1. 1° tarea de Bioquímica
ÁCIDOS Y BASES

2.  Es un proceso químico mediante el cual se producen iones, estos
son moléculas cargadas eléctricamente debido al exceso o falta
de electrones respecto a molécula neutra.
 [H2O] + [H2O] ↔ [H3O+] + [OH-] a 25° C
Kc= [H3O+] [ OH-]/ [H2O]2
Kw= [H3O+][OH-] =1.0 x 10-14

3.  El agua no es un liquido químicamente puro, ya que se trata de una
solución iónica que siempre contiene algunos iones de H3O+ y OH-.
 Se sabe que por cada ion de hidronio (H+) hay un ion hidroxilo
(OH), la concentración es la misma, por lo que
[H+] * [OH-] = 10ˉ14
10ˉ7 * 10ˉ7 = 10ˉ14
De esta expresión se deduce que las concentraciones de hidronio e
hidroxilo son inversamente proporcionales

4. Teoría de Lewis
 La estructura de Lewis, como se recordará, permite conocer la distribución de los
electrones de un elemento que participa del enlace químico. A partir de este hecho,
Lewis propone su definición para un ácido y para una base.
Ácido: es aquella entidad capaz de aceptar un par de electrones de su entorno
Base: aquella entidad capaz de ceder o donar un par de electrones
 Ej.:
BF3 + NH3 ↔ BF3NH3

6.  Es una escala propuesta por el investigador Sörensen. Es rango de está
entre 0 al14 y, se define a través del logaritmo de la concentración del
ion hidrógeno:
Es una medida de acides o alcalinidad de una solución lo que indica el
pH exactamente es la concentración de iones hidronio [H+] presentes en
determinadas sustancias.
También se puede aplicara la concentración de OH-, a la constante de
acidez y basicidad del agua dando:
pOH= -log[OH-]
pH= -log [H+]

7.  La escala de pH se distinguen tres zonas:
 Vemos que tanto la zona ácida como básica tiene un rango y que
la zona neutra tiene un solo valor. Por lo tanto, cada ácido
presentado: ácido fuerte y débil y cada base presentada: base
fuerte y débil, tendrá su pH característico.
Zona Rango de pH Relación
Ácida 0 a 6.5 [H+] > [OH-]
Neutra 7 [H+] = [OH-]
Básica 7.1 a 14 [H+] < [OH-]

8. Relación entre pH y pOH
 Esta relación surge del producto iónico del agua, el cual relaciona la
concentración del ion hidrógeno y el ion hidroxilo y se expresa:
Kw= [H+] [OH-]
Al aplicar logaritmo a esta expresión se obtiene:
Kw= [H+] [OH-] / log
Log Kw = log[H+] + log[OH-]
Remplazamos y multiplicamos por -1, se obtiene
pKw= pH + pOH
Por ultimo tenemos 14= ph +pOH
Como sabemos que:
log Kw = -pKw
log [H+] = -pH
log [OH-] = -pOH

10.  Para poder entender con claridad el mecanismo que utiliza el organismo para evitar
cambios significativos de pH, pondremos un ejemplo el equilibrio de ácido carbónico
(H2CO3) y bicarbonato (HCO3-), presente en el líquido intracelular y en la sangre.
 Como producto del metabolismo se produce CO2 que al reaccionar con las
moléculas de agua produce ácido carbónico, un compuesto inestable que se disocia
parcialmente y pasa a ser bicarbonato según el siguiente equilibrio:
CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ HCO3- + H+
Entonces, el bicarbonato resultante se combina con los cationes libres presentes en la
célula, como el sodio, formando así bicarbonato sódico (NaHCO3), que actuará como
tampón ácido

11.  Supongamos que entra en la célula un ácido fuerte, por ejemplo,
ácido clorhídrico (HCl):
HCl + NaHCO3 → NaCl + CO2 + H2O
 Como se puede ver en la anterior reacción el efecto ácido
clorhídrico queda neutralizado por el bicarbonato de sodio y
resultan como productos sustancias que no provocan cambios en
el pH celular y lo mantienen en su valor normal, que es 7,4.