desde hace tiempo, se 
conocen como ácidos o bases. Además del sabor, estas sustancias son capaces de 
cambiar el color de los indicadores y, en soluciones concentradas son corrosivas. 
 
Características de ácidos y bases 
 
Ácidos: 
• Tienen sabor agrio. 
• Son corrosivos para la piel. 
• Enrojecen ciertos colorantes vegetales. 
• Disuelven sustancias 
• Atacan a los metales desprendiendo H2. 
• Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. 
Bases: 
• Tiene sabor amargo. 
• Suaves al tacto, pero corrosivos con la piel. 
• Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. 
• Precipitan sustancias disueltas por ácidos. 
• Disuelven grasas. 
• Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos. 
 
Además, es conocido el hecho de que, cuando un ácido y una base reaccionan 
en las proporciones adecuadas, ambas sustancias pierden sus propiedades y se 
neutralizan. Como consecuencia del proceso de neutralización se puede hallar otra 
sustancia de propiedades diferentes de las del ácido y de la base que la originan, que 
se denomina sal. 
Sin embargo, estas características de ácidos y de bases no son suficientes 
para explicar de manera rigurosa los conceptos de ácido y de base. Es necesario 
disponer de ideas más generales y menos subjetivas a las que vincular el 
comportamiento de ácidos y bases. 
En 1887, el químico sueco Svante Arrhenius publicó su teoría de la 
disociación iónica, en la que la conductividad eléctrica de soluciones acuosas ácidos, 
bases y sales (electrolitos) se justifica por la existencia de iones positivos y negativos 
en las soluciones. Arrhenius asoció el carácter ácido a la presencia de iones hidrógeno 
(H+), y el carácter básico, a la existencia de iones (OH-), en solución acuosa. 
 
Según la teoría de Arrhenius: 
 
 
Los ácidos son sustancias que en solución acuosa se disocian 
para liberar iones hidrógeno (H+) 
 
 
Por ejemplo, cuando se disuelve ácido clorhídrico (HCl) en agua, forma iones 
hidrógeno como consecuencia de su disociación: 
 
 
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HCl H2O H+1 + Cl- 
 
En general un ácido (representado como HA), al disolverse en agua se disocia 
según la ecuación: 
 
HA H2O H+1 + A- 
 
En esta teoría: 
 
 
Las bases son sustancias que en solución acuosa se disocian 
para liberar iones oxhidrilos (OH-) 
 
 
 Por ejemplo, la solución de hidróxido de calcio contiene iones oxhidrilos procedentes 
de su disociación según la ecuación: 
 
Ca(OH)2 Ca+2 + 2 (OH)- 
 
En general una base (representada como BOH), al disolverse en agua se 
disocia: 
 
B(OH) B + + (OH)- 
 
 
La neutralización es la reacción que ocurre entre los iones hidrógeno de un 
ácido y los iones hidróxido de una base para dar agua, con la consiguiente formación 
de una sal. 
 
Arrhenius consideró las disociaciones como procesos reversibles, en los 
cuales se establece un equilibrio dinámico entre los iones y la especie no disociada. 
El grado de disociación depende de la concentración de la solución; cuanto más 
diluida, la distancia entre los iones es mayor por lo cual el compuesto se encuentra 
más disociado. 
La teoría de Arrhenius presenta algunas limitaciones. En primer lugar 
condiciona el comportamiento ácido o básico de las sustancias a la presencia de agua 
como solvente. Por otra parte, hoy sabemos que los iones hidrógeno no existen 
aislados sino que en solución acuosa se presentan como iones hidronio (H3O). 
Además, no se pueden explicar algunos casos como el del amoníaco (NH3), que 
posee+ propiedades básicas a pesar de no tener grupos oxhidrilos; o el del dióxido de 
carbono (CO2), que tiene un carácter ácido en solución aunque se estructura no posee 
iones hidrógeno. Fue necesario ampliar los conceptos de ácido y base para dar 
respuesta a estas excepciones de la teoría de Arrhenius. 
 
 
Teoría de Brönsted - Lowry 
 
 
En 1923, en forma simultánea pero por separado, el científico danés Johannes 
Brönsted y el inglés Arthur Lowry publicaron su teoría sobre la naturaleza de ácidos y 
bases, según la cual: 
 
 
 
 
 
 
 
Un ácido es toda sustancia capaz de ceder un protón (H+) y 
una base, aquella capaz de aceptar un protón. 
 
 
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En otras palabras, la tendencia de transferir protones caracteriza a los ácidos, 
mientras que la tendencia a aceptarlos identifica a las bases. 
¿Qué ocurre, por ejemplo, cuando el cloruro de hidrógeno (HCl g) se disuelve 
en agua? Según esta teoría, el cloruro de hidrógeno, al disolverse en agua, actúa 
como ácido (ácido clorhídrico), cediendo un protón al agua y, al mismo tiempo, el agua 
se comporta como base, aceptando el protón. Esta reacción se representa de la 
siguiente manera: 
 
HCl (g) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl
- (ac) 
 
En términos generales, cuando una sustancia pierde un protón (ácido) hay otra 
que debe ganarlo (base), lo que constituye un par ácido-base conjugado, es decir: 
 
Ácido 1 Base 1 + H 
+ 
 
 H + + Base 2 Ácido 2 
 
 
 
En el ejemplo el ión cloro (cloruro) es la base conjugada del ácido clorhídrico y 
el ión hidronio es el ácido conjugado de la base agua: 
 
 
 HCl Cl- + H+ H2O + H
+ H3O
+ 
 Ácido1 Base1 Protón Base2 Protón Ácido 2 
 
 
En resumen: 
 
Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+ ) hay otra 
que se comporta como base (captura dichos H+ ). Cuando un ácido pierde 
H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ 
se convierte en su “ácido conjugado”. 
 
 
HCl + H2O Cl
-
 + H3O
+
 
Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2 
 
 
 
 
 
 
Ácido 1 + Base 1 = Par conjugado 1 
 
Base 2 + Ácido 2 = Par conjugado 2 
 
 
 - H+ 
 
 +H+ 
 
 +H+ 
 
 
 - H+ 
 
 
 
 
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A
–) 
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+) 
 
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Ejemplo de disociación de un ácido: 
 
• HCl (g) + H2O (l) → H3O+ (ac) + Cl– (ac) 
 
En este caso el H2O actúa como base y el HCl como ácido, que al perder el H+ se transforma en 
Cl– (base conjugada). 
 
Ejemplo de disociación de una base: 
 
• NH3 (g) + H2O (l) → NH4+ + OH– 
 
En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ a la base NH3 que se transforma en NH4 + 
(ácido conjugado). 
 
Teoría de Lewis 
 
 
La teoría propuesta por Brönsted y Lowry supuso una ampliación valiosa de los 
conceptos de ácido y de base. No obstante, existen compuestos que no se ajustan a 
los postulados de esta teoría. En este contexto, el químico estadounidense Gilber 
Lewis amplió los conceptos de ácido y de base a términos de estructura electrónica. 
Esta teoría considera: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Entonces, el ión hidrógeno (H+) es un “ácido de Lewis” ya que posee un 
hueco electrónico en su estructura capaz de aceptar un par de electrones, mientras 
que el amoníaco es una “base de Lewis”, pues en la capa de valencia del nitrógeno 
existe un par de electrones sin compartir. 
 
 
Por otra parte, sustancias como el dióxido de carbono, CO2, son “ácidosde 
Lewis” al combinarse con el óxido de calcio, CaO, “una base de Lewis”. El CO2 gana 
una par de electrones y el CaO cede un par de electrones, comportándose como una 
base, según la ecuación: 
 
 
+2 
-2 
O C O + Ca 
+ 2
 O O C O Ca+ 
 O 
 
 
 
 
 
El agua como ácido y como base. Concepto de pH 
 
Un ácido a todo átomo, molécula o ión capaz de aceptar un par de 
electrones para formar una unión covalente y base a toda especie 
química capaz de ceder un par de electrones para formar una 
unión covalente 
 
 
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Por lo general, se considera que el agua pura no conduce la corriente eléctrica. 
Sin embargo, si el registro se efectúa con un aparato de medición muy sensible, se 
advierte que existe un valor muy pequeño de conductividad eléctrica. Esta propiedad 
se debe a la existencia de iones que sólo pueden provenir del equilibrio derivado de su 
propia disociación. Las moléculas de agua, en una proporción muy pequeña, 
reaccionan entre sí para dar iones hidronio e hidróxido como consecuencia de que una 
molécula de agua, que actúa como ácido, transfiere un protón a otra molécula que se 
comporta como base y establece el equilibrio: 
 
 
H3O+ (aq) H2O (l ) + H2O (l ) OH
- 
(aq) + 
 
 
 
La expresión de la constante de equilibrio para ese proceso es: 
 
 
 
 
 
 
 
Donde los corchetes expresan la concentración molar de las especies indicadas. 
 
Como la cantidad de moléculas de agua disociada es muy pequeña, la 
concentración de agua [H2O], es casi constante por lo tanto el denominador de la 
ecuación anterior se puede englobar en el valor de la constante K. Éste producto (K. 
[H2O] ) se representa como Kw, y entonces la expresión es: 
 
 
Kw = [H3O]+ [OH]- 
 
El producto de las concentraciones de iones hidronio e hidróxido es una 
constante, Kw, que se denomina producto iónico del agua. El valor de Kw 
varía en función de la temperatura, y a 25°C es igual a 1x10-14. 
 
En el agua pura se cumple que la concentración de hidronio es igual a la 
concentración de iones oxhidrilos: [H3O]+ = [OH]- , por lo tanto: 
 
 
Kw = [H3O
+
]
2
 = 1x 10-14 
 
Por lo que: 
 
[H3O]+ = [OH]- = 1x 10-7 mol/l 
 
 
 Una solución acuosa en la que se cumple que la concentración de hidronio es igual a 
la concentración de oxidrilo, se considera una solución neutra, es decir que [H3O]
+ = 
[OH]-.
 
 
 Cuando se adiciona una sustancia que aumenta la concentración de hidronios, la 
concentración de hidróxidos tiene que disminuir para que se mantenga constante el 
producto iónico del agua. Se obtiene una solución ácida
 
 
[ H3O]+  1x 10-7 y [OH-]  1x 10-7 
 
K= [H3O]
+ [OH]- 
[H2O]2 
 
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 Si por el contrario, se adiciona una sustancia que aumenta la concentración de 
hidróxidos, la concentración de hidronios disminuye y se obtiene una solución básica 
o alcalina
 
 
[ H3O]+  1x 10-7 y [OH-]  1x 10-7 
 
El valor de las concentraciones de iones hidronio y/o iones hidróxidos, indica en 
forma cuantitativa, el carácter ácido o el carácter básico de una solución. Como el 
valor de estas concentraciones suele ser muy pequeño, conviene expresarlos en 
términos de pH. 
 
 
El pH de una solución se define como el logaritmo decimal 
negativo de la concentración molar de iones hidronio. 
 
 
pH = -log [H3O
+
] 
 
 
Por lo tanto el valor del pH disminuye al aumentar la concentración de iones 
y viceversa. 
 
También puede definirse el pOH como: 
 
pOH = -log [OH
-
] 
 
La relación existente entre el pH y el pOH se deduce a partir del producto 
iónico del agua. Se conoce que a 25Cº se cumple: 
 
 [H3O
+
] x [OH
-
] = 1x10
-14 
 
Al aplicar logaritmos a esta expresión y cambiarlos de signo, resulta: 
 
 
 
 
 
 
 
Tipos de disoluciones 
 
• Ácidas: [H3O+] > 10–7 M ⇒ pH < 7 
• Básicas: [H3O+] < 10–7 M ⇒ pH > 7 
• Neutras: [H3O+] = 10–7 M ⇒ pH = 7 
 
En todos los casos: Kw = [H3O+] x [OH–] 
Luego si [H3O+] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH–] debe disminuir y 
así el producto de ambas concentraciones continúa valiendo 10–14 M2 . 
 
pH + pOH = 14 
 
 
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Valores de pH de sustancias comunes 
 
 
 
 
 
Reacciones ácido-base. Fuerza de ácidos y bases 
 
El vinagre que consumimos, tiene en su composición aproximadamente un 2% 
de ácido acético (CH3- COOH). Si en vez de ser este ácido se tratara de ácido nítrico 
(HNO3), el vinagre sería más agrio y corrosivo para el tubo digestivo. Si pudiéramos 
medir el pH de una y de otra solución, comprobaríamos que el pH de la solución de 
ácido acético es mayor que el de una solución de igual concentración de ácido nítrico. 
¿Pero por qué esta diferencia? 
 
Al disolver un ácido iónico en el agua sus moléculas se disocian en iones, uno de los 
cuales es el ion hidrógeno o protón (H+). Según el tipo de ácido, sus moléculas se 
disociarán en más o menos cantidad de forma que producirán más o menos 
protones. A ello se deben las distintas fuerzas de los ácidos. Idéntica situación se da 
con las bases. 
 
Fuerza de los ácidos 
 
Se denominan ácidos fuertes a aquellos cuyas moléculas están disociadas en su casi 
totalidad al disolverse en el agua. Es el caso del ácido clorhídrico: 
 
HCl → Cl
-
 + H
+ 
 
En la reacción se pone sólo una flecha hacia la derecha para indicar que el equilibrio 
está tan desplazado a la derecha que prácticamente no existe la reacción inversa: 
 
Cl
-
 + H
+
 → HCl 
 
Por tanto, al no existir prácticamente la reacción inversa, en la disolución sólo 
se hallan los iones. 
 
Otros ácidos, como el cítrico o el acético, se disocian según la ecuación: 
 
 
 
Estos ácidos no tienen sus moléculas del todo disociadas, por lo que en la disolución 
coexistirán las moléculas de ácido acético (CH3-COOH), con los iones acetato 
(CH3-COO
-) y los protones (H+). Para escribir la reacción se utilizan dos flechas. 
 
 
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La fuerza de los ácidos varía con el grado de disociación de las moléculas al 
disolverse. Los ácidos que tienen un grado de disociación bajo reciben el nombre 
de ácidos débiles. 
 
Los ácidos fuertes tienen prácticamente todas sus moléculas disociadas en disolución 
acuosa y los ácidos débiles solamente tienen disociada una fracción de sus 
moléculas. 
 
 
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Fuerza de las bases 
 
Una base es fuerte cuando sus moléculas se disocian en casi su totalidad y es débil 
cuando tiene gran parte de sus moléculas en disolución sin disociar. Son ejemplos de 
bases fuertes el hidróxido de sodio y de potasio. 
 
En cambio, el hidróxido de amonio (NH4OH) es una base débil, por lo que la 
ecuación de disociación se escribe con dos flechas: 
 
 
 
Esta base no tiene sus moléculas del todo disociadas, por lo que en la 
disolución coexistirán las moléculas de hidróxido de amonio con las del ion 
amonio y el ion hidróxido. 
 
La fuerza de las bases varía con el grado de disociación de las moléculas al 
disolverse. Las bases que tienen un grado de disociación bajo reciben el nombre de 
bases débiles. 
 
Las bases fuertes son las que tienen prácticamente todas sus moléculas 
disociadas en disolución acuosa y las bases débiles son las que solamente tienen 
disociada una fracción de sus moléculas. 
 
 
 
DISOLUCIONES BUFFERS O AMORTIGUADORAS 
 
El mantenimiento del pH de líquidos del organismo es fundamental para su 
correcto funcionamiento. Por ello dispone de mecanismos que lo protegen contra los 
 cambios que ocurren en su exterior. Fundamentalmente existen tres barreras 
defensivas: 
 
1. las disoluciones fisiológicas amortiguadoras o tampón 
2. los pulmones 
3. los riñones 
 
Aquí nos interesa, exclusivamente, el estudio de las disoluciones buffers, que 
son aquellas que se oponen a las variaciones bruscas delvalor del pH de un 
organismo y permiten que éste se mantenga más o menos constante, dentro de unos 
límites, su equilibrio ácido-base. Así si comparamos la variación del pH del agua y de 
la sangre, cuando se les añade la misma cantidad de un ácido, se ve que es mucho 
mayor en el agua pura que en la sangre, porque en ésta última existen disoluciones 
fisiológicas amortiguadoras que se oponen a dichas variaciones. 
 
 
Estas disoluciones están constituidas por una mezcla de dos sustancias: 
 
1. Un ácido débil y la sal de dicho ácido con una base fuerte, por ejemplo, ácido 
acético (CH3 – COOH) y acetato de sodio (CH3 – COONa). El acetato se obtiene 
al reaccionar el ácido acético con el hidróxido de sodio (NaOH). 
 
2. Una base débil y su sal con un ácido fuerte, por ejemplo, amoníaco (NH3) y 
cloruro de amonio (NH4Cl), que se obtiene al reaccionar el amoníaco con ácido 
clorhídrico (HCl). 
 
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Mecanismo de acción de las soluciones buffers: 
 
Supongamos que tenemos una disolución amortiguadora constituida por un 
ácido débil, como ácido acético, y su sal con una base fuerte, por ejemplo acetato de 
Na. El primero, como es débil, está parcialmente disociado en sus iones Acetato- e H+, 
lo que proporciona cierta acidez a la disolución. Por su parte, la sal se disocia 
totalmente, en Acetato- y Na+, de forma que algunos de estos aniones A- se combinan 
con los H+, procedentes de la disociación del ácido débil, y la acidez de la disolución 
disminuye. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ahora vamos a explicar cómo actúa esta disolución para evitar las variaciones 
de pH. Supongamos que añadimos a la disolución una cierta cantidad de un ácido 
fuerte (HCl) que se presenta totalmente disociado, lo que es lo mismo que decir que 
añadimos a la disolución una cierta cantidad de H+, con lo que el pH disminuiría. 
 
 
Pues bien, la disolución amortiguadora actúa retirando del medio este exceso 
de hidrogeniones, con lo que el pH se mantiene constante. Esto ocurre mediante la 
siguiente reacción: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Si, en lugar de añadir un ácido fuerte, lo que añadimos es una base (NaOH), la 
reacción para amortiguar su efecto será similar: