Concepto de pH y Producto Iónico del Agua

Concepto de pH

• El pH se origina en la ionización del agua, donde las moléculas de agua se disocian en iones hidrógeno (H+) y óxido (OH-).
• Existe un equilibrio dinámico entre las moléculas de agua y sus iones H+ y OH-.
• La constante de equilibrio (Ke) para la reacción de ionización del agua se define como: Ke = [H+][OH-] / [H2O].
• El producto iónico del agua (Kw) se calcula multiplicando la constante de equilibrio por la concentración de agua: Kw = Ke x [H2O] = [H+][OH-].
• El valor de Kw permite determinar las concentraciones de H+ y OH- en agua pura, reflejando su autoionización.

Cálculo del Producto Iónico del Agua (Kw)

• La constante de equilibrio (Ke) para la autoionización del agua es de 1.8 x 10^-16 M (Molar).
• La concentración de agua en agua pura es de 55.5 M.
• El producto iónico del agua (Kw) se calcula como: Kw = [H+][OH-] = 1.8 x 10^-16 M x 55.5 M = 1 x 10^-14 M^2.

Neutralidad, Acidez y Basicidad

• Una solución se considera neutra cuando las concentraciones de iones H+ y OH- son iguales.
• Una solución es ácida cuando la concentración de iones H+ es superior a la de iones OH-.
• Una solución es básica cuando la concentración de iones H+ es inferior a la de iones OH-.

Definición de pH

• El pH es una medida utilizada para expresar la acidez o basicidad de una solución basada en la concentración de iones hidrógeno (H+).
• Se define matemáticamente como: pH = log(1/[H+]) = -log[H+].
• El símbolo "p" indica el logaritmo negativo de una cantidad específica.

pH en Agua Pura

• En agua pura, la concentración de iones H+ es de 1 x 10^-7 M.
• Por lo tanto, el pH del agua pura es 7, lo que indica neutralidad.
• El pOH del agua pura también es 7, reflejando la igualdad de concentraciones de H+ y OH-.
• La relación entre pH y pOH se expresa como: pKw = pH + pOH = 14.

Importancia del pH en Bioquímica

• La medición del pH es fundamental en bioquímica debido a su influencia en las reacciones biológicas.
• Las alteraciones en el pH pueden afectar las estructuras tridimensionales de las biomoléculas, ya que los iones H+ son altamente reactivos.
• La medición del pH en fluidos biológicos como plasma y orina es una herramienta diagnóstica en medicina.
• Las enzimas presentan diferentes pH óptimos dentro del mismo organismo, lo que subraya la necesidad de regulación del pH.

Relación entre pH y Concentración de Hidrógeno

• El pH y la concentración de iones H+ muestran una relación inversa: al aumentar uno, el otro disminuye.
• Al aumentar la concentración de H+, el pH disminuye, volviéndose la solución más ácida.
• Al disminuir la concentración de H+, el pH aumenta, volviéndose la solución más alcalina.

Cálculo de Concentraciones de H+ y OH- a partir del pH

• La concentración de iones H+ se puede calcular como: [H+] = 10^(-pH).
• La concentración de iones OH- se puede calcular como: [OH-] = 10^(-pOH).

Ejercicio de Cálculo de pH

• En un paciente con pH sanguíneo de 7.08, la concentración de H+ es de 8.31 x 10^-8 M.
• La concentración normal de H+ en sangre a pH 7.4 es de 3.9 x 10^-8 M.
• A pH 7.08, la concentración de H+ es aproximadamente 2.13 veces mayor que a pH 7.4.
• Un cambio de una unidad de pH representa una variación de 10 veces en la concentración de H+.

Ácidos y Bases según Bronsted-Lowry

• Un ácido se define como una molécula o ion capaz de donar protones (H+).
• Una base se define como una molécula o ion capaz de aceptar protones (H+).
• Un ácido al ceder un protón y su correspondiente aceptor forman un par ácido-base conjugado.

Ácidos y Bases Fuertes vs. Débiles

• Los ácidos fuertes se disocian completamente en solución, liberando todos sus iones H+.
• Los ácidos débiles se disocian parcialmente, estableciendo un equilibrio entre la forma ácida y la base conjugada.
• Las bases también se clasifican como fuertes o débiles según su grado de disociación en solución.

Cálculo del pH de un Ácido Fuerte

• La concentración de H+ en una solución de ácido fuerte es igual a la concentración del ácido.
• El pH de un ácido fuerte se calcula como: pH = -log[ácido fuerte].

Constante de Disociación Ácida (Ka)

• Los ácidos débiles se caracterizan por tener una constante de disociación ácida (Ka).
• Ka se define como: Ka = [base conjugada][H+] / [ácido débil].
• El pKa es el logaritmo negativo de Ka: pKa = -log(Ka).
• Cuanto más fuerte es el ácido, mayor es su valor de Ka y menor es su valor de pKa.

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

• Es utilizada para calcular el pH de una solución de ácido débil o base débil.
• La ecuación es: pH = pKa + log([base conjugada] / [ácido débil]).
• En el inicio de una titulación, cuando no hay base conjugada presente, se utiliza la forma: pH = (pka + pc) / 2, donde pc es el negativo logaritmo de la concentración del ácido débil.

Ejercicio de Cálculo del pH con la Ecuación de Henderson-Hasselbalch

• En una solución de ácido acético 0.1 M con acetato 0.01 M y Ka = 1.8 x 10^-5, se puede calcular el pH utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

Curvas de Titulación y Amortiguación

• Las curvas de titulación muestran la variación del pH al agregar una base a un ácido débil.
• La región de amortiguación es donde el pH muestra menor cambio al agregar ácido o base.
• En el punto medio de la titulación, las concentraciones de ácido débil y base conjugada son iguales, y pH = pKa.

Soluciones Amortiguadoras (Buffers)

• Consisten en una mezcla de un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado.
• El pH de una solución amortiguadora se mantiene relativamente constante al agregar pequeñas cantidades de ácido o base.
• La máxima capacidad amortiguadora se alcanza cuando el pH es igual al pKa del ácido débil: pH = pKa.
• La elección del buffer depende de su pKa y de la concentración deseada para el sistema.

Mecanismo de Amortiguación

• Al agregar ácido, la base conjugada lo neutraliza, formando el ácido débil correspondiente.
• Al agregar base, el ácido débil la neutraliza, formando la base conjugada correspondiente.
• Este proceso mantiene la concentración de H+ y, por lo tanto, el pH relativamente constantes.

Ácidos Polipróticos

• Son ácidos que pueden liberar más de un ion hidrógeno (H+).
• Presentan múltiples valores de pKa, uno para cada ionización sucesiva.
• Un ejemplo común es el ácido fosfórico (H3PO4).

Sistema de Buffer Fosfato

• Actúa como un sistema amortiguador importante en los fluidos biológicos.
• El ácido fosfórico exhibe tres valores de pKa: 2.15, 7.2 y 12.4.
• A un pH dado, existen dos especies de fosfato en equilibrio, contribuyendo a la capacidad amortiguadora.

Sistemas de Buffer en el Organismo

• Incluyen el buffer carbonato (CO2 y bicarbonato), el fosfato, la hemoglobina y las proteínas intracelulares.
• Estos sistemas aseguran que el pH se mantenga dentro de límites estrechos durante el metabolismo normal y las funciones fisiológicas.
• Si el pH se desvía significativamente, aumentando (alcalosis) o disminuyendo (acidosis), se requiere tratamiento rápido y sistemas compensatorios.
• Todos los sistemas de buffer están compuestos por un ácido débil y su base conjugada, que trabajan en conjunto para resistir cambios en el pH.