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pH NEUTRO El pH es una medida utilizada por la ciencia, para evaluar la acidez o la alcalinidad de una solución. Por lo general, la medida se realiza en estado líquido, pero también se puede utilizar para gases. Ácido es toda sustancia que en solución acuosa libera protones (ácido, según Arrhenius). Las sustancias alcalinas aportan el ión hidroxilo (OH-) al medio. Por lo tanto, el pH es una medida de la acidez de una solución que depende de la concentración de H+; hay otras definiciones de sustancias ácidas o básicas que son más generales que la de Arrhenius (la de Lowry y la de Lewis). (1-4) Como cualquier medida, el pH posee una escala propia que indica con exactitud un valor. La tabla muestra que va de pH = 0 a pH=14 el pH 7 es el que simboliza la neutralidad. Si el pH es < 7 la solución es considerada ácida; por el contrario, si el pH es > 7, la solución se considera alcalina. Mientras más ácida la solución, más cerca del 0 estará; y mientras más básica o alcalina el resultado se aproximará a 14.

Recuerde que [H+] es concentración molar de protones; su unidad es mol / L En 1909 Soren Peter Lauritz Sørensen, definió el potencial hidrógeno (pH) como el logaritmo negativo de la concentración de los iones hidrógeno. Esto es: pH = - log n Donde n representa la concentración de iones de hidrógeno [H+].

Por lo tanto, en el agua neutra, donde la concentración de iones de hidrógeno es de 10 -7 M, el valor del pH será: pH = - log 10 -7 M Para simplificar el manejo de magnitudes exponenciales se ha establecido el concepto de pH. pH es el logaritmo de la concentración de iones H+, con el signo cambiado: pH = -log [H+] => [H+] = 10-pH Análogamente, se define pOH como el logaritmo de la concentración de iones OH-, con el signo cambiado: pOH = -log [OH-] => [OH-] = 10-pOH Se puede establecer la siguiente relación entre el pH y el pOH. Partiendo de la expresión del producto iónico del agua (Kw): [H+] [OH-] = 10-14 tomando logaritmos: log [H+] + log [OH-] = -14, y cambiando de signos se obtiene que: -log [H+] - log [OH-] = 14 o lo que es lo mismo, pH + pOH = 14 CONCENTRACIÓN NORMAL DE IONES DE H+ y pH DE LOS LÍQUIDOS ORGÁNICOS +

La concentración de H en la sangre se mantiene normalmente dentro de unos límites muy -5

estrechos, alrededor de su valor normal de 0.00004 mEq/litro (4.0 x 10 -6

mEq/L). Las

variaciones normales sólo son de unos 3 a 5 x 10 mEq/L, pero en condiciones extremas, la +

-5

concentración de H puede variar desde tan sólo 1.0 x 10 mEq/L a cifras tan altas como 1.6 -4

x 10 mEq/L, sin que ello determine la muerte. +

-5

-8

Por ejemplo, la [H ] normal es de 4.0 x 10 mEq/L, o 4.0 x 10 Eq/L. Por lo tanto, el pH normal es: pH = - log [0.00000004] pH = 7.4

En esta fórmula puede verse cómo el pH es inversamente proporcional a la concentración de +

iones de H . El pH normal de la sangre arterial es de 7.4, mientras que el pH de la sangre venosa y de los líquidos intersticiales es de alrededor de 7.35 debido a la mayor cantidad de dióxido de carbono (CO ) que contienen, procedente de la liberación a partir de los tejidos para que 2

forme H CO en estos líquidos. Como el pH normal de la sangre arterial es de 7.4, se 2

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considera que una persona tiene acidosis cuando el pH cae por debajo de este valor y que tiene alcalosis cuando el pH sube por encima de 7.4. El límite inferior con el que la vida es posible es de 6,8, y el límite superior es de alrededor de 8,0.

pH pH pH pH pH pH

VALORES NORMALES DE PH EN LIQUIDOS CORPORALES (1) LIQUIDOS CORPORALES pH de sangre arterial 7.40 +/- 0.04 de sangra venosa 7.38 +/- 0.04 intracelular 4.50 - 7.40 compatibles con la vida 6.80 - 7.80 orina 4.5-8.0 HCl gástrico 0.80

SOLUCIÓN “buffer”.

(3)

Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas. Las soluciones reguladoras o buffer son capaces de mantener la acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH. Estas soluciones contienen como especies predominantes, un par ácido / base conjugado en concentraciones apreciables. Reacción de neutralización: Es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, un ejemplo es el producto de la reacción ácido-base del ácido clorhídrico (HCl) con hidróxido de sodio (NaOH) HCl + NaOH --------- NaCl + H2O (ácido + base --------- sal + agua) El pH de un tampón se calcula mediante la siguiente ecuación: ph = pKa + log (base · ácido -1) El organismo posee tres mecanismos o líneas de defensa para mantener el pH en valores compatibles con la vida: 1. amortiguadores.

2. regulación pulmonar de la pCO2. 3. resorción y eliminación renal de bicarbonato y la excreción de ácidos. 4. El manejo instantáneo de la carga ácida es realizado por las sustancias llamadas amortiguadoras, tampones o buffer. Las sustancias amortiguadoras desarrollan rápidamente su acción (fracción de segundos) previniendo de esta forma cambios excesivos en la concentración de iones hidrógenos. 5. Cuando la concentración de iones H+, aumenta en forma manifiesta se produce una estimulación del centro respiratorio. En consecuencia aumenta la ventilación pulmonar, y puede ser eliminada una mayor cantidad de CO2, provocando un descenso en la concentración de iones H+ que estaba aumentada (dicha acción se cumple en aproximadamente 3 minutos). 6. Cuando la concentración de H+ se modifica significativamente, los riñones producen una orina ácida o alcalina, ayudando también al reajuste del equilibrio. El riñón manejará la carga de ácidos como órgano más poderoso, pero requiriendo horas o días para reajustar las alteraciones en los valores de pH. 7. Por ejemplo, si se añade ácido clorhídrico (HCl) a una solución de agua pura, el pH caerá a 1. Sin embargo, si hay un buen amortiguador el HCl se combinará con él y variará muy poco el pH. 8. Podemos utilizar, para ilustrar este ejemplo, la reacción de amortiguación que ocurre con el sistema tampón de bicarbonato de sodio (NaCO3)/ ácido carbónico (H2CO3). El H2CO3 es un ácido débil porque su disociación en HCO3- y H+ es muy pobre en comparación con otros ácidos (999 partes de cada 1000 de H2CO3 se disocian en CO2 y H2O, dando una elevada concentración de CO2 y muy poco de ácido). La primera reacción que se produce es la siguiente: CO2+ H2O H2CO3(ácido carbónico) H2CO3 H+ + CO3-La reacción entre el ácido carbónico y el casi insoluble carbonato de calcio conduce a la formación del bicarbonato de calcio (Ca(HCO3)2), relativamente más soluble. H2CO3+ CaCO3 Ca(HCO3)2 Ca(HCO3)2 Ca ++ + 2HCO3Los iones bicarbonato (HCO3-) pueden evitar un aumento de H+, bloqueando la acidificación.

H+ + HCO3- H2CO3 CÁLCULO DE pH.

(1-4)

En condiciones normales el pH de los líquidos corporales se mantiene en un valor estable. La carga de ácidos modifica en forma inmediata la proporción de ácidos y bases contenidos en los mismos, de manera que analizando la relación entre estos dos componentes se consigue determinar el valor real del pH.

Hendersson y Hasselbach tomaron como determinantes de pH la relación existente entre el ácido y la base existente en el buffer bicarbonato/ ácido carbónico. El desarrollo de la ecuación nos permitirá conocer el pH de una solución a través de una relación logarítmica de sus componentes. El numerador de la fórmula (CO3H-) es el componente metabólico y está manejado por el sistema renal, mientras que el denominador (CO2) es el componente respiratorio y está manejado por el sistema respiratorio. Si el CO3H- y CO2 disueltos son iguales, el logaritmo de 1 es 0 y por lo tanto el pH será de 6.1. Se deduce así que un aumento del CO3H- o una disminución del CO2 aumentarán el pH, y un aumento del CO2 o una disminución del CO3H- desplazarán el equilibrio hacia el lado ácido, es decir que descenderá el pH. Cerca del 80% de la capacidad buffer del líquido extracelular lo constituye el sistema bicarbonato/ ácido carbónico. El valor normal promedio de bicarbonato en plasma es de 24

mEq/l y la concentración promedio de ácido carbónico es 1.2 mEq/L (el valor de CO3H2 puede ser calculado multiplicando la pCO2 por 0.03). Así la razón bicarbonato/ ácido carbónico es normalmente 20:1. Como el logaritmo de 20 es 1.3, y sumando el pK (6.1) el resultado es 7.4, que es el valor normal del pH en sangre arterial. (1) MEDICIÓN DE pH. Hay distintas formas de medir el pH de una solución. La más sencilla es sumergir un papel indicador o tornasol en la solución durante algunos segundos; éste cambiará de color según si es ácida (color rosa) o alcalina (color azul). El pH metro mide la diferencia de potencial entre el electrodo de referencia (Ag+/AgCl) y el de cristal que es sensible a los iones de hidrógeno. El papel pH, se sumerge por un instante en la muestra de agua, lo que provoca un cambio de color. Posteriormente se comparan con el patrón de coloración impreso en la caja para asignarles un pH. (14,10,11)

REFERENCIAS 1.-Equilibrio acido base ph. Cátedra de fisiología humana.UNNE.37-49. 2.-Addy K, Green L, Herron E. pH y alcalinidad. URIWW. 2004. 3:1-4. 3.-Guerrero H, Pujol C. et al. El pH. Sociedad acuariologica del plata.2006:1-6. 4.-Goyenola G. Determinación del pH. RED MAPSA. 2007.1:1-2. 5.-Campillo NJP. Química. Cuestiones y problemas resueltos de selectividad. 2010.91-104. 6.-Santos C, Madera U. Acción de buffer de los aminoácidos. PUCMM. 2004:1-8. 7.-D´Santiago I, Vivas MME. El pH de los jabones. Dermatología venezolana. 1996. 34 (3):119-120. 8.-Richer Roger, Mercier L. Direct Synthesis of functional mesoporous silica bye neutral pH nonionic surfactant assembly: factors affecting framework structure and composition. Chem. Mater. 2001. 13(9): 2999-3008. 9.-Gomá A. Depuración de agua lúdica, sistemas convencionales vs. alternativos. Bellaterra. 2003. 10.-Basáez RL. ¿Qué es el pH?: Formas de medirlo. Ciencia…Ahora.2009. 23(12):59-62. 11.-Martín AM. Soluciones reguladoras de pH. Química analítica.1-9. 12.-Rodríguez PPL. Cálculo del pH. 2010.1:1-4. 13.-Saitoh Y, et al. Biological safety of neutral-pH hydrogen-enriched electrolyzed water upon mutagenicity, genotoxicity and subchronic oral toxicity. Toxiology an industrial health. 2010. 1-4. 14.- Mykietiuk K, et al. alteraciones hidrotermales superpuestas: productos de fluidos de pH neutro y ácido en el cerro Guanao, macizo del deseado, Santa Cruz. Revista de la asociación geológica Argentina. 2005.60(1): 2331