Este documento describe los conceptos básicos de equilibrio ácido-base y soluciones buffer. Explica que los ácidos aumentan la concentración de iones H+ mientras que las bases aumentan la concentración de iones OH-. También define la constante de disociación de ácidos y bases débiles y fuertes, así como el pH y cómo medirlo. Finalmente, introduce los buffers como soluciones que mantienen estable el pH al agregar pequeñas cantidades de ácido o base.

1. EQUILIBRIO ACIDO
BASE Y SOLUCIONES
BUFFER

2. • ÁCIDO: Sustancias que al disolverse en agua,
aumentan la concentración de iones H+.

3. • BASE: Las bases son sustancias que al
disolverse en agua, aumentan la concentración
de iones OH–.

4. Par Ácido-base conjugado
 Siempre que una sustancia se comporta
como ácido (dona H+) hay otra que se
comporta como base (acepta H+).
 Cuando un ácido pierde H+ se convierte en
su “base conjugada” y cuando una base
acepta H+ se convierte en su “ácido
conjugado”.

5. Pierde H+
Ión hidronio
HNO2 + H2O NO2 -
+ H3O+
acido base Base conj. Acido conj.
Ac.
dioxonitrico Gana H+
Prof.Tatiana Zuvic M.

6. Gana H+
NH3 + H2 O NH4+ + OH -
Base Acido Ac conj. Base conj.
Pierde de H+

7. ACIDOS FUERTES
Después de la disociación,
Antes de la disociación en el equilibrio
Disociación de un ácido fuerte
HCl H++ Cl-

8. ACIDOS Y BASES DEBILES
Después de la disociación,
Antes de la disociación en el equilibrio
Disociación de un ácido debil
AH H +A
+ - Ka = [H+][A-] / [AH]
Constante de disociación ácida

9. La constante del producto iónico (Kw) es el
producto de las concentraciones molares de los iones
H+ y OH- a una temperatura particular.
A 250C
Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14

10. Ejemplo : Calcular [OH-] en una solución en donde
[H+] = 6,2 x 10-4.
Ejemplo: La concentración de iones [OH-] en
cierta disolución amoniacal es 0,0038 M. Calcular
la concentración de los iones [H+].
CALCULAR [H+] DE LA BASE DEBIL NaOH
CALCULAR [H+] DEL ACIDO FUERTE HCL

11. El pH: una medida de la acidez
pH = -log [H+]
La disolución es A 250C
neutra [H+] = [OH-] [H+] = 1 x 10-7 pH = 7
ácida [H+] > [OH-] [H+] > 1 x 10-7 pH < 7
básica [H+] < [OH-] [H+] < 1 x 10-7 pH > 7
pH [H+]
7
ácida básica
pH

12. pOH = -log [OH-]
[H+][OH-] = Kw = 1.0 x 10-14
-log [H+] – log [OH-] = 14.00
pH + pOH = 14.00
CALCULAR [H+] DE LA BASE DEBIL NaOH
CALCULAR [H+] DEL ACIDO FUERTE HCL

13. pH en sustancias comunes
ÁCIDO BÁSICO
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Zumo de Leche Agua
limón Cerveza Sangre mar Amoniaco
Agua destilada

15. Medidor digital
de pH

16. Cinta de papel

17. SOLUCIONES BUFFERS, TAMPONES O
AMORTIGUADORAS
 Son soluciones que no varían apreciablemente el
pH, al agregar pequeñas cantidades de ácido o
base.

18. Variación del pH al añadir pequeñas
cantidades de NaOH o HCl

19. EJEMPLO SISTEMA BUFFER
 H+ + CH3-COO- CH3-COOH
 OH- + CH3-COH CH3-COO- + H20

20. MANTENIMIENTO DEL BALANCE ACIDO BASE
 Fisiológicamente se mantiene un balance mediante 3
procesos compensadores sucesivos en el tiempo:
- Amortiguación IC y EC. (en minutos)
- Compensación respiratoria. (en horas)
- Excreción renal del ácido. (en dias)
 El TAB surge cuando existe un desequilibrio entre la
producción de ácido o base y la capacidad del organismo
para compensarla.
 Esta alteración puede deberse a un exceso de velocidad en
la producción o un defecto patológico de los mecanismos
compensadores.

25. COMO IDENTIFICAR EL TAB
1) Interpretar el pH:
7,36 – 7,44: Eufemia ó Trastorno mixto.
< 7,36: Acidemia.
> 7,44: Alcalemia.
7) Identificar el TAB primario: Pueden presentarse trastornos mixtos.
HCO3-: < 22 mmol/L ó > 26 mmol/L: Metabólico.
pCO2: > 45 mmHg ó < 35 mmHg: Repiratorio.
Acidosis Alcalosis
Determinar el Anion GAP: Na+ - (Cl- + HCO3-)
AG alto = > 12
17) Determinar la compensación de acuerdo al trastorno primario
identificado.

26. ACIDOSIS METABOLICA