El pH y la disociación del agua

Según Brönsted, los ácidos son sustancias que liberan iones hidrógeno (H+, o protones)
cuando están en solución; las bases, siguiendo este concepto, son las sustancias que
pueden captar H+. El radical restante, una vez que la sustancia ha perdido el H+, se
denomina base conjugada del ácido; por ejemplo, el ácido clorhídrico, HCl, en solución
da H+, más su base conjugada Cl-; el H2CO3 produce H+ y la base conjugada, el ion
bicarbonato HCO3-. Cuando es mayor la facilidad para ceder H+, el ácido es fuerte,
como el HCl y el ácido sulfúrico, H2SO4; en cambio, el ácido es débil si la molécula tiene
gran afinidad por el H+ y, por lo tanto, lo libera en muy escasa proporción, como en el
caso del ácido acético.
Tratándose de ácidos, álcalis o, en general, de electrólitos, sus disociaciones son
reversibles, pero predomina de forma natural el sentido de la reacción hacia uno u otro
lado, dependiendo de la afinidad de los componentes ionizables. Por ejemplo, si un ácido
se disocia en solución acuosa, produce:

Donde A- representa la base conjugada de este ácido. Si se aplica la definición de la

constante de equilibrio, expresando, como es costumbre, las concentraciones de los
componentes con paréntesis rectangulares, se obtiene la constante de disociación o de
ionización del ácido, K:

Ahora, si se trata del agua, es posible considerarla también una sustancia que puede
reaccionar como ácido, es decir, liberar H+:

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O como base, recibiendo H+ del siguiente modo:

Este último se llama ion hidronio. Sumando las dos reacciones, se tiene:

Una de las dos moléculas de agua sirve para captar el H+ liberado por la primera. Con la
connotación habitual de H+ en vez del ion hidronio H3O+, la disociación del agua se
representa como H2O = H+ + OH- y la constante de ionización como:

Por medios experimentales se demuestra que la cantidad de H+ en agua pura a 25 °C es

de 10-7 M. Como la ionización del agua implica la formación de la partícula negativa
correspondiente, OH-, se acepta que su concentración es de 10-7 M. Para fines prácticos,
la concentración de agua no ionizada [H2O] es una constante (55.5 M), y por lo tanto,
puede incorporarse a la constante de ionización K, para obtener Kagua, mejor conocida
como producto iónico del agua:

Para el agua pura a 25 °C, Kagua es de 10-7 × 10-7, o sea 10-14; éste es un valor
constante, independiente de las proporciones relativas de H+ u OH-. Esta relación se
sostiene aun cuando se añadan al agua sales, ácidos o álcalis. Si se agrega ácido aumenta
el H+, pero disminuye el OH-, de manera que [H+] × [OH-] permanece en 10-14. Cuando
H+ = OH- se acepta que la solución es neutra; si H+ es mayor que OH- la solución es
ácida; si OH- es mayor que H+ la solución es alcalina. Aunque los valores de las

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concentraciones de H+ y de OH- están de manera estrecha relacionadas, en la práctica lo
que se emplea es la concentración de H+. Se trata de cifras muy pequeñas, como la que
representa [H+] en el sitio de la neutralidad, que es 0.0000001 M. Aun convirtiendo esto
a la forma exponencial 10-7, la notación con exponente negativo es difícil de usar. Como
se mencionó antes, Sörensen ideó un recurso que permite manejar estas cifras con
sencillez, el cual consiste en emplear el negativo del logaritmo decimal de la
concentración de H+, y denominó pH a este término. Por lo tanto, el pH no es, en sí
mismo, una propiedad de las soluciones ni una actividad especial de ellas ni el potencial
de hidrógeno; el pH es sólo una manera sencilla de representar la concentración de H+ de
una solución, que suele tener cifras de difícil manejo. Transportando el concepto de pH a
las soluciones, se encuentra que una solución neutra tiene pH 7; las soluciones ácidas
tienen pH menor de 7 y mientras más pequeño sea el pH, su acidez es mayor. Las
soluciones alcalinas tienen pH mayor de 7 y mientras mayor sea el valor, menor la
concentración de H+ o mayor la de OH-.
Los límites de la escala de pH habituales se han colocado en 0 y 14, que corresponden
de manera aproximada a la realidad de las posibilidades prácticas de tener soluciones con
esta concentración de H+. En efecto, aunque en teoría sería posible un pH menor de 0 o
mayor de 14, en la práctica es poco frecuente encontrar este tipo de soluciones.
Debe advertirse que los cambios en una unidad de pH corresponden a aumentos
logarítmicos, o sea, 10 veces en un sentido o en otro. Por ejemplo, el pasar de pH 7, con
H+ = 0.0000001 M, a pH 6 = 0.000001 M de H+, implica un aumento de 10 veces la
concentración de H+, aunque el pH sólo se haya modificado en una unidad. Una
modificación muy ligera del pH de la sangre, como la que ocurre al descender su valor de
7.4 a 7.3, representa un aumento de 26% en la concentración de H+.

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 Soluciones amortiguadoras
Las soluciones que conservan su pH con tenacidad, aunque se les añadan grandes
cantidades de ácidos o álcalis, se conocen como soluciones amortiguadoras, tampón o
“buffer”; casi siempre están formadas por una mezcla de un ácido débil y la sale de su
base conjugada, como en el ejemplo típico de las mezclas de ácido acético y acetato de
sodio. En este caso, la ecuación

sirve para encontrar la relación que existe entre el pH de una solución acuosa de un ácido
y las concentraciones de la base conjugada y el ácido, para un valor de la constante de
disociación del ácido, expresada como pK. Para ello se procede como sigue. Si se toman
los logaritmos en ambas partes de la ecuación, se tiene:

Cambiando los signos se produce la siguiente igualdad:

Puesto que pH = -log [H+] y pK = -log K, se obtiene:

Al reagrupar términos queda:

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Ésta es la forma habitual de la llamada ecuación de Henderson-Hasselbalch, que explica
el comportamiento de ácidos débiles, bases débiles y sistemas amortiguadores.
Se observa que cuando la concentración de la base conjugada es igual a la del ácido
([A-] = [HA]), entonces el valor de log([A-]/[HA]) es igual a cero (ya que el logaritmo de
la unidad es 0), y en estas circunstancias, el valor numérico de pH es igual al valor
numérico de pK, o sea: pH = pK. En cualquier otra circunstancia, las proporciones
relativas de la base conjugada con respecto al ácido determinan el pH de una solución
amortiguadora. Se insiste en que son las proporciones relativas entre el ácido y la base
conjugada, y no las cantidades absolutas de ellos, las que determinan el pH. En efecto, el
valor de la ecuación

no cambia si se trata de soluciones 1N, 0.1 N, o 0.001N, del ácido y de la base

conjugada. Sin embargo, la capacidad amortiguadora de una solución depende de dos
factores: 1) de la concentración del sistema amortiguador y 2) de qué tan cerca está el pH
de la solución del pK del ácido. Mientras mayor sea la concentración del amortiguador y
la cercanía del pH de la solución del pK del ácido, la capacidad amortiguadora del
sistema amortiguador va a ser más grande.
Si a una solución amortiguadora del par ácido acético/acetato de sodio se añade un
ácido fuerte, sólo se produce un cambio ligero de pH porque el ácido fuerte libera
hidrogeniones que se combinan con los abundantes iones acetato para formar el ácido
acético ionizado de forma débil:

HCl + CH3COONa → NaCl + CH3COOH

es decir, se ha cambiado un ácido fuerte muy ionizado por un ácido débil muy poco
ionizado y, como los H+ se combinan con el ion acetato, la modificación del pH es

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mínima.
La adición de un álcali fuerte, NaOH (hidróxido de sodio o sosa cáustica), se compensa
de manera parecida:

Na+ + OH– + CH3COOH → CH3COO– + Na+ + H2O

El efecto de la adición de sosa sobre el pH es muy leve, debido a que los OH- se
combinan con los H+ provenientes del ácido acético y forman H2O. En los organismos
los sistemas amortiguadores presentes en las células y en los líquidos extracelulares
garantizan la constancia de la concentración de H+. Los de mayor utilidad son los
sistemas del CO2 (el anhídrido del ácido carbónico) y su base conjugada, el bicarbonato,
y el del ácido fosfórico (HPO42-/H2PO4-), debido a que la mayoría de las funciones
celulares se realizan a pH cercanos a la neutralidad, a los cuales estos sistemas
amortiguadores tienen mayor margen de acción.

Preguntas de reforzamiento
1 Explica lo que ocurriría si la diferencia de electronegatividad entre el oxígeno y el hidrógeno fuera de 0. ¿Existiría la vida en la
tierra?

2 La estructura del agua es tetraédrica y el ángulo entre los dos enlaces covalentes del oxígeno con los hidrógenos en el agua es de
104.5o. Si su estructura fuera lineal, es decir, si el ángulo entre los dos enlaces OH fuera de 180o, ¿en qué fases esperaría encontrar
al agua en la naturaleza?

3 Calcula la concentración de hidrogeniones en una solución que tiene una concentración de hidroxilos (OH-) de 5.32 x 10-4 M .

4 ¿Qué es un ácido y una base según la definición de Brönsted y Lowry?

5 Calcula el pH de la solución que se obtiene al añadir 0.1 mol de HCl a 1 L de agua pura y a 1 L de una solución amortiguadora
que contiene 0.25 M H2PO4 y 0.25 M de HPO4. Tomar un pKa de 7.21 para este sistema amortiguador.

6 El pH de la sangre es de 7.4 Calcula la concentración de hidrogeniones.

Respuestas: 3. 1.88 x 10-11 M , 5. pH = 1, 6.84, 6. 3.98 x 10-8 M .

Referencias
Burtis CA, Ashwood ER, Bruns DE: Tietz fundamentals of clinical chemistry, 6a ed. Philadelphia: Saunders Elsevier, Co. 2008.
Chang R: Physical Chemistry for the Biosciences. Sausalito, California, University Science Books, 2005.
Chaplin MF: Water: its importance to life. Biochemistry and M olecular Biology Education, 2009;29:54-59.
Constanzo LS : Physiology, 5a ed. Philadelphia, Saunders Elsevier, 2014.
Curtright R, Emry R, Heaton RM, Markwell J: Facilitating Student Understanding of Buffering by an Integration of
M athematics and Chemical Concepts. Biochemistry and M olecular Biology Education, 2004; 32:71–77.

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