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La presencia de ácidos y bases en el organismo es de fundamental importancia ya que
ambos desempeñan un papel trascendental en los procesos enzimáticos implícitos en las
reacciones químicas en donde se basan la fisiología celular. La función adecuada de las enzimas
referidas necesita un nivel definido y exquisitamente regulado de acidez-alcalinidad.
Los ácidos están compuestos por iones ya en el estado sólido, de modo que, al disolverlos
en agua, esos iones se liberan de las fuerzas que los mantienen fijos en la red cristalina y en la
solución aparecen como partículas independientes con carga eléctrica. Tomemos como ejemplo
la sal de cocina al disolverse en agua:
NaCl → Na+ + Cl-
Si la solución es suficientemente diluida para que no interaccionen por sus cargas
eléctricas, no se encontrarán moléculas de NaCl sino solamente iones Na+ y Cl-.
Se define como ácido a aquellas sustancias que al disociarse liberan protones: H+. En el
agua son ácidos: el clorhídrico, el sulfúrico y el acético (vinagre):
HCl → H+ + Cl-
H2SO4 → 2H+ + SO42-
CH3COOH ↔ H+ + CH3COO
De modo que la concentración de H+ es la que define la acidez del medio.
Un protón es una partícula subatómica, un núcleo atómico desnudo, por ello los protones
no pueden existir libres, en realidad no se liberan, sino que son cedidos a una sustancia que los
acepta y que puede ser el propio solvente o una sustancia aceptora de H+, es decir una base.
Cuando el agua acepta el protón liberado por un ácido, el producto es el ion hidronio H3O+:
H+ + H2O → H3O+
Esta es la forma en que los H+ existen en solución.
Una base es una sustancia capaz de captar protones o de liberar hidroxiliones. Estas dos
opciones indican que no todas las bases liberan hidroxiliones. Así por ejemplo el amoníaco, que
no libera hidroxiliones, también es base porque capta un protón del disolvente para dar el catión
amonio:
NH3 + H2O → NH4+ + HO
amoníaco ion amonio
Como los ácidos ceden protones y las bases los captan, a cada ácido le corresponde,
lógicamente, una base conjugada. Es decir, cuando un ácido cede un protón, el ion o molécula
así formado puede captarlo de nuevo en una reacción inversa de la anterior, comportándose
como base. Un ejemplo es el ion fosfato diácido que veremos ampliamente actuando en la
regulación ácido-base del organismo:
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, H2PO4- ↔ HPO4= + H+
(ácido) (base)
Asimismo, hay sustancias capaces de actuar como ácido o como base según la reacción
en que intervenga. Por ejemplo, el fosfato diácido que acabamos de ver. En medio alcalino,
donde faltan protones, lo cede comportándose como ácido:
HPO4= ↔ PO43- + H+
(ácido) (base)
Pero en medio ácido, donde hay muchos protones, actúa como base captando un protón:
HPO4= + H+ ↔ H2PO4 -
(base) (ácido)
Estas sustancias son llamadas anfóteras. El agua es también un anfolito que puede captar
o ceder protones. De hecho, al disociarse libera ambas especies: protones e hidroxiliones. Pero
como hemos dicho, el protón no puede existir libre de modo que la reacción realmente es:
H2O + H2O ↔ H3O+ + HO-
Aquí una de las moléculas de agua acepta el protón que le cede la otra, por lo tanto, la
primera actúa como base y la última como ácido.
Dentro de las sustancias ácidas, existen ácidos fuertes (mucha tendencia a ceder protones)
y ácidos débiles (poca tendencia a ceder dicho ion). La tendencia está determinada por el grado
en que se completa la reacción de disociación. Si un ácido es fuerte como lo son el ácido
clorhídrico (HCI), el ácido nítrico (HNO3), el ácido sulfúrico (H2SO4), tiende a ceder todos sus
protones al agua y la reacción de disociación se halla desplazada hacia la derecha hasta casi
completarse; la reacción inversa se lleva a cabo en una proporción despreciable.
La disociación casi completa se representa por una sola flecha, indicando que en la
solución no se encontrarán moléculas neutras del ácido sino solamente los iones que liberó. En
consecuencia, la concentración de H+ (que define la acidez del medio) es igual a la
concentración de ácido disuelto.
Por otro lado, si un ácido es débil, su disociación es incompleta, la tendencia de sus
moléculas a disociarse es menor que la tendencia que tienen los iones a reunirse para formar
moléculas neutras. Esto se representa con la doble flecha. Las soluciones de estos ácidos son
menos ácidas, es decir, la concentración de H+ es mucho menor a la concentración del ácido
disuelto, porque la mayoría de las moléculas no se han disociado.
El coeficiente que mide la fuerza de ácidos y bases, es la constante de disociación (K).
Para una reacción expresada en forma genérica:
A +B ↔ C+D
[𝐶]. [𝐷]
𝐾=
[𝐴]. [𝐵]
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, Si un electrolito es fuerte, las concentraciones de las moléculas sin disociar (A y B) son
casi cero, por lo que K es un número enorme, casi infinito. Por el contrario, si el electrolito es
débil, en la ecuación el numerador será más pequeño que el denominador y por lo tanto K será
menor que la unidad.
Cuando dos o más sustancias se combinan para generar productos, la velocidad de la
reacción está determinada por la ley de acción de masas que expresa: “La velocidad de una
reacción es proporcional al producto de las concentraciones de las sustancias reaccionantes a
una dada temperatura”. Así, tomemos la siguiente reacción como ejemplo:
A+B → C+D
La ley se expresa matemáticamente:
V = K1 [A]. [B]
Dónde: V es la velocidad de reacción, K1 una constante de proporcionalidad y [X] es una
forma de representar la concentración de la sustancia X.
Pero hay reacciones químicas que no se completan, porque los “productos” de la reacción
también pueden reaccionar entre sí para generar los “reactivos”, es decir son los reactivos de
una reacción inversa. Dicho de otra manera, una reacción química no necesariamente se realiza
en una única dirección. En nuestro ejemplo:
𝑉1
→
𝐴+𝐵 𝐶 +𝐷
←
𝑉2
Donde, de acuerdo con la ley de acción de masas:
V1 = K1 [A]. [B]
V2 = K2 [C]. [D]
Se comprende que a medida que disminuyen los reactantes A y B, la velocidad V1
disminuye, pero al mismo tiempo los reactivos C y D se van acumulando y la velocidad V2
aumenta. Llegará un momento en que las dos velocidades se igualan y la reacción no progresará
más en ningún sentido. Se habrá alcanzado un equilibrio dinámico.
Entonces:
V1 = V2
K1 [A]. [B] = K2 [C]. [D]
𝐾1 [𝐶]. [𝐷]
= = 𝐾𝑒𝑞
𝐾2 [𝐴]. [𝐵]
La razón entre las dos constantes es una nueva constante, llamada constante de equilibrio
Kea, que relaciona las concentraciones de los productos y los reactivos cuando el sistema está
en equilibrio. El valor de Kea depende de varios parámetros (ej. temperatura y presión). Por esto
el valor de K para un ácido o base suele ser distinto en nuestro organismo que en solución en
agua pura.
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, Un sistema en equilibrio dinámico puede ser alterado por cambios de temperatura, de
presión o por un cambio en la concentración de reactivos o productos, provocando diferencias
en las velocidades V1 y V2. El sistema, en tal condición, se autoajustará para anular el efecto
del cambio y restaurar el valor de Keq.
Este principio, fue enunciado por Le Chatelier en los siguientes términos: “Cuando un
sistema está en equilibrio, un cambio en las propiedades del sistema, dará lugar a que el
equilibrio se desplace en la dirección que tiende a contrarrestar el efecto del cambio”.
Por ejemplo: si se aumenta la presión de un sistema en equilibrio, el mismo se desplazará
de forma que disminuya el volumen lo máximo posible, es decir, en el sentido que alivie la
presión. Así por ejemplo en el equilibrio agua-hielo, la presión favorece licuación ya que el
agua ocupa menos volumen que el hielo. Cuando en una reacción química como la anterior (que
se encuentra en equilibrio), se agrega alguno de los reactivos, la reacción avanzará hacia la
derecha; pero si se le agrega uno de los productos, avanzará hacia la izquierda.
El principio del equilibrio móvil es de gran importancia en fisiología y es la base de la
homeostasis. Un organismo reacciona de acuerdo a él cuando un estímulo tiende a cambiar la
composición de su medio interno. Los ácidos y las bases, como todos los electrolitos pueden ser
clasificados en fuertes o débiles a través del valor de la constante de disociación. Cuando se
aplica a la disociación de un ácido K se denomina Ka.
De este modo, si AH representa cualquier ácido disuelto en agua, el equilibrio de su
disociación es:
AH ↔ A- + H+
Y su constante de disociación es:
[𝐴− ]. [𝐻 + ]
𝐾𝑎 =
[𝐴𝐻]
Aplicando la ecuación de disociación al agua, resulta:
[𝑂𝐻− ]. [𝐻 + ]
𝐾=
[𝐻2 𝑂]
Considerando constante la [H2O] la constante K resulta:
K. [ H2O] = [H+]. [HO-] = Kw
Kw se denomina producto iónico del agua (w: water). A 25° C, Kw vale 10 -14 (Eq/l)2.
Dado que el agua genera iones H+ y OH- en igual cantidad, la concentración de cada uno de
ellos en el agua pura es de 10 -7 Eq/I. De esto deducimos que, en un litro de agua pura, donde
existen 55,5 moles de agua, solamente 10-7 (0,0000001) moles de ellos están ionizados, es decir,
el agua es un electrolito extremadamente débil.
Además, podemos deducir que el agua, así como las soluciones en donde la [H+] = [OH-]
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= 10 Eq/I, son neutras: ni ácidas ni básicas. Por otro lado, las soluciones acuosas son ácidas
cuando el soluto que la constituye cede protones, de modo que la [H+] en el medio supera los
10-7 Eq/l aportados por el agua y son básicas cuando el soluto capta protones del medio
disminuyendo la concentración de éstos por debajo de 10-7 Eq /l. En ambos casos, dado que Kw
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