pH y soluciones amortiguadoras

Dr. Marco Antonio Paco Guachalla
162
V.pH Y SOLUCIONES AMORTIGUADORAS.
1. Introducción
 Arrhenius.
Acido: sustancia que en disolución acuosa libera protones
⎯ +
Base: sustancia que en disolución acuosa libera oxidrilos
( ) ⎯ + 2
 Brønsted y Lowry
Acido: sustancia que puede liberar protones, generando su base conjugada
→ +
Base: sustancia que puede aceptar protones, generando su acido conjugado
+ →
 Lewis
Acido: sustancia que puede aceptar un par de electrones
Base: sustancia que puede ceder un par de electrones
+6 → [ ( ) ]
1.1. Disociación iónica del agua.
Los ácidos, bases y sales (electrolitos) se disocian en medio acuoso, pero el agua es una sustancia anfótera, ya que se comporta como
ácido y como base.

163
⇄ +
+ ⇄ +
4 + ⇄ +
Para representar la disociación iónica del agua, se puede utilizar cualquiera de las tres
reacciones, pero la más práctica es la primera.
Por lo que la constante de equilibrio (constante de disociación iónica del agua)
w H OH
k a a H OH 
            
Como toda constante de equilibrio, esta depende de la temperatura:
A 25°C:
= [ ][ ] 10 = [ ][ ] 10 = [ ] [ ] = [ ] = 10
1.2. Potencial de hidrogeniones.
Mide la fuerza (potencial) de los iones hidrogeno en una disolución acuosa, matemáticamente se expresa como el cologaritmo en base
10 de la actividad iónica de los iones hidrogeno
= = − log[ ] = log
1
[ ]
Entonces el pH del agua a 25°C, será:
= − log[10 ] = 7
Por lo que el pH 7 a 25°C, se considera neutro, por
debajo es ácido y por encima es alcalino.
El concepto del cologaritmo se extiende al pOH y pk:
= − log[ ]
= − log[ ] = − log[ ] = − log[ ]
+ = 14
+ = 14

164
2. pH de ácidos. Bases y sales.
Los parámetros para diferenciar entre un fuerte y un débil, son:
 Constante de disociación.
En ácidos y bases fuertes esta constante es muy grande
>> 1
En ácidos y bases débiles esta constante es menor a 1
< 1
 Grado de disociación.
En ácidos y bases fuertes el grado de disociación es
cercano al 100%
≅ 100%
En ácidos y bases débiles es mucho menor del 100%
<< 100%
2.1. Ácidos y bases fuertes
Como su constante de disociación es muy grande y se disocia casi en su totalidad, se asume que la concentración del ácido o la base
es la concentración del ion hidrogeno o ion oxidrilo.
= − log[ ] = − log[ ]
2.2. Ácidos débiles monoproticos.
 
:
:
1
:

a
a a a
a a a
a
HAc Ac H
Inicio c
c c c
Cambio
x x x
c c c
Equilibrio
x xc x

  
  
 

 
  
  


=
1 −
⇒ =
−
Si << entonces:
= [ ] = ∙

165
2.3. Bases débiles.
 
2
:
:
1
:

b
b b b
b b b
b
B H O BH OH
Inicio c
c c c
Cambio
y y y
c c c
Equilibrio
y yc y

  
  
 
 
 
  



=
1 −
⇒ =
−
Si << entonces:
= [ ] = ∙
100 mℓ de una base débil pH 9,8 es neutralizado por 150 mℓ de HCl 0,05 M, determinar: (a) concentración de
oxidrilos, (b) grado de ionización de la base, (c) kb de la base débil.
Solución:
a)
= − log[ ] [ ] = 10 ,
= 1,58 ∙ 10 ⇒ [ ] =
10
1,58 ∙ 10
= 6,3 ∙ 10
b)
Primero determinamos la concentración de la base débil, en la neutralización tanto el ácido como la base contienen
la misma cantidad de mEq
100 ℓ ∙ = 150 ℓ ∙ 0,05 ⇒ = 0,075
El grado de ionización indica cuanto de oxidrilo genero la base débil
=
[ ]
=
6,3 ∙ 10
0,075
= 8,4 ∙ 10 = 0,084%
c)
=
−
=
(6,3 ∙ 10 )
0,075 − 6,3 ∙ 10
= 5,3 ∙ 10

166
2.4. Sales que generan oxidrilos por hidrolisis.
Al disolver sales como cloruros o nitratos se forma una solución neutra (pH cercano a 7)
Pero otras genera protones u oxidrilos, entonces el pH es acido o alcalino
 
 
2
2 2
:
:
1 1
:
s w
h
s s s a
s
h
s s s s
s
A H O AH OH
Inicio c AH OH H k
k
c c c kA H
Cambio
y y y
c y
k
c c c c y
Equilibrio
y yc y
  

   
 
 
 
  
             
            
  
 
  

Por lo que estas sales tienen un pH alcalino
Se prepara una solución 1,0 g de acetato plumboso trihidratado en 100 g de agua, determine el pH de dicha
disolución.
Solución:
Primero calculamos su concentración molar (Pb(CH3COO)2·3H2O=379 g/mol)
1
100
∙
1000
1 ℓ
∙
1
379
= 0,0264
Pero al disociarse generara el doble de acetatos
= 0,0528
10
1,75 ∙ 10
=
0,0264 −
= [ ] = 3,88 ∙ 10 = 8,6

167
2.5. Sales que generan protones por hidrolisis.
 
 
2 3
3
2 2
:
:
1 1
:
s w
h
s s s b
s
h
s s s s
s
BH H O B H O
Inicio c B H O OH k
k
c c c kBH OH
Cambio
x x x
c x
k
c c c c x
Equilibrio
x xc x
  

   
 
 
 
  
             
            
  
 
  

3. Curva de Titulación.
Ahora se analizara como cambia el pH de un ácido a medida que se le añade un álcali.
Titulación. Es un procedimiento experimental simple muy utilizado en química analítica, para dar la concentración (titulo) de una disolución
(analito) a partir de otra que si se conoce su concentración (titulante).
 Al inicio de la titulación solo se tiene el titulado o analito, el pH dependerá si es Acido Fuerte, Base Fuerte, Acido Débil o Base Debil.
 Luego a medida que se añade el titulante, se van formando los pares conjugados
 Si ambos son fuertes, se determina el pH por exceso de uno de ellos
 Si uno es fuerte y el otro débil, el pH se determina por Hendersson-Hasselbach
 Cuando el indicador cambia de color (punto de neutralización) solo se tiene la sal.
 Si ambos eran fuertes, el pH de la neutralización es neutra = 7
 Si era fuerte y el otro débil, el pH se determina por hidrolisis de la sal
 Si se añade en exceso el titulante, solo se determina en cuanto y con ese dato se determina el pH.

168
3.1. Acido fuerte con base fuerte.
Se mezclan 100 cm3
de HCl al 0,025 M con distintos volúmenes de NaOH al 0,5 M: a) 1,0 cm3
, b) 5,0 cm3
, c) 10,0 cm3
,
determine el pH en cada caso.
Solución:
Para determinar el pH, debemos analizar que está en exceso, o protones u oxidrilos, y con este se determinara el pH
de la mezcla, para ello se deben de corregir las concentraciones de ácido y base al mezclar:
a) HCl
∙ = ∙ =
0,025 ∙ 100
101
= 0,02475
Como se puede observar el que está en exceso es
el ácido clorhídrico
[ ] = 0,02475 − 0,00495
[ ] = 0,0198

169
NaOH
∙ = ∙ =
0,5 ∙ 1
101
= 0,00495
Entonces:
= − log0,0198 = 1,7
b)
HCl
∙ = ∙ =
0,025 ∙ 100
105
= 0,0238 Como se puede observar están en equivalencia –
neutralización, por lo que el pH es neutro
= 7
NaOH
∙ = ∙ =
0,5 ∙ 5
105
= 0,0238
c)
HCl
∙ = ∙ =
0,025 ∙ 100
110
= 0,02273
Como se puede observar el que está en exceso es
el NaOH
[ ] = 0,04545 − 0,02273
[ ] = 0,02272
Entonces:
= − log0,02272 = 12,4
NaOH
∙ = ∙ =
0,5 ∙ 10
110
= 0,04545
3.2. Acido débil con base fuerte
Ecuación de Hendersson – Hasselbach
Cuando se empieza con el ácido débil y su base conjugada (sal) o una base débil con su ácido conjugado (sal)
⇄ +
: [ ] [ ] −
: [ ] − [ ] +
=
([ ] + )
[ ] −

170
Si << [ ] + [ ] entonces:
=
[ ][ ]
[ ]
[ ] =
[ ]
[ ]
‖− log
= − log
[ ]
[ ]
= +
[ ]
[ ]
= +
[ ]
[ ]
El pka se determina de manera experimental, que corresponde al pH que se gastó la
mitad del volumen de titulación y de esta el ka, a partir de la curva de titulación.
En el punto final de la titulación el pH no es neutro (pH 7), sino es alcalino, ya que se
forma una sal que genera oxidrilos.
Se mezclan 100 cm3
de ácido benzoico al 0,05 M con distintos volúmenes de NaOH al 0,25 M: a) 5,0 cm3
, b) 10,0 cm3
,
c) 50 cm3
, determine el pH en cada caso. (pka 4,204)
Solución:
Primero analizar cual está en exceso, mientras el ácido débil este en exceso, utilizar la ecuación de Hendersson-
Hasselbach, donde el par básico será la concentración de la base fuerte (ya que el generara la sal respectiva) y el par
acido será la concentración del ácido débil menos lo que ha reaccionado para formar la sal.

171
a)
Acido benzoico
∙ = ∙ =
0,05 ∙ 100
105
= 0,04762
El ácido débil está en exceso
[ ] = 0,0119
[ ] = 0,04762 − 0,0119 = 0,0357
Entonces:
= 4,204 + log
0,0119
0,0357
= 3,73
NaOH
∙ = ∙ =
0,25 ∙ 5
105
= 0,0119
b)
Acido benzoico
∙ = ∙ =
0,05 ∙ 100
110
= 0,04545
El ácido débil está en exceso
[ ] = 0,02273
[ ] = 0,04545 − 0,02273
[ ] = 0,02272
Entonces:
= 4,204 + log
0,02273
0,02272
= 4,204
NaOH
∙ = ∙ =
0,25 ∙ 10
110
= 0,02273
c)
Acido benzoico
∙ = ∙ =
0,05 ∙ 100
150
= 0,03333
El hidróxido está en exceso, por lo tanto este
determinara el pH
[ ] = 0,08333 − 0,03333
[ ] = 0,05
Entonces:
= − log0,05 = 12,7
NaOH
∙ = ∙ =
0,25 ∙ 50
150
= 0,08333
OJO, si solo está el ácido débil, resolverlo como tal, y en la neutralización ver cuánto de sal se ha generado y con esa
concentración determinar su pH.

172
3.3. Base débil con ácido fuerte
Este caso es poco frecuente.
El pkb se determina de manera experimental, que corresponde al
pH que se gastó la mitad del volumen de titulación y de esta el kb,
a partir de la curva de titulación.
En el punto final de la titulación el pH no es neutro (pH 7), sino es
acido, ya que se forma una sal que genera protones.
3.4. Indicadores acido-base
Útil para supervisar la titulación, cuyo color depende del pH de la disolución. Es una sustancia anfótera.
⇄ +
=
[ ][ ]
[ ]
= + log
[ ]
[ ]

173
Para la mayoría de los indicadores:
Color del acido
[ ]
[ ]
≤
Color de la base
[ ]
[ ]
≥
El intervalo de pH de cambio de color será:
= ± 1
4. Ácidos poliproticos.
Analizaremos dos ácidos más conocidos en los sistemas biológicos, el ácido carbonico y el ácido fosfórico
4.1. Ácido carbónico
El CO2 se disuelve en agua (0,25%)
+ ⇄ = 0,00258

174
Una vez que se genera el ácido carbónico este libera paulatinamente
cada protón (en sangre se cuenta con la enzima anhidrasa carbónica,
para generar acido en los tejidos y para formar dióxido en los
pulmones).
⇄ +
´ =
[ ][ ]
[ ]
= 4,2 ∙ 10
⇄ +
´´ =
[ ][ ]
[ ]
= 4,8 ∙ 10
Ya que ka´>>ka´´ asegura que no más de 2 especies sucesivas en la
disociación se encuentren presentes en concentraciones significativas
a un pH particular.
4.2. Ácido fosfórico.
Los ka del ácido fosfórico ka´>>ka´´>>ka´´´, asegura una o dos
especies químicas a un determinado pH.
⇄ +
´ =
[ ][ ]
[ ]
= 7,5 ∙ 10
⇄ +
´´ =
[ ][ ]
[ ]
= 6,2 ∙ 10
⇄ + ≡
´´´ =
[ ][ ≡]
[ ]
= 4,8 ∙ 10
La media de los pKas, será el pH de la neutralización parcial
(cuando se forma una sal acida).

175
4.3. Aminoácidos
Son compuestos orgánicos anfolitos (se comporta como ácido – por su grupo carboxílico – y como base – por su grupo amino)
Cuando se encuentra como molécula neutra, esta polarizada, si bien como carga formal es cero, tiene carga positiva en su grupo amino
y carga negativa en su grupo carboxilo, a esta se denomina zwitterion.
El pI (punto isoeléctrico o isoionico) es el pH al que un aminoácido esta como zwitterion. Por lo tanto no migra en un campo eléctrico.
Un aminoácido, por lo tanto está compuesto por, su grupo carboxilo, grupo amino y su cadena lateral, la que diferencia un aminoácido
a otro es por la cadena lateral.
Aminoácidos pK/–COOH pK/–NH2 pK/R
Glicina Gly G 2.35 9.78
Alanina Ala A 2.35 9.87
Valina Val V 2.29 9.74
Leucina Leu L 2.33 9.74
Isoleucina Ile I 2.32 9.76
Metionina Met M 2.13 9.28
Prolina Pro P 1.95 10.64
Fenilalanina Phe F 2.20 9.31
Triptófano Trp W 2.46 9.41
Serina Ser S 2.19 9.21
Treonina Thr T 2.09 9.1
Asparagina Asn N 2.14 8.75

176
Aminoácidos pK/–COOH pK/–NH2 pK/R
Glutamina Gln Q 2.17 9.13
Tirosina Tyr Y 2.20 9.21 10.46 Fenol
Cisteína Cys C 1.92 10.7 8.37 Sulfhidrilo
Lisina Lys K 2.16 9.06 10.54 -Amino
Arginina Arg R 1.82 8.99 12.48 Guanidino
Histidina His H 1.80 9.33 6.04 Imidazol
Ácido aspártico Asp D 1.99 9.90 3.90 -COOH
Acido glutámico Glu E 2.10 9.47 4.07 -COOH
 Si la cadena lateral (R) es no ionizable, entonces de manera global:
De modo que su punto isoeléctrico será:
=
´ + ´´
2

177
 Si la cadena lateral (R) es ionizable – acido, de manera global se tiene:
aa+
aao
/ aa+ aao
aa–
aa–
/aao
pka´
pka´´
OH–
ex
pH
V OH–
añadido
pI
pka´´´
aa=
aa=
/aa–
=
´ + ´´
2

178
 Si la cadena lateral (R) es ionizable – amino, de manera global se tiene:
=
´´ + ´´´
2
Para generar el zwitterion, en este caso dependerá del pKa del grupo amino en cadena lateral, si fuere menor, como es el caso de
la histidina.
Si fuere mayor, como en la arginina, primero se desprotona el -amino.

179
Calcular el pH de una disolución obtenida al mezclar 20 mℓ de 0,20M de KOH a 480 mℓ de 0,02 M glicina isoeléctrica
(pka 2,34 9,6)
Solución:
Como se mezcla el aminoácido zwitterion con hidróxido, esta solución será alcalina, por lo tanto se utilizara el
segundo pka, lo que se debe hacer es analizar es cual está en exceso,
Glicina isoeléctrica, aao
∙ = ∙ =
0,02 ∙ 480
500
= 0,0192
El aminoácido está en exceso
[ ] = 0,008
[ ] = 0,0192 − 0,008 = 0,0112
Entonces:
= 9,6 + log
0,008
0,0112
= 9,45
KOH
∙ = ∙ =
0,20 ∙ 20
500
= 0,008
 pI en polipéptidos.
Existen programas, para determinar el pI de polipéptidos, su cálculo es sencillo, pero se va complicando a medida que crece el
polipéptido, es necesario conocer los pKa de los grupos ionizables de los aminoácidos que lo componen.
Ejemplo:
Determine el pI de los siguientes polipéptidos:
a) Thr – Pro – Lys – Cys – Pro
Al nombrar un polipéptido, el primer aminoácido tiene libre el grupo -amino y el ultimo aminoácido tiene el -carboxilo libre,
para formar el enlace peptídico, se une el -amino y -carboxilo, de modo que estos NO son ionizables.

180
Esquema de los pKas del polipéptido (pp):
(+)9,1
ℎ
− −
(+)10,54
−
(−)8,37
− (−)1,95
La disociación del polipéptido será:
,
⎯
,
⎯
, ,
⎯⎯
Entonces el punto isoionico será:
=
8,37 + 9,1
2
= 8,74
b) K – L – H – G – V
Esquema de pKas del polipéptido (pp):
(+)9,90(+)10,54
− − (+)6,04
− − (−)2,29
La disociación del polipéptido será:
,
⎯
,
⎯
,
⎯
,
⎯⎯
Por lo que su pI, será:
=
9,90 + 10,54
2
= 10,22

181
5. Soluciones amortiguadoras.
La función de estas soluciones, es evitar el cambio brusco de pH en el medio, asi
que cuando se añade protones u oxidrilos, el pH se modifica pero levemente,
esto se debe a que estas soluciones, contienen un ácido débil y su base
conjugada (sal) o una base débil y su acido conjugado (sal). Estas soluciones son
muy importantes en sistemas biológicos.
Para preparar una solución buffer, se debe elegir una sustancia débil, cuyo pKa sea cercano
al pH de interés, el rango optimo es de:
= ± 1
Porque en ese rango al añadir protones u oxidrilos, el cambio de pH será mínimo.
De acuerdo a lo analizado anteriormente, en ese rango de la curva de titulación se debe
utilizar la ecuación de Hendersson-Hasselbach
= + log
[ ]
[ ]
=
([ ] + )
[ ] −
=
([ ] − )
[ ] +
Las dos últimas ecuaciones son más precisas que la primera, por ejemplo si se diluye una
solución buffer, de acuerdo a Hendersson-Hasselbach, el pH no cambia, pero la lógica nos
dice que si debería cambiar, utilizando la otra fórmula, se puede apreciar que si existe
variación, cuando la dilución tiende al infinito el pH tiende a 7 (neutro), porque se tiene más
solvente (agua) que solutos.

182
¿Cómo preparar 1 dm3
de un tampón de piridina 0,02 mol dm–3
y pH 9,0 con una disolución de piridina 0,1 mol dm–
3
y ácido clorhídrico 2,0 mol dm–3
? ¿Cuál será el pH si esta solución se diluye 1/1000?, pKa de la piridina 8,64
Solución:
Primero determinamos, la concentración del par ácido y básico del buffer
9 = 8,64 + log
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
= 2.291 [ ] + [ ] = 0,02
[ ] =
1
3,291
∙ 0,02 = 6,077 ∙ 10 [ ] =
2,291
3,291
∙ 0,02 = 0,0139
Ahora el ácido fuerte cuando reaccione con la piridina generara el par acido (hidrocloruro de piridina)
∙ = ∙ =
6,077 ∙ 10 ∙ 1000
2
= 3,04 2
La piridina que es el par básico, tendrá como concentración lo que haya quedado en exceso.
[ ] = 3,6 ∙ 10 + 0,0164 = 0,02
∙ = ∙ =
0,02 ∙ 1000
0,1
= 200 0,1
Cuando se diluye 1/1000 el pH por la ecuación de Hendersson-Hasselbach, seguirá siendo 9,0
Pero lo verificaremos por equilibrio químico.
=
([ ] + )
[ ] −
10
2,291 ∙ 10
=
(6,077 ∙ 10 + )
1,39 ∙ 10 −
⇒ = [ ] = 4,156 ∙ 10
= 5,38 = 8,62
OJO: a medida que se diluye esta tiende a la neutralidad.

183
5.1. Factores que modifican el ka.
Al preparar una solución buffer, se deben controlar:
 Fuerza iónica.
La fuerza iónica debe ser menor a 0,1 ya que esta podría modificar el pKa y en sistemas biológicos afectar la estructura de la célula,
por ejemplo al incrementar la fuerza iónica se observó que se incrementa la densidad de carga en la membrana celular.
0,509
1
  

a a
I
pK pK
I
El pKa del ácido fosfórico es de 7,21, estime a cuanto cambia en el plasma (asuma que solo contiene NaCl al 0,9%)
Solución:
Primero determinamos la fuerza ionica del medio:
0,9
100
∙
1000
1
∙
1
58,5
= 0,154
= 0,154
Entonces su pKa será:
,
= 7,21 −
0,509 0,154
1 + 0,154
= 7,07
Como el plasma, contiene otros solutos, el pKa observado es de 6,8.
 Temperatura.
De acuerdo a LeChatelier la temperatura modifica las constantes de equilibrio, por ende las constantes de acidez (ka)
,2
,1 2 1
1 1
ln a
a
k H
k R T T
             

184
5.2. Capacidad buffer
Mide la eficacia de una solución amortiguadora, cuanto logra resistir al adicionar protones u oxidrilos a la solución.
También se define como la cantidad de ácido o base que se debe agregar a una solución amortiguadora para producir un cambio
unitario de pH en la solución amortiguadora.
5.2.1. Capacidad buffer global
=
ln 10 ∙ [ ] ∙ [ ]
[ ] + [ ]
=
ln10 ∙ [ ]
2
La capacidad máxima, se obtiene cuando el par ácido y el par básico están a la misma concentración.
Pero también se puede determinar su capacidad en dirección acida o básica.
5.2.2. Capacidad buffer en dirección acida
− 1 = + log
[ ] −
[ ] +
⇒ =
9[ ][ ]
10[ ] + [ ]
5.2.3. Capacidad buffer en dirección básica
+ 1 = + log
[ ] +
[ ] −
⇒ =
9[ ][ ]
10[ ] + [ ]
Dados 100 cm3
de ácido fórmico 0,05 mol dm–3
, ¿Qué volumen de hidróxido sódico 0,05 mol dm–3
se necesitara para
obtener un tampón de pH 4,23? (Ka del ácido fórmico = 1,77×10–4
) Determine su capacidad buffer.
Solución:

185
Primero determinamos la relación del par básico y acido del buffer
4,23 = 3,75 + log
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
= 3,02
El par básico lo generara el NaOH y el par acido será lo que sobre del ácido fórmico luego de reaccionar:
∙ 0,05
100 ∙ 0,05 − ∙ 0,05
= 3,02 ⇒ = 75,1 0,05
Por lo tanto
[ ] = 100 ∙
0,05
1000
− 75,1 ∙
0,05
1000
= 1,245 ∙ 10 [ ] = 75,1 ∙
0,05
1000
= 3,755 ∙ 10
Capacidad buffer global
=
ln 10 ∙ 1,245 ∙ 10 ∙ 3,755 ∙ 10
1,245 ∙ 10 + 3,755 ∙ 10
= 2,15 ∙ 10
La solución buffer puede soportar como máximo la adición, esa concentración de protones u oxidrilos, para que su
pH se modifique en una unidad, si se añade más de esa concentración su pH variara drásticamente.
Capacidad buffer en dirección acida
=
9 ∙ 1,245 ∙ 10 ∙ 3,755 ∙ 10
10 ∙ 1,245 ∙ 10 + 3,755 ∙ 10
= 2,6 ∙ 10
La solución buffer puede soportar como máximo la adición, esa concentración de protones, para que su pH disminuye
en una unidad, si se añade más de esa concentración su pH variara drásticamente.
Capacidad buffer en dirección basica
=
9 ∙ 1,245 ∙ 10 ∙ 3,755 ∙ 10
10 ∙ 3,755 ∙ 10 + 1,245 ∙ 10
= 1,1 ∙ 10
La solución buffer puede soportar como máximo la adición, esa concentración de oxidrilos, para que su pH aumente
en una unidad, si se añade más de esa concentración su pH variara drásticamente.
 Este buffer preparado soporta de mejor manera la adición de ácido que la adicion de un álcali.

186
6. Mantenimiento del pH sanguíneo
En los sistemas biológicos, es necesario tener estable el pH, porque en ese medio se desarrollan adecuadamente sus funciones vitales, por
lo que es crucial tener sistemas amortiguadoras que mantengan ese pH optimo, en los seres humanos, el pH sanguíneo esta entre 7,35 a
7,45, ahora por efecto del metabolismo una persona de 70 kg produce aproximadamente 0,1 moles de protones y 15 moles de CO2 al día,
esto disminuiría drásticamente el pH sanguíneo, para evitar esta crisis, se cuenta con varios sistemas amortiguadoras.
Asi que se cuenta con mecanismo de regulación de pH y excreción de protones.
6.1. Mecanismos de regulación de pH
Son tres los más principales:
6.1.1. Sistema bicarbonato
En plasma la relación del par básico y par acido es de
20, lejos del rango ideal de un amortiguador, que es de
0,1 a 10, pero este sistema amortiguador es factible,
gracias a que el CO2 (H2CO3) puede ser eliminado del
plasma manteniendo esa relación constante
También es muy importante que la membrana del eritrocito sea permeable al bicarbonato, para mantenercon facilidad esa relación,
asi de manera simple, se puede decir:
[CO2] = [H2CO3] (regulada por la respiración)
[HCO3
–
] (regulada por reabsorción renal)

187
6.1.2. Proteínas – hemoglobina.
Como el plasma es una suspensión muy compleja contiene proteínas, que ayudan a mantener el pH, gracias a los grupos R de los
aminoácidos, pero el más abundante es la hemoglobina, por eso se analizar en especial esta proteína.
En un mm3
de sangre se tiene aproximadamente 6 millones de glóbulos rojos y cada glóbulo rojo contiene aproximadamente 200
mil moléculas de hemoglobina, la histidina es un aminoácido (pka 6,0) que tiene un pKa cercano al pH sanguíneo, esto lo convierte
en un aminoácido clave dentro de la composición de la hemoglobina.
La liberación y captura de oxígeno por la hemoglobina, depende principalmente de dos factores: presión parcial de oxígeno y pH.
 Presión parcial de oxigeno

188
Cuanto mayor es la presión parcial de oxigeno mayor será la captura de oxigeno por la hemoglobina, al mismo tiempo el eritrocito
permite el ingreso de bicarbonato (ya que su medio interno se está acidificando por la captura de oxigeno) y gracias a la anhidrasa
carbónica se libera el dióxido de carbono, en los pulmones, este proceso ocurre a la inversa en tejido, pues la presión parcial de
oxigeno es muy bajo (falta oxígeno, por eso es necesario transportarlo desde los pulmones) y como el medio del tejido es acido,
por efecto del metabolismo, el eritrocito debe liberar al medio bicarbonato, pero para formarlo el CO2 (también producto del
metabolismo) debe formar ácido carbónico, gracias a la anhidrasa carbónica.
 pH (efecto Bohr)
8,2
6,95
2 2
10%
7,25
65%
HbH Hb H
a pH
HbO H HbO H


 
 
  
 
Incremento en la concentración de protones, promueve la liberación de oxigeno (en los tejidos el pH es acido)
La elevación de la presión parcial de oxígeno, favorece la liberación de protones
6.2. Excreción de protones
Ocurre en los riñones, los riñones excretan protones y reabsorbe bicarbonato a la sangre donde se combina con los protones. También
en los riñones se regula el sistema fosfato (fosfato acido/fosfato diacido) este sistema es más perfecto que el bicarbonato (pka 7,21),
pero en medio intracelular, porque en el líquido extracelular su concentración es muy baja, de manera que no es tan eficiente como
amortiguador.
6.3. Alteraciones acido-base
Estos trastornos son cambios patológicos que alteran el pH.
Valores normales:
Sangre arterial pH 7,36 – 7,44 PCO2 36 – 44 mmHg HCO3
–
22 – 26 mEq/ℓ
Sangre venosa: pH 7,31 – 7,37 PCO2 42 – 50 mmHg HCO3
–
23 – 27 mEq/ℓ

189
Las alteraciones principales son:
6.3.1. Acidosis metabólica
La alteración primaria es el descenso de la concentración de bicarbonato (alguna patología que altere los riñones), su mecanismo
de compensación primaria es vía pulmonar de manera que descienda la presión de CO2 (hiperventilación), este puede descender
hasta un mínimo de 15 mmHg
6.3.2. Alcalosis metabólica
La alteración primaria es el incremento de la concentración de bicarbonato (alguna patología que altere los riñones), su mecanismo
de compensación primaria es vía pulmonar de manera que ascienda la presión de CO2 (hipoventilación), este puede ascender hasta
un máximo de 65 mmHg
6.3.3. Acidosis respiratoria
La alteración primaria es la elevación de la presión parcial de CO2 (alguna patología que altere los pulmones), su mecanismo de
compensación primaria es vía renal de manera que incrementa la concentración de bicarbonato, este puede ascender hasta un
máximo de 40 mEq/ℓ.
6.3.4. Alcalosis respiratoria
La alteración primaria es la disminución de la presión parcial de CO2 (alguna patología que altere los pulmones), su mecanismo de
compensación primaria es vía renal de manera que disminuye la concentración de bicarbonato, este puede descender hasta un
mínimo de 10 mEq/ℓ.
Resumiendo de la manera más simple:
[CO2] = [H2CO3] (regulada por la respiración)
[HCO3
–
] (regulada por reabsorción renal)
Si falla el riñón es una alteración metabólica y si falla los pulmones será una alteración respiratoria.

190
PROBLEMAS PROPUESTOS
1. Calcule el pH de las siguientes soluciones: a) 10–8
M de ácido clorhídrico, b) 0,010 M de hidróxido de bario
RESPUESTA: 6,98 12,3
2. Cuantos mL de ácido nítrico (densidad 1,51 pureza 68%) se necesita para preparar 250 mL de solución a pH 1
RESPUESTA: 1,53 mL
3. Cuantos g de hidróxido de sodio se deben agregar a 500 mL de una solución de NaOH al 0,05% (m/V) para que su pH sea 13
RESPUESTA: 1,75 g
4. Una solución de metilamina tiene un pH de 10,5. ¿Cuánto de metilamina se tiene en 100,0 mℓ de la solución? ¿Cuál es su grado de
disociación? (Kb = 4,38×10–4
)
RESPUESTA: 1,7 mg 72%
5. Se disuelven 3,6 g de anilina en 100 mL de disolución, identifique que diluciones se debe realizar para tener 10 mL de disolución de
anilina a pH 8 (pkb 9,13)
RESPUESTA: serie de diluciones (1/5·1/7·1/8)
6. Cuantos L de HF (densidad 1,15 pureza 48%) se requiere para tener una solución de 250 mL a pH 3,0, calcule el porcentaje de
disociación y concentración del ácido (pKa = 3,15)
RESPUESTA: 22 L 42% 2,4 mM
7. Calcular los valores de pH de las siguientes disoluciones 0,02 mol dm–3
; a) cianuro potásico, b) TRIS hidrocloruro (Ka del ácido cianhídrico
7,24×10–10
Ka del TRIS 8,32×10–9
)
RESPUESTA: 10,7 4,9
8. A 500 mℓ de una solución de hidróxido de sodio 0,1 mol/ℓ, se añaden los siguientes volúmenes de ácido clorhídrico 0,2 M: a) 10 mℓ
b) 250 mℓ c) 350 mℓ. En cada inciso determinar el pH
RESPUESTA: 12,97 7,0 1,63
9. Una muestra de 3 g de ácido ascórbico se disuelven en 200 mL de disolución y se valora con 34,1 mL de NaOH 0,5 M, como la vitamina
C es monoprótico calcule su peso molecular.
RESPUESTA:176 g/mol

191
10. ¿Cuáles son los valores de pH resultantes cuando se añaden a 100 cm3
de ácido acético 0,05 mol dm–3
los siguientes volúmenes de
hidróxido sódico 0,1 mol dm–3
(a) 1,0 cm3
, (b) 25 cm3
, (c) 37,5 cm3
, (d) 50 cm3
, (e) 100 cm3
? Considere ka del ácido acético 1,82·10–5
RESPUESTA: 3,05 4,74 5,22 8,63 12,4
11. La penicilina G (benzilpenicilina acida) que tiene la siguiente
estructura:
a) Identifique el átomo de hidrogeno acido, b) este
antibiótico se purifica en una solución tampón de pH 6,50
¿Cuál será la relación de base conjugada y acido a este pH?,
c) La sal de sodio de este antibiótico, es la forma de
administración oral, calcule el pH de una solución de 0,12 M
de esta sal, que se forma cuando se disuelve una tableta que
contiene la sal en un vaso de agua. (Ka = 1,64×10–3
)
RESPUESTA: 5860:1 7,93
12. 245 mℓ de un ácido débil monoprotico pH 3,5 es neutralizado por 50 mℓ de hidróxido de sodio 0,05 M, determinar: (a) concentración
de oxidrilos, (b) grado de ionización del ácido, (c) ka del acido
RESPUESTA: 3,2·10–11
M 3,1% 1,01·10–5
13. Se agregó un volumen de 200 mℓ de solución de hidróxido de sodio a 400 mℓ de una solución de 2,00 M de ácido nitroso. El pH de la
solución mezclada era 2,25 unidades mayor que el de la solución acida original. Calcule la molaridad de la solución de hidróxido de
sodio. (pKa 3,35 del ácido nitroso)
RESPUESTA: 2,9 M
14. Algunas lejías de uso doméstico son disoluciones acuosas al 5% en peso de hipoclorito de sodio. Determinar: (a) concentración molar
(b) pH de la lejía domestica (c) si se desea ajusta a pH 6,5 que cantidad de NaOH o HCl (pureza 37% densidad 1,19) se debe agregar a
1 L de lavandina. Acido hipocloroso pKa 7,5.
RESPUESTA: 0,67 M 10,7 50,6 mL
15. Una suspensión bacteriana en tampón de fosfato 0,1 M y pH 7,1 con glucosa al 0,3 %, convierte completamente el azúcar en ácido
láctico por fermentación, Determinar el pH final de la suspensión (1 glucosa forma 2 ácidos lácticos, pKa aparente del fosfato a esta
fuerza iónica es de 6,80) asumir que el ácido láctico libera totalmente sus protones.
RESPUESTA: 6,5

192
16. Se prepara una solución amortiguadora que contiene 0,2 M de amoniaco y 0,2 M de cloruro de amonio. a) Cuanto será el pH luego de
añadir 10 mℓ de HCl de 0,10 M a 65,0 mℓ de la solución amortiguadora. b) Cuanto será el pH luego de añadir 10 mℓ de NaOH de 0,10
M a 65,0 mℓ de la solución amortiguadora. c) Cuanto será el pH si la solución amortiguadora se diluye serialmente 1/50, 1/50, 1/50.
pKa 9,24
RESPUESTA: 9,18 9,30 8,14
17. El TRIS (tris(hidroximetil)aminometano) es una solución amortiguadora común para estudiar sistemas biológicos:
a) Calcule el pH de la solución amortiguadora TRIS después de mezclar 20 mℓ de 0,10 M de solución de HCl con 25,0 mℓ de 0,10 M de
TRIS, b) ¿Cuánto es la capacidad buffer de esta solución amortiguadora?, c) esta solución se utilizó para estudiar una reacción catalizada
por una enzima. Como resultados de la reacción, se consumieron 750 μmoles de H+
. ¿Cuál es el pH de la solución amortiguadora al
final de la reacción?
RESPUESTA: 7,5 0,02 M 0,0098 M 0,028 M 8,1
18. Se disuelven 1,2114 g de TRIS base en un litro de disolucion, ¿cuantas gotas de HCl (densidad 1,16 pureza 37%) se deben adicionar
para tener buffer TAE a pH 8? ¿Cuál es la concentración del buffer TAE?
RESPUESTA: 9 o 10 gotas 0,01 M
19. Describa la preparación de 1,0 litros de buffer fosfato de 0,045 M a pH 7,5, a partir de: (a) fosfato diacido de potasio dihidratado y
fosfato acido de sodio anhidro, (b) fosfato diacido de potasio dihidratado e hidróxido de potasio, (c) ácido fosfórico (85% de pureza y
densidad 1,71) e hidróxido de potasio, (d) fosfato de sodio y ácido clorhídrico (37% de pureza y densidad 1,19) y (e) indicar su capacidad
buffer en dirección acida y dirección alcalina. (pKa del ácido fosfórico 2,12; 7,21 y 12,67)
RESPUESTA: (a) 2,614 g 4,217 g (c) 3,303 mL 4,183 g

193
20. Para valorar una mezcla de carbonato y bicarbonato se pipetean en un Erlenmeyer 20 mL de la solución problema se valora en
presencia de fenolftaleína gastándose 11,2 mL de NaOH 0,1 N. A continuación se añaden al mismo Erlenmeyer gotas de naranja de
metilo y se valora con HCl 0,1 N gastándose 29,2 mL. Calcular los mg/100 mL del carbonato y bicarbonato y la concentración molar de
la mezcla.
RESPUESTA: 20,1 mg 470,4 mg 0,0579 M
21. Si se añaden 5,2 cm3
de HCl 0,2 M a 100 mL de una solución que contiene 820 mg de veronal monosodico (dietilbarbiturato sódico) se
obtiene un buffer de pH 8,4. Determinar la masa molecular del veronal monosodico (pKa aparente 7,95)
RESPUESTA: 206,5 g/mol
22. En 250 mL de disolución se disuelven 262,5 mg de serina 0,01 mol dm–3
, de esta se alicuotan 25 mL de la disolución en 5 matraces
Erlenmeyer. Determine el pH en cada matraz si: (a) al primero no se añade ningún reactivo, (b) al segundo 1,0 cm3
de hidróxido de
sodio 0,05 mol dm–3
(c) al tercero 4,5 cm3
de hidróxido de sodio 0,05 mol dm–3
(d) al cuarto se le agregan 0,83 cm3
de ácido clorhídrico
0,15 mol dm–3
(e) y al último 1,25 cm3
de ácido clorhídrico 0,15 mol dm–3
(Ka de la serina 6,2×10–3
7,1×10–10
)
RESPUESTA: 5,68 8,55 10,1 2,21 1,73
23. 1,05 g de un α-aminoácido con constantes de disociación de 4,6×10–3
y 2,5×10–10
disueltos en 50 cm3
de NaOH 0,2 mol dm–3
, dan una
disolución con pH 10. Calcular el peso molecular del aminoácido y sugerir su fórmula.
RESPUESTA: 75 g/mol glicina
24. Cuantos gramos de histidina-HCl monohidratada y cuantos gramos de KOH, son necesarios para preparar 1 L de solución 0,2 M pH 6,5
RESPUESTA: 38,3 g 8,3 g
25. Determine el punto isoionico de los siguientes polipéptidos: a) oxitocina (CYIQNCPLG). Los residuos de cisteína forman un puente
disulfuro, b) neutrotransmisor, Leucin-encefalina (secuencia YGGFL) c) (Tyr-Trp-Pro-Arg-Pro-Gln-Ile-Pro-Pro) péptido del veneno de la
serpiente.
RESPUESTA: 6,4 9,84 11,47

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