1. DETERMINACIÓN DE PH
DETERMINACIÓN DE
pH
FACULTAD DE ESTOMATOLOGÍA
ESCUELA DE TECNOLOGIA MÉDICA - FISIOTERAPIA
DOCENTE: CASTILLO HUILLCA ALBERTO
ALUMNO:
CICLO:
2011

2. DETERMINACIÓN DE PH
I. INTRODUCCIÓN
En el presente informe se detalla la realización para determinar el pH mediante
el potenciómetro y/o indicadores y papel universal. Y comprobar
experimentalmente el pH de muestra biológicas.
La determinación de pHes una medida que expresa el grado de acidez o
basicidad de una solución en una escala que varía entre o y 14. La acidez
aumenta cuando el pH disminuye. Una solución con un pH menor a 7 se dice que
es ácida, mientras que si es mayor a 7 se clasifica como básica. Una solución con
pH 7 será neutra.
Los cambios en la acidez pueden ser usados por la actividad propia de los
organismos, deposición atmosférica (lluvia ácida), características geológicas de
la cuenca y descargas de aguas de desecho.
El pH afecta procesos químicos y biológicos en el agua. La mayor parte de los
organismos acuáticos prefieren un rango entre 6,5 y 8,5 pHs por fuera de este
rango suele determinar disminución en la diversidad, debido al estrés generado
en los organismos no adaptados. Bajos pHs también pueden hacer que
sustancias tóxicas se movilicen o hagan disponibles para los animales.

3. DETERMINACIÓN DE PH
II. REVISIÓN BIBLIOGRÁFICA
 Medición pH del suelo (Carlos DíazMartín)
Con mucha frecuencia, al emprender un viaje turístico a algún país exótico,
uno se lleva encargos de los amigos y familiares, que si tráeme tal cosa o tal
recuerdo.
Al leer sobre las plantas y su cultivo es frecuente encontrarnos que es muy
importante conocer el pH (o grado de acidez o alcalinidad) de la tierra que
usamos para corregir, o no, sus deficiencias. Lo que nos suele dejar con
dudas para luego olvidarlo o añadir aditivos de forma aleatoria, con el
posible perjuicio que podemos ocasionar.
Para evitar esto podemos tener en cuenta unos principios sencillos que nos
permitan desarrollar unas técnicas de utilización fáciles.
Al hablar del pH (potencial de Hidrógeno) no estamos refiriendo a una
medida que va de 1 a 14 y que nos es otra cosa que la concentración de iones
de hidrógeno que posee, en este caso, el suelo. Siendo 7 el valor para un ph
neutro, por debajo de 7 ácido y por encima de 7 alcalino. El valor ideal para la
mayoría de las plantas está entre 6 y 7, es decir, neutro o ligeramente ácido.
 pH Cuestión de vida o muerte (Centroser)
Muchas veces mantienes un dolor de cabeza, tu cara está muy pálida y tus
ojos lacrimosos; en otras ocasiones tus dientes están sumamente sensibles y
tus encías inflamadas; tu estómago constantemente está llamándote la
atención, ya sea por la acidez o por dolor, quizá tengas desarreglos
intestinales liberadores de ácidos, con tenencia diarreica o tu orina es ácida;
o te ha ocurrido que tus uñas se tornan delgadas o tus cabellos pierden su
brillo, te han dolido o crepitado tus articulaciones ó padeces de neuralgia,
insomnio o neuritis.
La intención no es alarmarte, si no que a través de este artículo te informes y
puedas modificar tu actuar diario disciplinándote en el sueño, en el ejercicio,
en el trabajo, en la alimentación, en tus relaciones personales.

4. DETERMINACIÓN DE PH
III. RESULTADOS Y DISCUSIÓN
1. Al poner el papel medidor del ph en el tubo de ensayo el cual contenga agua
este dio un ph de 6.
2. Al colocar el papel que mide el Ph en el tubo de ensayo que contenía el suero
fisiológico este resulto tener un ph de 6.5
3. Al poner el papel que mide el Ph en el tubo donde ensayo que contiene al
Hidróxido de sodio. Este torno tener un Ph de 12.
4. Al poner el papel que mide el Ph en el tubo de ensayo siguiente. el cual
congenia al acido clorhídrico, este resulto tener un Ph de 12.
5. Al poner el papel que mide el Ph en el tubo de ensayo pro siguiente. El cual
contenía a la orina, esta muestra resulto tener un Ph de 6.5
6. Al poner el papel que mide el Ph en el tubo de ensayo siguiente, el cual estaba
contenido por la saliva, esta muestra resulto con un Ph de 7 (neutro).
7. Al poner el papel que mide el Ph en el tubo de ensayo que continuaba el cual
contenía al Acido Clorhídrico mas en anaranjado de metil, este aprueba arrojo el
resultado acido al tonarse de un color rojizo.
8. Al poner el papel que mide el Ph en el tubo de ensayo el cual contenía al
Hidróxido de Sodio mas el Fenoltalina, esta prueba se torno de un color rojo
grosella.

5. DETERMINACIÓN DE PH
IV. CONCLUSIONES
 A partir de la determinación de pH se puede calcular las constantes de
disociación.
 También se puede calcular Ka a partir de la concentración inicial del ácido y
del pH de la disolución o bien se puede usar la Ka y la concentración del ácido
para calcular las concentraciones de equilibrio de todas las especies y el pH
de la disolución.
 Las bases fuertes, tales como los hidróxidos de los metales alcalinas y de los
metales alcalino terreos diferentes al Berilio, están totalmente ionizados en
agua: por eso se procede a partir del producto iónico del agua.
 La constante de ionización ácida Ka es mayor para los ácidos más fuertes y
menor para los ácidos más débiles. De manera similar, la Kb expresa la fuerza
de las bases. Esto se puede comprobar con los datos obtenido
experimentalmente y comparando con tablas.
 El pH de una disolución se define como pH = -log [H+].
 En diluciones ácidas en pH es menor de 7.
 En diluciones básicas el pH es mayor de 7.
 En diluciones neutral el pH es igual a 7.

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V. BIBLIOGRAFIA
 QUÍMICA BÁSICA, James E. Brady, Editorial Limusa, México (1988).
 QUÍMICA GENERAL MODERNA, Babor - Ibarz, Editorial Marín S.A., España
(1979).
 QUÍMICA, Raymond Chang, McGraw - Hill, Inc. México (1994).
 ATLAS DE QUÍMICA, M.A. Febrer Canals, Ediciones Jover, S.A. - Barcelona,
1988.

7. DETERMINACIÓN DE PH
VI. CUESTIONARIO
1. Defina usted acidosis metabólica y respiratoria asimismo
ACIDOSIS METABÓLICA:
Es debida al aumento de hidrógeno que supera las posibilidades de
excreción por el organismo, que produce una retirada de bicarbonato de los
líquidos.
La acidosis metabólica se produce como resultado de un aumento marcado
en la producción endógena de ácidos como ocurre en la cetoacidosis o en las
acidosis láctica, por la pérdida de los depósitos de bicarbonato como ocurre
en las diarreas o por acumulación progresiva de ácidos endógenos cuya
excreción está alterada por una insuficiencia renal progresiva.
ACIDOSIS RESPIRATORIA:
La acidosis respiratoria es debida a aumento del ácido carbónico circulante,
al no producirse una eliminación normal del dióxido de carbono por vía
respiratoria como resultado de una hipoventilación alveolar por insuficiencia
respiratoria. Cuando el CO2 se une con el agua, por medio de la anhidrasa
carbónica se convierte en ácido carbónico, un ácido débil que se disocia
parcialmente en bicarbonato y cationes Hidrógeno, estos iones de hidrógeno
son los causantes de incremento de acidéz plasmático. Al realizarse esto, se
libera hidrógeno. El exceso de hidrógeno disminuye el pH y por lo tanto el
bicarbonato, llevando a una acidosis metabólica. Una forma para recordar
esto es que, el pH es una medida de la concentración de cationes Hidrógeno.
Esto quiere decir que cuando aumenta el pH disminuye el hidrógeno y
viceversa. La disminución de hidrógenos produce alcalosis metabólica. La
alcalosis respiratoria por su parte se caracteriza por exceso de eliminación
del CO2. Esto impide su unión con el agua y evita la formación de hidrógenos,
aumentando el pH y produciendo alcalinización.
ALCALOSIS RESPIRATORIA:
La alcalosis respiratoria se debe a una ventilación excesiva de los pulmones.
Se produce también cuando una persona asciende a altitudes elevadas. El
bajo contenido de oxígeno del aire estimula la respiración, lo que hace que
se pierda demasiado CO2 y aparezca una alcalosis respiratoria leve. El riñón
trata de compensar esa alcalosis con un aumento en la excreción de
bicarbonato.

8. DETERMINACIÓN DE PH
ALCALOSIS METABÓLICA:
La alcalosis metabólica es ocasionada por un exceso de bicarbonato en la
sangre.
La alcalosis hipoclorémica(baja concentración del ion cloro en el plasma
sanguíneo) es aquella causada por una deficiencia o pérdida extrema de
cloruro (que puede ser debido a vómitos persistentes). En esos casos, los
riñones compensan la pérdida de cloruros mediante la conservación de
bicarbonato.
La alcalosis hipopotasemica se debe a la reacción del riñón a una deficiencia
o pérdida extrema de potasio que puede ser provocada por el uso de
algunos medicamentosdiuréticos.
La alcalosis compensada se presenta cuando el cuerpo ha compensado
parcialmente la alcalosis, alcanzando el equilibrio normal ácido/básico, aun
cuando los niveles de bicarbonato y dióxido de carbono permanezcan
anormales en términos absolutos.
2. Nombre los valores de pH para los siguientes: saliva, sangre, linfa,
secreción duodenal, bilis, leche materna, sudor, lagrima, orina, semen,
agua de caño, hígado.
ELEMENTOS VALORES pH
SALIVA 7.4
SANGRE 7.35 – 7.45
LINFA 7.40 – 7.45
SECRECIÓN DUODENAL 5, 5-7
BILIS 6,0
LECHE MATERNA 7,02
SUDOR 5,0
LAGRIMA 7,4
ORINA 4,3 –8
SEMEN 6,3
AGUA DE CAÑO 7
HÍGADO 6,96
3. ¿Cómo interpreta Ud. Desde el punto de vista química un pH 5 y un pH3?
Desde el punto de vista químico se interpreta primeramente que ambas
sustancias al tener un Ph menor a 7 son ácidas y entre ambas la sustancia con
pH=3 es más ácida que la sustancia con pH=5.

9. DETERMINACIÓN DE PH
4. ¿Cuáles son las sustancias buffer de los fluidos corporales?
Los denominados sistemas tampón o buffer representan la primera línea de
defensa que posee nuestro organismo ante los cambios desfavorables en el pH.
Esto se debe a su capacidad de aceptar o ceder protones de manera tal de
compensar los desequilibrios de nuestro medio interno, manteniendo los valores
de pH dentro de un rango estricto.
Las soluciones buffer están constituidas por un ácido débil y su base conjugada.
Ahora bien, que es un ácido débil? Si AH es un ácido débil significa que la unión AH
no es vencida fácilmente por la interacción de las especies químicas A- y H+ con el
agua. Por lo tanto AH se disociará parcialmente. En este caso A- es la base
conjugada del ácido AH ya que posee la capacidad de aceptar protones para
convertirse en AH. La disociación de un ácido débil esta se representa del siguiente
modo:
AH H+ + A-
Si este ácido fuera fuerte en una solución acuosa lo encontraríamos totalmente
disociado, lo que significa que no encontraríamos a la molécula AH como tal sino
que existirían solamente portones (H+) y aniones A-. Sin embargo un ácido débil
en solución presentará no solo los mencionados iones sino también una
concentración de la molécula AH. La relación entre las concentraciones de AH, y
están dadas por la Constante de Disociación del Ácido (Ka) que es característica de
cada sustancia:
[H+] [A-]
Ka = -----------------
[AH]
La tendencia de cualquier ácido débil a disociarse, es decir la “fuerza del ácido”,
está dada por la constante de disociación. Cuanto mayor es Ka, más disociado
estará el ácido en solución y mayor será su fuerza.
El valor de pH en el cual el ácido se encuentra disociado en un 50% se conoce como
pKa. Podemos calcularlo con la siguiente fórmula:
pKa = - log Ka
El pKa sirve también como indicador de la fuerza del ácido. En este caso a menor
pKa, mayor será el grado de disociación del ácido en solución.
Cuando trabajamos con ácidos fuertes el cálculo del pH se reduce a la expresión
que enunciamos anteriormente. Sin embargo cuando trabajamos con soluciones
buffer para calcular el pH utilizamos la ecuación de Henderson-Hasselbach:
pH = pKa + log [A-]
-------
[AH]

10. DETERMINACIÓN DE PH
Es importante destacar que ecuación de Henderson-Hasselbach es válida para
valores de pH cercanos al pKa del ácido considerado. Sin embargo es
extremadamente útil en medicina ya que los valores de pH de los buffers de
nuestro organismo siempre van a ser cercanos a sus respectivos pKa.
En este punto debemos preguntarnos cuales son las características que hacen que
un buffer sea útil. En este sentido encontramos dos elementos. En principio
debemos recordar que el pKa representa el valor de pH en el que un sistema
buffer puede alcanzar su máxima capacidad amortiguadora. Cada sistema buffer
tendrá un valor de pKa característico. Puesto que lo que pretendemos es
mantener un pH alrededor de 7,40 serán buenos amortiguadores aquellos
sistemas cuyo pKa esté próximo a dicho valor. En segundo lugar debemos
considerar que la concentración de las soluciones buffer debe ser elevada, de lo
contrario su capacidad sería agotada muy rápidamente.
A continuación describiremos los diferentes sistemas buffer que encontramos en
nuestro organismo.
Proteínas
Muchas de las proteínas de nuestro organismo en términos generales y la
Hemoglobina en particular tienen la propiedad de comportarse como buffers
biológicos. La condición necesaria para que esto suceda es que posean residuos de
histidina. Este aminoácido posee grupos imidazol que se caracterizan por
comportarse como un ácido débil.
El principal radio de acción de las proteínas es el nivel intracelular, contribuyendo
de forma importante en el mantenimiento del pH allí.
La Hemoglobina constituye el principal buffer de la sangre, de accionar
extremadamente eficiente gracias a su elevada concentración y a la gran cantidad
de residuos de histidina que posee en su estructura. Es menester mencionar que la
carboxihemoglobina tiene su capacidad buffer algo aumentada con respecto a la
oxihemoglobina, lo cual es una contribución muy importante ya que, como antes
mencionamos el CO2 es un ácido potencial.
Fosfato
Este buffer ejerce su acción fundamentalmente a nivel intracelular, ya que es aquí
donde existe una mayor concentración de fosfatos y el pH es más próximo a su
pKa (pKa = 6,8). Este sistema también posee una acción importante a nivel de los
túbulos renales, que presentan un pH menor a 7:
H2PO4- H+ + HPO42-
Bicarbonato
El sistema Ácido Carbónico-Bicarbonato es el buffer más importante de nuestro
organismo. Existen múltiples características que hacen de este sistema un
regulador de pH el más eficaz en el hombre. En primer lugar se trata de un sistema
que está presente en todos los medios tanto intracelulares como extracelulares. A
primera vista su pKa parecería corresponder a un buffer poco útil para nuestro
organismo ya que su valor es de 6,10. Sin embargo este hecho se ve compensado

11. DETERMINACIÓN DE PH
por la posibilidad de regular independientemente las concentraciones tanto de la
especie aceptora de protones como la dadora de protones. La reacción química
está dada por:
H2CO3 H+ + HCO3-
Como mencionamos anteriormente el H2CO3 está en equilibrio con el CO2. Por
consiguiente la ecuación de Henderson-Hasselbach está dada por:
pH = 6,1 + log [HCO3-]
------------
[CO2]
De este modo la concentración de la especie aceptora de protones (H2CO3) va a
estar regulada por un sistema de intercambio de solutos a nivel renal y la
concentración de la especie dadora de protones (CO2) será regulada por un
sistema de intercambio de gases a nivel pulmonar.
Si tomamos los valores de concentración para el CO2 y el H2CO3 y calculamos el
valor del pH utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbach obtendremos 7,40
como resultado, lo que implica que este buffer es ideal para mantener la
homeostasis de nuestro pH.
Es importante tener en cuenta que todos los sistemas buffer están
interrelacionados y que se amortiguan unos a otros, de modo que todos los
amortiguadores de un mismo compartimento van a variar conjuntamente ante un
cambio en el pH. Esto nos va a permitir conocer los cambios de cada sistema si
conocemos los que ha experimentado uno de ellos.