Este documento resume varias teorías sobre ácidos, bases y equilibrio químico. Según Arrhenius, un ácido libera iones de hidrógeno y una base libera iones de hidróxido. La teoría de Brønsted-Lowry define ácidos y bases como sustancias capaces de donar o aceptar protones. El documento también explica las constantes de acididad y basicidad, la escala de pH, ecuaciones de equilibrio como Henderson-Hasselbalch y factores que afectan la ionización de fármacos.

2. Teoría de Arrenius sobre la Disolución
Electrolítica
H2O + HCL H3O+ + CL-
H2O + CH3COOH H3O+ + CH3COO-
 Cationes: Iones cargados positivamente.
 Aniones: Iones cargados negativamente
Según Arrenius:
 Acido: Aquella sustancia que libera iones hidrógenos.
 Base: Toda aquella sustancia que libera iones hidroxilos al disociarse.
Na++ CL- + H2O
H2O + Na+ CL-
(Electrolito Fuerte)
(Electrolito Fuerte)
(Electrolito Débil)

3. Teoría Moderna de Ácidos, Bases y Sales
 Acido: Sustancia, con carga o sin ella, capaz de donar un protón.
 Base: Sustancia, con carga o sin ella, capaz de aceptar un protón
cedido por un ácido.
Teoría de Bronsted - Lowry
Par Acido - Base o Par Conjugado
HCL + H2O  H3O+ + CL-
(Acido 1) (Base 1)
(Acido 2)
(Base 2)
Fortaleza: Tendencia de las sustancias a ceder o captar un protón.
Las reacciones acido-base tienen lugar cuando un acido reacciona
con una base para formar un nuevo acido y una nueva base. Ejemplo:
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
(Acido 1) (Base 1)
(Acido 2)
(Base 2)
Vd
Vi
1)
2)

4. Equilibrio Ácido - Base
La velocidad de una reacción química sencilla es proporcional al
producto de las concentraciones de las sustancias reaccionantes,
elevadas cada una de ellas a una potencia igual al número de
moles que de dicha sustancia interviene en al reacción.
Ley de Acción de Masas
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
(Acido 1) (Base 1)
(Acido 2)
(Base 2)
Vd
Vi
Vd = k1 [CH3COOH]1 [H2O]1
Vi = k2 [H3O+]1 [CH3COO-]1
K1 y K2 son constantes de Proporcionalidad

5. Equilibrio Ácido - Base
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
(Acido 1) (Base 1)
(Acido 2)
(Base 2)
Vd
Vi
En el equilibrio: Vd = Vi
k1 [CH3COOH]1 [H2O]1 k2 [H3O+]1 [CH3COO-]1
=
[CH3COOH] [H2O]
[H3O+] [CH3COO-]
K1/K2 =
[CH3COOH]
[H3O+] [CH3COO-]
Ka=
Ka: Constante de Acides

6. Equilibrio Ácido - Base
Para las Bases
NH3 + H2O OH- + NH4
+
(Base 1) (Acido 1)
(Base 2)
(Acido2)
Vd
Vi
[NH3]
[OH-] [NH4
+]
Kb=
Kb: Constante de Basicidad

7. Escala de pH de Sorensen
pH: Es el logaritmo del valor reciproco de la concentración
de iones hidrógenos.
pH = log
1
[H3O+]
pH = log 1 – log [H3O+]
pH = – log [H3O+]
Escala de pH: Desde 0 hasta 14
 De 0 a 7: Grado de acidez.
 De 7 a 14: Grado de alcalinidad
 Valor de 7 = Concentración de iones hidrohilos e hidrógenos
aproximadamente iguales a T ambiente.

8. Ecuación de Henderson - Hasselbalch
Sistemas Reguladores (amortiguadores, tampón o
buffer):
Compuestos o mezclas de compuestos cuya presencia en una
disolución determina el que esta se resista a variaciones del pH, al
añadir pequeñas cantidades de un acido o una base. Ejemplos:
Acido débil y su base conjugada (su sal) o una base débil y su
ácido conjugado

9. Ecuación de Henderson - Hasselbalch
Efecto del Ion Común y "Ecuación Reguladora“ para un Acido
Débil y su Sal
Ejemplo: Cuando se añade Acetato Sódico (Sal) al ácido acético.
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
(Acido 1) (Base 1)
(Acido 2)
(Base 2)
Vd
Vi
[CH3COOH]
[H3O+] [CH3COO-]
Ka= = 1.75 x 10- 5

10. Ecuación de Henderson - Hasselbalch
Deducción de la "Ecuación Reguladora" para un Acido Débil .
El pH de la disolución final se obtiene a partir de la ecuación de
equilibrio del ácido acético.
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
[HAc]
[H3O+] [Ac-]
Ka =
HAc + H2O H3O+ + Ac-

11. Fármacos en solución
NO IONIZADA IONIZADA
(Liposoluble) (Hidrosoluble)
Ki
Ejemplo:
 Acido: AH ↔A- + H+
 Base: BOH ↔B+ + OH-
Grado de Ionización

12. Fármacos en solución
% NO IONIZADA = % IONIZADA
Cuando: pH = pKa
Principio de "Le Chatelier":
“ La variación que se introduce en alguno de los factores
que caracterizan una posición del estado de equilibrio de un
sistema, (concentración, temperatura y presión), provoca un
desplazamiento en la posición del equilibrio en el sentido de
oponerse a la alteración introducida"
Grado de Ionización

13. Fármacos en solución
AH A- + H+
Fármaco Acido
Grado de Ionización
pH Acido
pH Básico
Fármaco Básico
BOH B+ + OH-
pH Acido
pH Básico

14. ECUACIÓN DE HENDERSON - HASSELBACH
Acido Debil: pH = pKa + log
[ Ionizada ]
[ No Ionizada ]
Base Debil: pH = pKa + log
[ No Ionizada ]
[ Ionizada ]

15. COEFICIENTE DE PARTICIÓN LÍPIDO / AGUA
Agua
Aceite de Oliva
Heptano
N- optanol
[Agua] = x mg/mL = A
[Heptano] = x mg/mL = B
Cp = B / A

16. Fármaco %
Absorbido
Coeficiente
Cloroformo/Agua
Barbital 12 0.7
Apobarbital 17 4.9
Fenobarbital 20 4.8
Ac.
Alilbarbitúrico
23 10.5
Butetal 24 11.7
Ciclobarbital 24 13.9
Pentobarbital 30 28
Secobarbital 40 50.7
Hexetal 44 100