1
← Volver a los quizzesQuiz gratuito
Equilibrio ácido‑base y conceptos asociados
El equilibrio ácido‑base es fundamental en fisiología y medicina porque regula procesos como la respiración, la función renal y la actividad enzimática. En este módulo aprenderás los…
0 / 10
Puntuación: 0%
2
¿Cuál es la expresión correcta del producto iónico del agua (Kw) a 25 °C?
3
En una solución neutra a 25 °C, ¿qué relación existe entre las concentraciones de H₃O⁺ y OH⁻?
4
Si se disuelve un ácido fuerte en agua, ¿cuál es la forma más directa de calcular su pH?
5
¿Cuál de los siguientes enunciados describe mejor una base conjugada débil?
6
Una solución tampón se prepara mezclando ácido acético (CH₃COOH) con su sal de sodio (CH₃COONa). ¿Cuál es la razón principal de su capacidad para resistir cambios de pH?
7
En la autoionización del agua, ¿qué ocurre con la concentración total de moléculas de H₂O?
8
Si una solución tiene [H₃O⁺] = 1 × 10⁻⁹ M, ¿cuál es su pOH?
9
¿Cuál es la principal diferencia entre la definición de ácido de Arrhenius y la de Brønsted‑Lowry?
10
Una sal proviene de un ácido débil y una base fuerte. ¿Qué efecto tendrá en el pH de su solución acuosa?
Introducción al equilibrio ácido‑base
El equilibrio ácido‑base es fundamental en fisiología y medicina porque regula procesos como la respiración, la función renal y la actividad enzimática. En este módulo aprenderás los conceptos clave de la teoría de Brønsted‑Lowry, la constante de ionización del agua (Kw), el cálculo del pH y pOH, y la importancia de los sistemas tampón.
1. Bases según la teoría de Brønsted‑Lowry
¿Qué es una base?
En la teoría de Brønsted‑Lowry, una base es una especie química que acepta protones (H⁺). Cuando una base se disuelve en agua, captura un protón del agua y genera iones hidroxilo (OH⁻).
- Reacción típica:
Base + H₂O → BH⁺ + OH⁻ - La base no se disocia completamente; su acción depende de su capacidad para atraer el protón.
Ejemplo práctico: El amoníaco (NH₃) acepta un protón del agua formando NH₄⁺ y OH⁻.
Mnemotécnico: “B‑A‑S‑E → BAcá el protón, SE queda como OH⁻”.
2. La constante iónica del agua (Kw)
Definición y valor a 25 °C
El agua se autoioniza según la reacción:
2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻
El producto iónico del agua se expresa como:
Kw = [H₃O⁺][OH⁻]
A 25 °C, Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ (M²). Este valor es esencial para relacionar las concentraciones de iones hidronio y hidróxido.
Relación en una solución neutra
En una solución neutra, las concentraciones de H₃O⁺ y OH⁻ son iguales:
- [H₃O⁺] = [OH⁻] = 1.0 × 10⁻⁷ M
- El pH y el pOH son ambos 7, ya que pH + pOH = 14.
3. Cálculo del pH y pOH
Ácidos fuertes
Para un ácido fuerte que se disocia completamente, la forma más directa de obtener el pH es:
pH = -log[H₃O⁺]
Donde [H₃O⁺] corresponde a la concentración inicial del ácido (asumiendo que la disociación es total).
Ejemplo:
Si [H₃O⁺] = 1 × 10⁻³ M, entonces:
pH = -log(1 × 10⁻³) = 3.
Cálculo del pOH
El pOH se define como:
pOH = -log[OH⁻]
También puede obtenerse mediante la relación pH + pOH = 14. Por ejemplo, si [H₃O⁺] = 1 × 10⁻⁹ M, el pH es 9 y el pOH será 5.
4. Bases conjugadas y su fuerza
Concepto de base conjugada
Una base conjugada es la especie que queda después de que un ácido ha donado un protón. La fuerza de la base conjugada está inversamente relacionada con la fuerza del ácido original.
- Ácido fuerte → base conjugada muy débil.
- Ácido débil → base conjugada relativamente fuerte.
Ejemplo de base conjugada débil
El ion acetato (CH₃COO⁻) es la base conjugada del ácido acético (CH₃COOH). Como el ácido acético es débil (pKa ≈ 4.76), su base conjugada es también débil, pero capaz de aceptar protones en equilibrio.
5. Sistemas tampón
¿Qué es un tampón?
Un sistema tampón está compuesto por un ácido débil y su base conjugada (o viceversa). Su principal función es resistir cambios bruscos de pH al añadir pequeñas cantidades de ácido o base.
Ejemplo: ácido acético y acetato de sodio
Al mezclar CH₃COOH con CH₃COONa se crea un tampón que funciona mediante el principio de Le Chatelier:
- Si se añade H⁺, el equilibrio se desplaza hacia la formación de más ácido acético, consumiendo el exceso de protones.
- Si se añade OH⁻, el equilibrio se desplaza hacia la formación de acetato, neutralizando el exceso de hidróxido.
Esta capacidad de “absorber” iones sin alterar significativamente el pH es crucial en la sangre, donde el sistema bicarbonato‑ácido carbónico mantiene el pH alrededor de 7.4.
6. Autoionización del agua y su impacto
Conservación de la concentración de H₂O
Durante la autoionización, la fracción de moléculas de agua que se ioniza es extremadamente pequeña (≈ 2 × 10⁻⁷ %). Por ello, la concentración total de H₂O permanece prácticamente constante (≈ 55.5 M) en condiciones normales.
Esto permite tratar Kw como una constante a temperatura constante, simplificando los cálculos de pH y pOH.
7. Resumen de conceptos clave
- Base (Brønsted‑Lowry): acepta protones, formando OH⁻.
- Kw: producto iónico del agua, Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ a 25 °C.
- Solución neutra: [H₃O⁺] = [OH⁻] = 1.0 × 10⁻⁷ M, pH = pOH = 7.
- pH de ácido fuerte: pH = -log[H₃O⁺].
- pOH: pOH = -log[OH⁻] o pOH = 14 – pH.
- Base conjugada débil: proviene de un ácido fuerte y tiene Kb < 1.
- Sistema tampón: combina ácido débil y su base conjugada para amortiguar cambios de pH.
- Autoionización del agua: la concentración de H₂O permanece constante.
Dominar estos conceptos permite comprender y manejar los trastornos ácido‑base en la práctica clínica, desde la acidosis metabólica hasta la alcalosis respiratoria.
