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UNACAR 
Universidad Autónoma del Carmen 
Facultad de Ciencias de la Salud 
Licenciatura en Medicina 
“Estructura y Función a Nivel Molecular” 
pH 
Catedrático 
Dr. David Abraham Alam Escamilla 
Investigación en Toxicología, Muta génesis y Carcinogénesis Ambiental 
Integrantes: 
Rosas Sánchez Arantxa 
García Madrigal Gustavo Adolfo 
García Hernández Francisco Ramón 
García cruz José Hesiquio 
Hernández Rojas Beatriz del Carmen 
Zarate Rodríguez Karen 
Rico Sosa Bryan 
Índice 
1
Introducción 3 
Concepto de pH y homeostasis 5 
Sustancias Acidas, Neutras, Alcalinas 7 
Espectro de pH 13 
Ejemplos de sustancias de la vida y alimentos 16 
Basal 19 
Estado patológico 23 
Conclusión 39 
Bibliografía 42 
Introducción 
2
Los ácidos son compuestos que, cuando se disuelven en agua produce solucines 
que conducen la electricidad, reaccionan con meta, es para pro ucir hidrógeno, 
son agrios al gusto y vuelven rojo al papel de tornasol. Las bases son compuestos 
que forman soluciones que conducen la electricidad son amargas al gusto, 
resbalosas al tacto y vuelven azul al papel de tornasol . La definición de los ácidos 
y bases propuesta por Brønsted-Lowry establece que un ácido es una sustancia 
que puede donar protones, y que una base es una sustancia que puede aceptar 
protones. Un ácido fuerte es quel con una gran tendencia a donar protones y que 
cuando se disuelve el agua, es casi completamente ionizado o disociado. 
Solamente algunas de las moléculas de un ácido débil donan sus protones, asi 
que, un ácido débil añadido al agua produce un aumento mucho menor en 
laconcentra ción del ion hidrógeno que la misma cantidad de un ácido tuerte. Una 
base fuerte tiene una atracción muy grande para los protones, mientras que una 
base débil tiene una atracción más débil. 
Los ácidos neutralizan las bases. Si se hacen reaccionar cantidades iguales de 
ácidos y bases, tendrá lugar una reacción de neutralización. La titulación es un 
procedimiento que utiliza una reacción neutralizadora para determinar una 
concentración desconocida de un ácido o base. La normalidad es una unidad de 
concentración que da el número de equivalentes ácido o base en un litro de 
solución. 
Umas pocas moléculas ae agua pura se ionizan para formar iones hidroxilo e 
iones de hidrógeno. En el agua, la concentración ion hidrógeno, multiplicada por 
la concentración ion hidroxilo[OH-]será siempre igual x 10·14, o K.. , llamado 
producto iónico del agua. La escala del pH es una manera conveniente de 
expresar la concentración ion hidrógeno de una solución. El agua pura, que es 
neutra, tiene un pH de 7. Las soluciones con un pH menor de 7 son ácidas y 
aquellas con un pH mayor de 7 son básicas. Los amortiguadores son sistemas 
que contienen un ácido débil y su base conjugada, o una base débil y su ácido 
conjugado, los cuales protegen contra cambios súbitos en el pH, causados por la 
adición de un ácido o una base. Debido a que los organismos vivientes son muy 
3
sensibles a cambios subitos en el pH, contienen sistemas amortiguadores dentro 
de las celulas, en el fluido extracelular y en la sangre, para protegerse contra 
dichos cambios. 
El pH 
4
La definición de ácidos y bases ha ido modificándose con el tiempo. Al 
principio Arrhenius fue quien clasifico a los ácidos como aquellas sustancias que 
son capaces de liberar protones (H+) y a las bases como aquellas sustancias que 
pueden liberar iones OH-. Esta teoría tenía algunas limitaciones ya que algunas 
sustancias podían comportarse como bases sin tener en su molécula el ion 
OH-. Por ejemplo el NH3. Aparte para Arrhenius solo existía el medio acuoso y hoy 
es sabido que en medios distintos también existen reacciones ácido-base. 
Brönsted y Lowry posteriormente propusieron otra teoría en la cual 
los ácidos y bases actúan como pares conjugados. Ácido es aquella sustancia 
capaz de aportar protones y base aquella sustancia capaz de captarlos. No tiene 
presente en su definición al ion OH-. 
Simbólicamente: 
AH + H2O —-> A- + H3O+ 
El AH es el ácido, (ácido 1) de su base conjugada A- (base 1) y el agua (base 2) es 
la base de su ácido conjugado H3O+ (ácido 2). 
El pH, abreviatura de Potencial Hidrógeno, es un parámetro muy usado 
en química para medir el grado de acidez o alcalinidad de las sustancias. Esto 
tiene enorme importancia en muchos procesostanto químicos como biológicos. Es 
un factor clave para que muchas reacciones se hagan o no. Por ejemplo en 
biología las enzimas responsables de reacciones bioquímicas tienen una actividad 
máxima bajo cierto rango de pH. Fuera de ese rango decae mucho su actividad 
catalítica. Nuestra sangre tiene un pH entre 7,35 y 7,45. Apenas fuera de ese 
rango están comprometidas nuestras funciones vitales. En los alimentos el pH es 
un marcador del buen o mal estado de este. Por lo expuesto el pH tiene 
enormes aplicaciones. 
La escala del pH va desde 0 hasta 14. Los valores menores que 7 indican el rango 
de acidez y los mayores que 7 el de alcalinidad o basicidad. El valor 7 se 
5
considera neutro. Matemáticamente el pH es el logaritmo negativo de la 
concentración molar de los iones hidrogeno o protones (H+) o iones hidronio (H3O). 
pH = -log [H+] o pH = -log [H3O] 
Electrolitos fuertes y Débiles: 
Son las sustancias que se descomponen en iones. Los fuertes se disocian o se 
separan en un 100% y los débiles en un muy pequeño porcentaje. 
Al separarse en iones muchos de ellos pueden aportar iones OH- o iones H+ o 
H3O+ afectando al pH en cierta medida. 
También hay un Potencial oxhidrilo (pOH) por haber iones OH-. 
pOH = -log[OH-] 
la suma entre el pOH y el pH nos da 14 
pOH + pH = 14 
Otra fórmula muy importante que vincula a los iones H+ y OH- es la Constante del 
producto iónico del agua. 
Kw = [H+] . [OH-] 
Kw = 1.10-14 
Nos permite calcular uno de los iones cuando tenemos el otro ya que su producto 
siempre da 1.1014en cualquier situación. 
6
A veces nos piden calcular la concentración de iones OH- o H+ a partir de los 
valores de pOH y pH. En estos casos resultan muy convenientes 
estas formulas que no son ms que el despeje matemático de la fórmula de pH. 
[H+] = 10 –pH 
[OH-] = 10 –pOH 
El pH y el pOH aparecen en ambos casos como exponentes. 
Ahora que ya están expuestas todas las formulas primero veremos ejemplos con 
electrolitos fuertes, es decir, ácidos y bases fuertes. 
Ácido Clorhídrico (HCl) 0,04M: 
HCl —–> H+ + Cl- 
En este caso la concentración molar de 0,04 M del ácido también será 0,04M del 
ion H+ y 0,04M de Cl-. De manera que el pH será: 
pH = -log [0,04] 
pH = 1,4 
Hidróxido de Bario 0,06M (Ba(OH)2) 
Ba(OH)2 ——> Ba+2 + 2 OH-La 
concentración del ion OH- es el doble que la del Ba(OH)2 porque un mol del 
hidróxido genera dos moles de OH-. 
Calculamos a continuación el pOH: 
pOH = -log[0.12] 
pOH = 0.92 
pH + pOH = 14 
pH = 14 – pOH 
pH = 14 – 0.92 
pH = 13.08 
7
Electrolitos débiles: 
En el caso de los electrolitos débiles, es más complicado calcular el pH y debemos 
recordar el concepto de equilibrio químico. 
El equilibrio químico se aplica a las reacciones que son reversibles, es decir, que 
pueden ir en ambas direcciones. Pero aun así llega un momento en el que la 
velocidad de reacción hacia la derecha es igual que hacia la izquierda. En ese 
punto se establecen concentraciones de las sustancias que no varían en el tiempo 
y se puede aplicar la constante de equilibrio químico. 
A + B <——–> C + D 
K = [C] x [D] / [A] x [B] 
Los electrolitos fuertes se caracterizan por ir en una sola dirección. En 
los ejemplos vistos anteriormente las sustancias se descomponen en iones y no 
hay reversa. En los electrolitos débiles veremos que la disociación iónica que va 
hacia la derecha puede tomar el camino opuesto y generar nuevamente la 
sustancia no ionizada. 
Ejemplo: 
Ácido acético (CH3COOH). 
CH3COOH + H2O < ——- > CH3COO- + H3O+ 
Ka = [CH3COO-] x [H3O+] / [CH3COOH] 
Calcula el pH de una solución 0.6M de ácido acético. Ka = 1,8.10-5 
Para saber el pH tenemos que saber la concentración de [H3O+]. 
Al principio solo hay moléculas del ácido sin disociar. A esto se lo llama estado 
inicial. 
CH3COOH + H2O <——-> CH3COO- + H3O+ 
Inicio 0.6M <———> 0 0 
8
Al correr el tiempo se llega a un nuevo estado de equilibrio. Se formaran una 
cantidad x de moles de cada uno de los iones. Y esa misma cantidad de moles se 
consumirán del ácido. 
CH3COOH + H2O < ———- > CH3COO- + H3O+ 
Equilibrio 0.6M – x <—-> x + x 
Ahora utilizaremos nuevamente la constante de equilibrio pero usando las 
expresiones del equilibrio. Obtenemos asi la constante del ácido debil. 
Ka = [X] . [X] / [0,6M - X] 
Ka = [X]^2 / [0,6M - X] 
1,8.10 ^-5 = [X]^2 / [0,6M - X] 
Estamos en presencia de una ecuación cuadrática. Habrá que usar la fórmula de 
Baskara. Pero si hacemos una consideración no será necesario. 
Como la cantidad de X será bastante pequeña en comparación con los 0.6M, 
podemos considerar a X = 0 sin entrar en grandes errores. 
1,8.10^-5 = [X]^2 / 0,6 M 
X = √ (1,8.10^-5 . 0,6M) 
X = 3,286.10-3 
pH = -log 3,286.10-3 
pH = 2,48 
Efecto del ión Común: 
A continuación veremos que sucede cuando tenemos una mezcla de un ácido 
débil y una sal de su acido. 
Antes debemos recordar el Principio de Le Chatelier. Este principio sostiene que 
cuando se introduce un cambio en un sistema en equilibrio, este responde de 
manera tal de contrarrestar a este cambio. 
9
Si tenemos un ácido débil (AH) y una sal de este ácido por ejemplo NaA, estos se 
disociaran en agua. 
AH + H2O <—–> A- + H3O+ 
NaA ——> Na+ + A-Como 
vemos ambas generan al ion A-. Sabemos que el pH de una sustancia es el 
índice de la concentración de iones H3O+. Mientras mayor sea esta concentración 
menor será el pH. Según Le Chatelier, si aumenta el ion común A-, la reacción se 
desplazara hacia la izquierda. Esto reducirá la concentración de H3O+ e impedirá 
que el pH disminuya. A estas soluciones que tienen estas propiedades se las llama 
Buffer o Soluciones reguladoras o Soluciones Tampón. Están formadas por un 
ácido débil y una de sus sales o una base débil y una de sus sales. 
Hay muchos sistemas buffer, incluso en nuestro organismo, para regular el pH de 
la sangre, que no soporta ni pequeñas fluctuaciones de pH. 
Ahora veremos cómo calcular el pH en uno de éstos casos. 
Recordemos la Ka del ácido: 
Ka = [A-] . [H3O+] / [AH] 
Despejando [H3O] resulta: 
[H3O+] = Ka . [AH] / [A-] 
Aplicando logaritmo en ambos miembros resulta: 
- log [H3O+] = – log ( Ka . [AH] / [A-] ) 
- log [H3O+] = – log Ka + log ( [A-] / [AH] ) 
pH = pKa + log ( [A-] / [AH] ) 
La [A-] proviene de la disociación del ácido débil y de la sal. Pero la cantidad que 
aporta el ácido es muy baja comparada con la que aporta la disociación de la sal. 
10
De la misma manera el ácido (AH) al ionizarse, algo de su cantidad es consumida. 
Pero es bastante poca comparada con la cantidad inicial de ácido. 
Como casi todo el ion A- es proporcionado por la sal. La concentración de 
A- podemos reemplazarla por la sal en la fórmula. Tomando la siguiente expresión: 
pH = pKa + log ( [Sal] / [Acido] ) 
Ejemplo: 
Calcular el pH de una solución que contiene una concentración de un ácido débil 
de 0,3M y una concentración de su sal de 0,5M. El Ka = 1,8.10-5. pKa = 4,744 
pH = 4,744 + log (0,5 M / 0,3 M) 
pH = 4,744 + 0,222 
pH = 4,97 
Una observación que podemos hacer mirando la fórmula de Henderson 
Hasselbach es que si las concentraciones de ácido y sal son iguales el pH será 
igual al pKa. Ya que el logaritmo de de uncociente que da 1 es cero. 
Otra situación que se nos presenta en los problemas con las sales de electrolitos 
débiles es la reacción del anión del ácido con el agua. O el catión de la base débil 
con el agua si se trata de un hidróxido débil. A estas reacciones se las llama 
Hidrólisis, y a su constante de equilibrio, K de hidrólisis (Kh). 
Ejemplo. 
Calcula la [H3O] y el pH de una solución 1.10-3 M de la sal NaX. Ka = 1.10-8. 
La reacción de hidrólisis es: 
X- + H2O ——-> HX + OH-kH 
= Kw / Ka 
Kh = ( [H3O+] . [OH-] ) // ( [H3O+] . [X-]/[HX] ) 
11
Simplificando términos queda la siguiente expresión que responde a la reacción 
expuesta. 
Kh = [HX] . [OH-] / [X-] 
Podemos despejar de esta expresión a la [OH-]. 
Kh = 1.10^-14 / 1.10^-8 
Kh = 1.10-6 
Como la [HX] es igual a la [OH-]. El producto del numerador podemos expresarlo 
como X2. Y al despejar esta incógnita estamos averiguando la [OH-]. 
Kh = [X]^2 / [X-] 
[OH-] = √ (Kh . [X-]) 
[OH-] = √ (1. 10^-6 . 1.10^-3) 
[OH-] = 3,16.10-5 
Con la Kw calculamos la [H3O+]: 
[H3O+] = 1.10^-14 / 3.16.10^-5 
[H3O+] = 3,16.10-10 
pH = -log 3,16.10-10 
pH = 9,5 
también podemos calcular el pH a partir de la [OH-] que es 3,16.10-5. 
De aquí calculamos el pOH. 
pOH = 4,5 
Por último sabiendo que la suma de pH y pOH da 14 tenemos: 
pH = 14-4,5 
pH = 9,5 
12
Grado de Hidrólisis: 
Es el porcentaje de hidrólisis de una sal en agua. Se calcula dividiendo a la 
cantidad de ácido formado por la concentración de la sal inicial. 
Ejemplo: 
Calcular el grado de hidrólisis de una solución de acetato de sodio (NaCH3COO) 
0,1M. Ka = 1,8.10-5. 
CH3COO- + H2O ——-> CH3COOH + OH- 
[OH-] = √ (Kh . [CH3COO-]) 
[OH-] = 7,45.10-6 
αh = [OH-] . 100 / [Sal] 
αh = 7,45.10^-6 . 100 / 0,1 M 
αh = 0,0074 
Definición de pH 
El químico Danés SLP Stirensen originalmente 
definió el pH como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno 
entonces: 
pH=-log [H+] 
El pH indica el grado de acidez o basicidad de una solución, éste se mide por la 
concentración del ión hidrógeno; los valores de pH están comprendidos en una 
escala de 0 a 14, el valor medio es 7; el cual corresponde a solución neutra por 
13
ejemplo agua, los valores que se encuentran por debajo de 7 indican soluciones 
ácidas y valores por encima de 7 corresponde a soluciones básicas o alcalinas. 
Debido a que el pH indica la medida de la concentración del ión hidronio en una 
solución, se puede afirmar entonces, que a mayor valor del pH, menor 
concentración de hidrógeno y menor acidez de la solución. 
Las propiedades ácido–básicas de los compuestos orgánicos son importantes 
para su función en los seres vivos; desde su distribución hasta su destino 
metabólico son determinados por el carácter ácido o básico además, la acidez del 
medio en que se encuentran, también tiene efecto sobre ellos. 
El término ácido proviene del latín acidus que significa “agrio”, y se refiere al sabor 
característico de estos compuestos; además del sabor, los ácidos en general son 
substancias que provocan vire del tornasol azul a rojo, reaccionan con los metales 
liberando Hidrógeno, al tacto tiene sensación acuosa, y pierden estas propiedades 
cuando reaccionan con bases. Las bases también se denominan álcalis, nombre 
que proviene del griego alqili y que significa “ceniza”, porque estas eran la fuente 
de donde se obtenían los álcalis. Sus propiedades características incluyen un 
sabor amargo, viran el color del tornasol de rojo a azul, al tacto son resbalosas o 
jabonosas, y reaccionan con los metales formando hidróxidos, frecuentemente 
insolubles. 
Se llegan a denominar ácidos o bases fuertes aquellas sustancias que entregan o 
pierden respectivamente muchos iones H+ de la solución. De la misma manera se 
denominan ácidos o bases débiles aquellas sustancias que entregan o pierden 
respectivamente pocos iones H+ de la solución. 
Ácidos: se denominan ácidos a las sustancias que tienden a entregar iones H+ a 
la solución. 
Bases: se denominan bases a las sustancias que tienden a tomar iones H+ de la 
solución. 
Los ácidos y las bases tienen una característica que nos deja poder medirlos, es la 
concentración de los iones de hidrógeno. Los ácidos fuertes tienen altas 
14
concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen 
concentraciones bajas. El pH entonces es un valor numérico que expresa la 
concentración de iones de hidrógeno. 
Hay centenares de ácidos - ácidos fuertes como el ácido sulfúrico, que puede 
disolver los clavos de acero y ácidos débiles como el ácido bórico, que es bastante 
seguro de utilizar como lavado de ojos. Hay también muchas soluciones alcalinas, 
llamadas " bases " , las soluciones alcalinas suaves como la Leche-De-Magnesia, 
que calman los trastornos del estómago y las soluciones alcalinas fuertes como la 
soda cáustica o hidróxido de sodio que puede disolver el cabello humano. 
Los valores numéricos verdaderos para estas concentraciones de ion de 
hidrógeno son típicamente una fracción muy pequeña EJ 1/10.000.000. Debido a 
que éste es un número incómodo con el que trabajar, una escala única fue ideada. 
La escala creada utiliza el logaritmo negativo de la concentración del ion de 
hidrógeno (o actividad) para las soluciones ácidas y básicas. Los valores leídos en 
esta escala se llaman las medidas del "pH". 
Los números a partir del 0 al 7 en la escala indican las soluciones ácidas, y 7 a 14 
indican soluciones alcalinas. Cuanto más ácida es una sustancia, más cercano su 
pH estará a 0; cuanto más alcalina es una sustancia, más cercano su pH estará a 
14. Algunas soluciones fotográficas no son ni altamente ácidas ni altamente 
alcalinas sino que están más cercanas al punto neutro, pH=7 que es el pH de la 
solución del agua de canilla. Las soluciones de revelador tienen valores en la 
porción alcalina de la escala del pH, extendiéndose típicamente de pH 9 a 12. Los 
baños de parada tienen valores en el extremo opuesto de la escala porque 
contienen cantidades grandes de ácido; tienen típicamente valores de pH de 1 a 
3. 
Una manera simple de determinarse si un material es un ácido o una base es 
utilizar papel de tornasol. El papel de tornasol es una tira de papel tratada que se 
vuelve color color de rosa cuando está sumergida en una solución ácida, y azul 
15
cuando está sumergida en una solución alcalina. Aunque otros papeles de pH 
pueden ahora proporcionar una estimación más exacta del pH, no son bastante 
exactos para medir soluciones fotográficas, y no son muy útiles para medir el pH 
de líquidos coloreados o turbios. 
Método Colorimétrico: Es el más sencillo pero no el más exacto. Está basado en el 
uso de sustancias llamadas indicadores. Los indicadores de pH son ácidos, bases 
o sales orgánicas, cuyas moléculas tienen un color cuando están disociadas y otro 
cuando están protonadas. Cuando el indicador se comporta como una base débil 
se presenta el equilibrio. 
El color dependerá principalmente de [H+], la concentración de H+ en la solución. 
Comparando el color del indicador en una solución de pH desconocido con el del 
mismo indicador en una serie de soluciones de pH conocido, es posible determinar 
el pH. La desventaja del método es que la apreciación personal del color provoca 
diferencias en la medición. 
Método Potenciométrico: El método potenciométrico se basa en la medición de la 
diferencia de potencial generado en las llamadas pilas o celdas de concentración. 
Al introducir un trozo de metal en una solución del mismo, los iones metálicos de 
la solución tiende a depositarse en el sólido y los átomos del sólido tienden a 
pasar a la solución. 
Existen varios alimentos que se utilizan en la vida diaria algunos ejemplos de ellos 
en la siguiente tabla: 
16
Algunos de los alimentos alcalinos se muestran en la siguiente tabla: 
Alimentos ácidos: 
17
La mayor parte de los elementos alcalinos son elementos que sirven mucho para 
la limpieza o desinfección como por ejemplo limpiadores, blanqueadores, el 
amoníaco, el jabón. Uno de los elementos más alcalinos conocidos es el limpiador 
líquido para desagües que posee un pH de 14. 
La escala del pH es sumamente importante para conocer las características de 
diferentes elementos y ambientes ya que se considera que en espacios 
sumamente alcalinos o sumamente ácidos no es posible la existencia de vida por 
la altísima o bajísima presencia de hidrógeno. 
18
El pH en el aspecto Basal 
El organismo mantiene el pH, o lo que es lo mismo la concentración de H+, dentro 
de un valor estable a través de un equilibrio homeostático. 
Sustrato y producto 
Continuamente ingresan y se eliminan ácidos del cuerpo humano. La fuente de 
ácidos en nuestro organismo es doble: 
1. Carga ácida proveniente de la dieta, representada por ácidos fijos, que es de 1 
mEq/kg de peso/día. Depende de la ingestión de proteínas (aminoácidos) 
principalmente. Esta carga de ácidos fijos es manejada y eliminada por los 
riñones. 
2. Carga ácida constituida por dióxido de carbono (CO2), generado me-tabólicamente 
a nivel celular. Diariamente se producen unos 13.000 a 15.000 
nmol/día de CO2. Esta producción metabólica de CO2 es manejada y eliminada 
por los pulmones. 
19
Regulación del pH: Equilibrio ácido-base 
El organismo posee tres mecanismos o líneas de defensa para mantener el pH en 
valores compatibles con la vida: 
1. amortiguadores. 
2. regulación pulmonar de la pCO2 . 
3. resorción y eliminación renal de bicarbonato y la excreción de ácidos. 
1. El manejo instantáneo de la carga ácida es realizado por las sustancias 
llamadas amortiguadoras, tampones o buffer. Las sustancias amortigua-doras 
desarrollan rápidamente su acción (fracción de segundos) previ-niendo 
de esta forma cambios excesivos en la concentración de iones 
hidrógenos. 
2. Cuando la concentración de iones H+, aumenta en forma manifiesta se 
produce una estimulación del centro respiratorio. En consecuencia aumenta 
la ventilación pulmonar, y puede ser eliminada una mayor cantidad de CO2, 
provocando un descenso en la concentración de iones H+ que estaba 
aumentada (dicha acción se cumple en aproximadamente 3 minutos). 
3. Cuando la concentración de H+ se modifica significativamente, los riñones 
producen una orina ácida o alcalina, ayudando también al reajuste del 
equilibrio. El riñón manejará la carga de ácidos como órgano más poderoso, 
pero requiriendo horas o días para reajustar las alteraciones en los valores 
de pH. 
20
Por ejemplo, si se añade ácido clorhídrico (ClH) a una solución de agua pura, el 
pH caerá a 1. Sin embargo, si hay un buen amortiguador el ClH se combinará con 
él y variará muy poco el pH 
Podemos utilizar, para ilustrar este ejemplo, la reacción de amortiguación que 
ocurre con el sistema tampón de bicarbonato de sodio (CO3Na)/ ácido carbónico 
(CO3H2). El CO3H2 es un ácido débil porque su disociación en CO3H- y H+ es 
muy pobre en comparación con otros ácidos (999 partes de cada 1000 de CO3H2 
se disocian en CO2 y H2O, dando una elevada concentración de CO2 y muy poco 
de ácido). 
Veamos ahora lo que ocurriría si a una solución que contenga este amortiguador 
se agrega: 
Sistemas amortiguadores del organismo 
Hay que recordar que el agua total del organismo está distribuida en 
compartimentos de tal forma que en alguno de ellos (como la sangre) es fácil 
medir las concentraciones de protones y de amortiguador; sin embargo es difícil 
hacerlo en el líquido intracelular que representa el mayor compartimento líquido 
del organismo. Debemos recordar entonces cuando se producen cambios agudos 
en la concentración de hidrogeniones que la masa total del amortiguador no está 
igualmente accesible para la amortiguación en todo el organismo, como el fosfato 
y el carbonato almacenado en el hueso. 
La acción de un amortiguador está en directa relación con: 
1.- su concentración 
2.- su pK en relación con el pH de la solución en la cual está colocado 
Sistema buffer bicarbonato/ácido carbónico: 
21
La característica predominante de este sistema amortiguador, es su volatilidad. En 
tanto que el equilibrio amortiguador importante ocurre entre el bicarbonato y el 
ácido carbónico: el nivel de éste último se refleja en la presión parcial de dióxido 
de carbono (pCO2). Así los cambios de la pCO2 cambiarán la concentración de 
ácido carbónico. 
Este equilibrio entre el dióxido de carbono y el ácido carbónico es importante 
porque el CO2 es muy permeable en todo el organismo y no existen barreras 
celulares importantes conocidas para este elemento. 
En consecuencia, los cambios en la pCO2 inducidos por las variaciones 
respiratorias se reflejan simultáneamente por alteraciones en los sistemas extra e 
intracelular. 
En contraste, cabría esperar que la infusión aguda de bicarbonato tuviera un 
impacto mucho más lento en el compartimento intracelular, porque el bicarbonato 
en sí no es libremente permeable a través de las membranas celulares. 
Un segundo aspecto muy importante se este sistema es que el bicarbonato puede 
ser generado y reabsorbido por los riñones. 
22
El pH en la digestión 
La digestión es un proceso complejo, el cual es controlado por diversos factores. 
El pH tiene un papel muy importante en el tracto digestivo. En la boca, faringe y 
esófago, el pH por lo general es de, 6-8, ligeramente acido. La saliva es quien 
controla la acidez de esta parte del sistema digestivo. La amilasa salival, es quien 
empieza la degradación de hidratos de carbono. La mayoría de las enzimas 
digestivas son sensibles al pH y no funcionarán en un ambiente muy acido, como 
el estomacal. El pH por debajo de 5, es un ácido fuerte mientras que mayor a 8, es 
una base débil. 
El pH en el estómago es muy ácido y por consecuente, los carbohidratos no se 
pueden sintetizar bien. El fuerte nivel de acidez en el estómago, también tiene 
beneficios, como: ayudando a la degradación de las proteínas, para así ayudar al 
intestino delgado y, proporcionando inmunidad no específica, retardando varios 
patógenos. 
En el duodeno se provee un adecuado balance del pH para activar las enzimas 
digestivas. En el hígado se secreta la bilis necesaria para controlar la acidez del 
estómago, también el conducto pancreático, se vacía en el duodeno agregando 
bicarbonato para crear un ambiente neutro. 
23
El pH en los huesos 
La gran mayoría de minerales que se encuentran en nuestro organismo se 
almacenan en los huesos, lugar perfecto para poder cumplir dos propósitos 
esenciales en todo cuerpo humano: 
Aportan fuerza y consistencia a los huesos. 
Estos minerales pueden alterar el nivel de acidez en la sangre. No importa lo 
pequeña que sea la variación, ya que el cuerpo siempre atento para poder regular 
esa anomalía. Siendo así, entonces el cuerpo lanzara minerales alcalinos para 
contrarrestar la acidez, siendo que si no alcanza los minerales en sangre, recurrirá 
a los almacenados en distintos sistemas, como el muscular o el óseo. 
Estado patológico del sistema reproductor y urinario 
Las estructuras del sistema reproductor están sometidas a la presencia de 
diversos fluidos que son muy susceptibles a la contaminación, como es la 
menstruación. Durante este período es necesaria la utilización de productos 
higiénicos o tampones, dependiendo de la cantidad del flujo, será la frecuencia del 
cambio. Es en estos días la mujer debe extremar las medidas higiénicas utilizando 
para ello productos suaves y respetuosos con el pH de la zona íntima. 
El pH vaginal es distinto en cada etapa de la vida de la mujer: durante la pre-adolescencia 
y la menopausia el pH vaginal es neutro; desde la pubertad y hasta 
la menopausia y durante la edad fértil el pH es más ácido; y en situaciones 
especiales, como el embarazo, el pH es aún más acido. 
24
En el ambiente vaginal, el pH neutro es de 6, por debajo de este número es más 
ácido y sobre ese número es alcalino, haciendo un lado la regla de la acidez 
neutra de 7. La vagina generalmente tiene un pH ácido de equilibrio de entre 4 y 
4,9. 
El desequilibrio del pH vaginal puede favorecer la aparición de microorganismos 
dañinos en la vagina. La disminución de la acidez en la vagina favorece 
la aparición de las inflamaciones. 
Cuando hay infecciones se produce un círculo vicioso en el que los gérmenes 
exógenos tienden a desplazar a los que producen a los internos que son los que 
producen la acidez, como es el lactobacilo, y uno de ellos es el comúnmente 
llamado “guardián de la vagina” o Döderlein. Aunque también son desplazados, 
cuando por ejemplo la mujer está tomando algún tratamiento farmacológico, como 
antibióticos. 
Algunos días después de iniciado el tratamiento con los antibióticos, comienza la 
urticaria vaginal, ya que estos fármacos matan a los gérmenes, afectado la acidez 
vaginal, pero a su vez propician la aparición de gérmenes exógenos. 
. 
Causas de la vaginitis 
Cándida. La candidiasis (conocida como algodoncillo o infección de hongos) es un 
padecimiento producido por el hongo cándida. 
Tricomoniasis. T. vaginalis, Produce leucorrea profusa, espumosa, amarillo-verdosa 
y maloliente y prurito vaginal. Su pH >4,5. 
Para establecer el diagnóstico se requiere una exploración cuidadosa de la 
paciente y un estudio del exudado vaginal y cervical, que comprende: pH, examen 
microscópico en fresco y prueba de las aminas; Gram del exudado; cultivos de 
cérvix para Chlamydia y N. gonorreae y citología. 
25
Urinario 
La infección del tracto urinario (ITU) es uno de los padecimientos más frecuentes 
del ser humano, desde sus primeros días hasta la senectud. Su prevalencia en 
ambos sexos y en los distintos grupos de edad es variable. En los tres primeros 
meses de vida la ITU es más frecuente en los varones debido a alteraciones 
estructurales como la presencia de válvulas uretrales posteriores. Este hecho 
prueba que un obstáculo que se oponga a la eliminación de la orina, provocando 
su retención en cualquier segmento de la vía, constituye un factor predisponente 
para la infección. 
La orina con pH más alcalino (pH> 7,5) indica la formación de piedras en la vía 
urinaria o infecciones, sí la orina es demasiado ácida (pH< 5), puede deberse a la 
formación de cristales de xantina, cistina, ácido úrico y oxalato cálcico. La orina 
alcalina se acompaña de tendencia a formar cálculos de carbonato cálcico, fosfato 
cálcico, y fosfato de magnesio. 
El pH vaginal: Flujo Normal: 3,8 – 4,2. El Flujo provocado por Trichomonas 
(parásitos): 
pH: 5 – 6; se caracteriza por flujo espumoso, amarillento sucio, olor a huevo 
podrido, decolora la ropa interior de algodón, hay prurito, mucho dolor y 
dispareunia, la sangre menstrual tiene olor penetrante. 
El pH del semen tiene un rango normal muy estrecho aproximadamente un 7-8, 
por ejemplo: un pH alcalino se relaciona con trastornos a nivel de la próstata 
mientras que un pH ácido podría estar asociado a una disfunción de las vesículas 
seminales. Todos los fluidos biológicos tienen pH determinados y su alteración son 
un indicativo más de una alteración que perturba el equilibrio del organismo. 
26
Estudio del efecto del pH de la orina en la progresión de los tumores de 
vejiga urinaria. La Alcalosis sistémica se ha postulado para mejorar la 
tumorigénesis, mientras que la acidosis sistémica se ha implicado para ejercer una 
influencia favorable en el control del tumor y regresión. En el presente estudio el 
pH urinario fue influenciado por la alimentación de ácido o de formación de las 
dietas de formación de base, y el efecto de la orina alcalina o ácida en la fase de 
progresión temprana y tardía de la carcinogenicidad de vejiga urinaria se investigó 
en ratas Wistar macho. Lesiones de la vejiga se iniciaron por N-butil-N-(4- 
hidroxibutil) nitrosamina (0,05% de BBN al agua de bebida durante 4 semanas) y 
promovidos por bicarbonato de sodio (NaHCO3 3,4% en la dieta durante 15 o 25 
semanas). Después de corto plazo (15 semanas) y más a largo plazo (25 
semanas) promoción con NaHCO3, grupos de 20 ratas fueron alimentadas con 
una dieta que contenía el cloruro de amonio acidificantes sal (2,1% NH4Cl) o la 
dieta control. Todas las ratas supervivientes fueron asesinadas después de una 
duración total del estudio de 52 semanas. Grupos de control adicionales fueron, 
después de la iniciación, las dietas que contienen NaHCO3 alimentados y 
asesinados después de 15 semanas o 25 semanas de promoción, o al final del 
estudio. En ratas alimentadas con dietas con sales añadidas, la ingesta de agua y 
la cantidad de orina producida se incrementó y la densidad urinaria se redujo en 
comparación con las ratas alimentadas con la dieta control. Durante la 
alimentación de NaHCO3, se aumentaron el pH urinario y la concentración de 
sodio. Durante la alimentación de NH4Cl, pH urinario se redujo y se incrementaron 
las concentraciones de cloruro de calcio y urinarios. Iniciación por BBN seguido 
por tratamiento con NaHCO3 causó una alta incidencia de hiperplasia nodular / 
papilares, papilomas y carcinomas de epitelio de la vejiga. Estas lesiones 
progresaron con el tiempo o la mayor duración de la promoción de NaHCO3. No 
se encontró un efecto protector del tumor de la acidificación urinaria por NH4Cl. 
De hecho, tanto la acidificación y alcalinización prolongada tienden a agravar la 
malignidad del carcinoma de vejiga. 
27
El pH en saliva 
Cuando cepillas tus dientes, el pH de tu boca deberá encontrarse en un valor muy 
cercano a 7, es decir, un pH neutro. 
Si el pH se encuentra debajo de 5.5, el esmalte en los dientes empieza a perderse 
ocasionando daños. El comer o ingerir carbohidratos propicia la aceleración del 
daño de tus dientes. 
Cuando los alimentos se descomponen en nuestras bocas, generan un ambiente 
más acido, a su vez, propiciando la aparición de gérmenes que lo vuelven aún 
más acido. 
Para reducir los efectos dañinos a los dientes, las encías y mantener una boca 
sana; es muy importante el cepillado después de cada comida. Recuerda también 
utilizar el hilo dental y algún enjuague bucal. 
28
Orina 
La orina en estado normal, se sabe que se encuentra en una escala de pH 4.6 a 
8.0, esto dependiendo de la edad de la persona, sexo, trabajo en el que se 
desenvuelve, etcétera. Cuando la orina genera un dato ácido o alcalino podría 
deberse a: 
Un pH alto en la orina puede deberse a: 
 Que los riñones no eliminan apropiadamente los ácidos (Acidosis tubular 
del riñón, también conocida como acidosis tubular renal) 
 Insuficiencia renal 
 Bombeo del estómago (succión gástrica) 
 Infección urinaria 
 Vómitos 
Un pH bajo en la orina puede deberse a: 
 Cetoacidosis diabética 
 Diarrea 
 Demasiado ácido en los líquidos corporales (acidosis metabólica, 
cetoacidosis diabética), como la Inanición 
En general los síntomas de que hay algo mal en nuestra orina son: 
Estado general: Falta de energía, disminución de la temperatura corporal, 
degradación cálcica y tendencia a las infecciones. 
Estado psíquico: Pérdida del ánimo, del impulso y del gozo de vivir. Tristeza y 
nerviosismo. 
Intestinos: Desarreglos intestinales liberadores de ácidos, ardor rectal, inflamación, 
tendencia diarreica, calambres y dolores abdominales. 
29
Riñones - Vejiga: Orina ácida, irritación y ardor vesical, uretral y cálculos. 
El equilibrio ácido-básico también es influenciado por la manera de vivir, en el 
curso de la jornada, durante los descansos, en el lugar de trabajo, etc., 
Litiasis renal: Esta condición, aunada a la presencia de sustancias producidas por 
el mismo riñón que evitan la precipitación de sales, impide habitualmente que 
formemos piedras o litos. Cuando la orina es muy alcalina, o demasiado ácida, o 
tomamos pocos líquidos, o nos faltan las condiciones y sustancias que evitan la 
formación de piedras, hablamos de una orina formadora de litiasis o litogénica. 
Existen varios tipos de litos renales, los formados por calcio son los más 
frecuentes; casi el 95% de todas las piedras renales son de calcio. Se forman 
cuando existe hipercalciuria o bien cuando las condiciones de la orina favorecen la 
precipitación de cristales de calcio. En algunas condiciones se incrementa la 
absorción de calcio en intestino o bien se remueve una cantidad mayor de calcio a 
partir del hueso. Algunos litos de calcio son causados por el exceso de un químico 
llamado oxalato, presente en muchos alimentos, éste se une fácilmente al calcio 
para formar piedras. Se aumenta el riesgo de la formación de litos de calcio, 
cuando se es portador de ciertas enfermedades médicas, como por ejemplo 
hiperparatiroidismo y enfermedad inflamatoria intestinal. La orina alcalina favorece 
la precipitación del calcio. 
30
Sangre 
El pH de nuestra sangre debe estar siempre constante, si alguna vez esto 
cambiase se tendria que tomar una medida de emergencia muy rápida, ya que 
esta nos podria ocasionar un coma o la muerte, así que tenemos que ponersela 
fácil a nuestro cuerpo. El pH óptimo de la sangre humana debería ser ligeramente 
alcalino con un valor entre 7.35 y 7.45, pero por desgracia se estima que el 90% 
de los habitantes de los países supuestamente desarrollados sufren acidosis, 
incluyendo a los niños. Para hacernos una idea del fragil equilibrio de pH y su 
importancia vital: si el pH disminuye de de 7,1 se producirá el coma y si llega al 6,9 
se producirá la muerte, también moriríamos si la alcalinidad de nuestra sangre 
llegase al 7,8. En la siguiente imagen se muestra los alimentos que producen los 
excesos: 
Figura: 
Las patologías que se presentarían son: 
Arritmia: La alcalosis puede causar arritmia, o latidos irregulares del corazón, 
indica New York Times Health Guide. Esto puede ocurrir cuando el cuerpo se 
hiperventila. La consiguiente irregularidad en la respiración puede hacer que el 
corazón lata a intervalos irregulares también. Con el fin de diagnosticar la 
31
alcalosis, los médicos buscarán dióxido de carbono y los niveles de bicarbonato de 
sodio en la sangre del paciente. Estos dos productos químicos ayudan a regular la 
respiración, la frecuencia cardiaca y la función del órgano. En los pacientes con 
altos niveles de pH, el dióxido de carbono será bajo y los niveles de bicarbonato 
de sodio altos. Esto provocará un aumento en la tasa de respiración del paciente y 
arritmia cardiaca. Los pacientes pueden experimentar dificultad para respirar, dolor 
en el pecho y palpitaciones. 
Coma: La alcalosis puede inducir un coma si los niveles de pH son 
suficientemente altos, indica la New York Times Health Guide. Esto puede ser una 
consecuencia de las dificultades de respiración típicas de la alcalosis. El riesgo de 
un coma alcalosis inducida puede verse afectada por otros factores, tales como el 
nivel de oxígeno en el aire circundante o la presencia de una enfermedad 
pulmonar. 
La hipopotasemia: La alcalosis metabólica puede causar que el cuerpo tenga 
niveles de electrolitos desequilibrados, indica la New York Times Health Guide. A 
menudo, los niveles de potasio se reducen significativamente. Esta reducción 
drástica del potasio se llama hipopotasemia. A medida que aumentan los niveles 
de pH, los niveles de potasio en la sangre siguen cayendo. Esto puede conducir a 
problemas en los riñones, el corazón y sistema digestivo. 
Deterioro de la función de los órganos: La acidosis respiratoria puede afectar las 
funciones normales de los órganos, de acuerdo con Drugs.com. Esto puede ser 
provocada por una acumulación excesiva de dióxido de carbono. Tal acumulación 
disminuye el pH del cuerpo, convirtiéndolo en ácido. En consecuencia, el cuerpo 
se vuelve débil y agotado. Los niveles de oxígeno en el cuerpo disminuyen, la 
función del órgano se perjudica más. 
Falla respiratoria: La acidosis eventualmente puede dar lugar a una insuficiencia 
respiratoria, señala Drugs.com. Esto a menudo se complica aún más por la 
presencia de condiciones que alteran la respiración. Los posteriores dificultades 
respiratorias aumentan la acidez de la sangre. Finalmente, la acidosis se vuelve 
tan severa que la respiración falla por completo. 
32
Convulsiones: La alcalosis respiratoria severa puede causar convulsiones, indica 
New York Times Health Guide. Esto puede comenzar cuando el cuerpo se 
hiperventila y aumentan los niveles de pH. La alcalosis posterior puede ser lo 
suficientemente grave como para provocar convulsiones. Los casos de 
convulsiones por alcalosis son raras, pero, si están presentes, pueden indicar un 
aumento potencialmente mortal en los niveles de pH. 
Conmoción o muerte: La acidosis metabólica a veces puede ser tan severa que 
provoca una conmoción, señala MedlinePlus, un servicio de National Institutes of 
Health. Por otra parte, si la acidosis metabólica es los suficientemente severa, 
puede incluso resultar en la muerte. 
Por ello, es muy importante cuidar de lo que comemos si queremos vivir más 
tiempo. 
33
Fluidos Genitales 
La secreción vaginal (o flujo) es el fluido lubricante que se produce para reducir la 
fricción durante las relaciones sexuales. A menudo tiene lugar durante la 
excitación sexual femenina. La sequedad vaginal es un trastorno en el cual esta 
lubricación es insuficiente. 
Composición de la secreción vaginal: El fluido de lubricación contiene agua, 
piridina, escualeno, urea, ácido acético, ácido láctico, alcoholes complejos y 
glicoles, cetonas, y aldehídos. El fluido suele ser claro y más parecido al líquido de 
pre-eyaculación del varón que al de eyaculación. Sin embargo, la secreción puede 
variar en consistencia, textura, color y olor, según diversos factores como la 
excitación sexual, el tiempo del ciclo menstrual, la presencia de una infección y la 
dieta. La secreción vaginal es ligeramente ácida y puede hacerse más ácida con 
ciertas enfermedades de transmisión sexual. El pH normal del fluido vaginal está 
entre 3.8 y 4.5, mientras que en el semen masculino es de entre 7.2 y 8.0 (una 
sustancia neutra tiene un pH de 7.0). La acidez vaginal, que también es importante 
tenerla en la orina, es un mecanismo de protección contra las infecciones en esa 
zona, ya que un medio ácido es hostil para la mayoría de los gérmenes que 
pueden atacar esa zona. Por tanto, cuando existe un medio ácido en la zona 
genital o urinaria en la mujer, las probabilidades de contraer una infección son muy 
bajas”. Según el especialista, cuando hay infecciones se produce un círculo 
vicioso muy negativo en el que los gérmenes exógenos tienden a desplazar a los 
que producen la acidez, como es el lactobacilo, y uno de ellos es el comúnmente 
llamado “guardián de la vagina” o Döderlein. Cuando éste es desplazado, entran 
otros gérmenes que no se sienten cómodos con la acidez y la van disminuyendo. 
Los gérmenes “positivos” o lactobacilos que producen la acidez vaginal, pueden 
ser disminuidos o desplazados cuando la mujer tiene un tratamiento con 
antibióticos, por otros motivos, como una inflamación en la garganta por ejemplo. 
34
Por lo general, a pocos días de iniciado el tratamiento con algún antibiótico, 
comienza la picazón vaginal, ya que ese tipo de fármacos “mata” el Döderlein, 
afectando la flora vaginal, disminuyendo la acidez, y aumentando la posibilidad de 
ataque de los gérmenes exógenos. A consecuencia de ello, se producen 
enfermedades tales como vaginitis y/ o vulvo vaginitis, entre otras. Es importante 
recalcar que los hombres no sufren de muchas complicaciones respecto a el flujo, 
en cambio en una mujer, es una zona la cual debe cuidarse mucho ya que el pH, 
determina ciertas patologías. 
35
Heces 
El rango de pH es dependiente de la dieta; Normal: neutral que es ligeramente 
alcalino o ácido. El pH fecal es generalmente ácido: entre 5 y 6. 
pH 
elevado(alcalino): 
Degradación de proteínas. 
Colitis. 
Adenoma velloso. 
Uso de antibióticos. 
Un pH fecal alto puede ser un factor de riesgo de cáncer colo-rectal. La ingesta de 
cereales con fibra (75 100g/días x 14 días) demuestra la capacidad de reducir el 
pH fecal en 0,4 unidades. Sin embargo, esto significa que un pH alto se relaciona 
en segunda instancia con el riesgo de cáncer. 
pH 
bajo : (ácido) 
Malabsroción de carbohidratos. 
Malabsorción de grasas. 
Deficiencia de disacaridasa. 
Un pH fecal menor de 6.0 es evidencia sugestiva de mal absorción de azúcares. 
En niños y en algunos adultos se nota que sus heces tienen un olor dulce como 
resultado de ácidos grasos volátiles y la presencia de intolerancia a la lactosa. PH 
fecales bajos también contribuyen a escoriaciones de la piel de la región perianal, 
frecuentemente acompañadas de diarrea. 
36
37
Conclusión 
Concepto de pH 
El pH es el estado de regularización de una base o acido esto se refiere al estado 
de concentración de iones hidrógenos [H +] en los líquidos corporales o acido-base. 
En las personas normales la concentración de h+ es de 40 nanomoles/l de 
plasma. En comparación con la concentración de otros cationes, es relativamente 
pequeña. 
Se describen los aspectos generales, funcionales y la forma de evaluarlo en el 
cuerpo humano. 
Por litro de plasma hay aproximadamente 142 millones de nanomoles de Na+ y 4 
nanomoles de K+. Por lo tanto la cantidad de H+ en el plasma es más o menos la 
millonésima parte de la cantidad de cationes. Una proporción igual de H+ existe 
con relación a los aniones. 
Debido a que resultaba difícil expresar la concentración de iones H+ en una 
unidad que sea útil comparar con la concentración de otros iones, Sorensen en 
1909, desarrolló el concepto de pH, definiéndolo como el logaritmo negativo de la 
concentración de iones H. 
ph= -log [ H+] 
El agua es un solvente biológico ideal, es una molécula tetraédrica asimétrica que 
forma dipolos. Puede actuar como acido o como base. 
Escala de pH: 
38
Si tomamos la disociación del agua pura, la misma se produce según la siguiente 
reacción: En el momento que se logra el equilibrio en ésta ecuación, la 
concentración de hidrogenión es igual a la concentración de hidroxilos, y cada uno 
tiene un valor de 10-7. 
El punto neutro del pH es 7 que es el agua pura, del 1 al 7 es ácido y del 7 al 14 
es alcalino. 
Estructura del pH. 
 Hidrogenión (H+): los líquidos corporales además de contener cationes y 
aniones, contienen el protón H+ o hidrogenión. En las soluciones acuosas, 
hay poco o ningún protón H+ en forma de protones simples. Casi todos los 
protones de H+ de las soluciones acuosas se hallan en reacción con agua 
formando iones hidratados. 
 Ácidos: se denominan ácidos a las sustancias que tienden a entregar iones 
H+ a la solución. 
 Bases: se denominan bases a las sustancias que tienden a tomar iones H+ 
de la solución. 
De tal manera se definen si son ácidos o bases. Se denomina fuertes a aquellas 
que entregan o aceptan varios iones H+ y débiles a aquellas que entregan o 
aceptan pocos iones H+. 
39
La Importancia del Equilibrio del pH en relación con medicina 
Existe un “estado pH” en el organismo que fluctúa entre una alcalosis y una 
acidosis a lo largo de las 24 horas del día. 
Si este trasiego o movimiento no se produjese sería imposible la puesta en 
marcha de las diferentes rutas bioquímicas y el metabolismo se pararía 
precisamente el motor de la vida biológica es este ir y venir del “estado pH”. 
Son pequeñas fluctuaciones en torno a la posición del equilibrio, pero suficientes 
para que exista el movimiento bioquímico. 
Aunque se acepta que el pH es el logaritmo inverso de la concentración de iones 
de hidrogeno, esta es una forma de expresarse casi matemática y que 
conceptualmente es ininteligible. 
Se crea un campo electromagnético, y es esta la primera vez que en medicina 
científica se habla de estos campos, no en vano en física, se define el campo 
magnético como aquel lugar del espacio donde actúan fuerzas electromagnéticas 
40
y desde Maxwell a nuestros días queda unido para siempre el concepto de carga 
eléctrica y carga electromagnética, por lo tanto cuando hablamos de pH estamos 
hablando de campos electromagnéticos. 
Todo sistema biológico que tiene vida es un campo electromagnético fluctuante 
entre la positividad y la negatividad, sea este una hormiga, una planta o una 
bacteria incluso la propia célula y en función de ese trasiego y debido a él, posee 
vida. 
Esto solo puede ser explicado desde el intento por parte de los organismos vivos 
de salir de ese estado de carga, sea positiva o negativa, buscando el reposo óseo 
el punto eléctricamente neutro es decir el electro-neutralidad. Pero ello significa, la 
parada bioquímica, es decir la muerte. 
Por lo tanto, si esa infructuosa búsqueda la llamamos vida y la parada la muerte, 
todos los organismos buscan la muerte, de acuerdo con esto definiríamos la vida 
como la búsqueda de la electro-neutralidad o muerte. 
Ocurre sin embargo que en la búsqueda del punto de equilibrio no lo consigue 
normalmente y pasa al otro estado de carga, obligando a una nueva búsqueda en 
el sentido contrario, o sea, es como una balanza en equilibrio inestable obligada 
hacer oscilaciones en un sentido y en otro sin parar nunca. 
Estas oscilaciones de pH, tienen un periodo de 24 horas y cada oscilación debe 
producirse con la misma amplitud, tanto en un sentido como en el otro, incluso con 
una determinada velocidad, siempre la misma. El sistema por lo tanto puede 
cabecear hacia la alcalosis o hacia la acidosis, dando lugar a enfermedades 
diferentes en cada caso. 
Solamente regulando este sistema, cuando esta alterado, se puede recuperar la 
salud. En casi todas las patologías que asolan al ser humano y más en la edad 
adulta y senectud, es posible encontrar desequilibrios de este sistema. 
41
Bibliografia 
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web: http://www.medicasur.com.mx/es_mx/ms/ms_rnlt_Litiasis_Renal 
quimicoclinico. (Junio 11, 2008). pH de la materia fecal. agosto 30, 2014, de Blog 
del Químico Clínico Sitio web: 
http://quimicoclinico.wordpress.com/2008/06/11/significado-clinico-del-ph-en-las-heces/ 
Cibrián E.. (enero 29, 2014). Equilibrio de pH en sangre: . agosto 30, 2014, de 
elherbolario Sitio web: http://www.elherbolario.com/noticia/1198/DE-PIES-A-CABEZA/ 
Equilibrio-de-pH-en-sangre:-los-peligros-de-la-acidosis-y-su-relacion-con- 
las-principales-enfermedades.html 
Escrito por Pritchard J. | Traducido por Sánchez V.. (2011). Peligros de los niveles 
bajos o altos del pH. agosto 30, 2014, de livestrong Sitio web: 
http://www.livestrong.com/es/peligros-niveles-bajos-lista_23675/ 
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web: http://www.secrecion.com/secrecin_vaginal_flujo 
Tweedle, D.E.F. Metabolic Care. Chap. 4. PP 60-80. (1982) Churchill Livingstone. 
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Stites, Dp. Inmunologia Básica y clínica. 9ª 
42
Abul K. Abbas, Andrew H. Lichtman. (1998). Inmunologia celular y molecular. 
Estados unidos. Elsevier.1999 
Stites, Dp. Inmunologia Básica y Clínica. (1999). Inmunologia básica y clínica. 
Estados unidos. Elsevier. 1998 
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pH

  • 1. UNACAR Universidad Autónoma del Carmen Facultad de Ciencias de la Salud Licenciatura en Medicina “Estructura y Función a Nivel Molecular” pH Catedrático Dr. David Abraham Alam Escamilla Investigación en Toxicología, Muta génesis y Carcinogénesis Ambiental Integrantes: Rosas Sánchez Arantxa García Madrigal Gustavo Adolfo García Hernández Francisco Ramón García cruz José Hesiquio Hernández Rojas Beatriz del Carmen Zarate Rodríguez Karen Rico Sosa Bryan Índice 1
  • 2. Introducción 3 Concepto de pH y homeostasis 5 Sustancias Acidas, Neutras, Alcalinas 7 Espectro de pH 13 Ejemplos de sustancias de la vida y alimentos 16 Basal 19 Estado patológico 23 Conclusión 39 Bibliografía 42 Introducción 2
  • 3. Los ácidos son compuestos que, cuando se disuelven en agua produce solucines que conducen la electricidad, reaccionan con meta, es para pro ucir hidrógeno, son agrios al gusto y vuelven rojo al papel de tornasol. Las bases son compuestos que forman soluciones que conducen la electricidad son amargas al gusto, resbalosas al tacto y vuelven azul al papel de tornasol . La definición de los ácidos y bases propuesta por Brønsted-Lowry establece que un ácido es una sustancia que puede donar protones, y que una base es una sustancia que puede aceptar protones. Un ácido fuerte es quel con una gran tendencia a donar protones y que cuando se disuelve el agua, es casi completamente ionizado o disociado. Solamente algunas de las moléculas de un ácido débil donan sus protones, asi que, un ácido débil añadido al agua produce un aumento mucho menor en laconcentra ción del ion hidrógeno que la misma cantidad de un ácido tuerte. Una base fuerte tiene una atracción muy grande para los protones, mientras que una base débil tiene una atracción más débil. Los ácidos neutralizan las bases. Si se hacen reaccionar cantidades iguales de ácidos y bases, tendrá lugar una reacción de neutralización. La titulación es un procedimiento que utiliza una reacción neutralizadora para determinar una concentración desconocida de un ácido o base. La normalidad es una unidad de concentración que da el número de equivalentes ácido o base en un litro de solución. Umas pocas moléculas ae agua pura se ionizan para formar iones hidroxilo e iones de hidrógeno. En el agua, la concentración ion hidrógeno, multiplicada por la concentración ion hidroxilo[OH-]será siempre igual x 10·14, o K.. , llamado producto iónico del agua. La escala del pH es una manera conveniente de expresar la concentración ion hidrógeno de una solución. El agua pura, que es neutra, tiene un pH de 7. Las soluciones con un pH menor de 7 son ácidas y aquellas con un pH mayor de 7 son básicas. Los amortiguadores son sistemas que contienen un ácido débil y su base conjugada, o una base débil y su ácido conjugado, los cuales protegen contra cambios súbitos en el pH, causados por la adición de un ácido o una base. Debido a que los organismos vivientes son muy 3
  • 4. sensibles a cambios subitos en el pH, contienen sistemas amortiguadores dentro de las celulas, en el fluido extracelular y en la sangre, para protegerse contra dichos cambios. El pH 4
  • 5. La definición de ácidos y bases ha ido modificándose con el tiempo. Al principio Arrhenius fue quien clasifico a los ácidos como aquellas sustancias que son capaces de liberar protones (H+) y a las bases como aquellas sustancias que pueden liberar iones OH-. Esta teoría tenía algunas limitaciones ya que algunas sustancias podían comportarse como bases sin tener en su molécula el ion OH-. Por ejemplo el NH3. Aparte para Arrhenius solo existía el medio acuoso y hoy es sabido que en medios distintos también existen reacciones ácido-base. Brönsted y Lowry posteriormente propusieron otra teoría en la cual los ácidos y bases actúan como pares conjugados. Ácido es aquella sustancia capaz de aportar protones y base aquella sustancia capaz de captarlos. No tiene presente en su definición al ion OH-. Simbólicamente: AH + H2O —-> A- + H3O+ El AH es el ácido, (ácido 1) de su base conjugada A- (base 1) y el agua (base 2) es la base de su ácido conjugado H3O+ (ácido 2). El pH, abreviatura de Potencial Hidrógeno, es un parámetro muy usado en química para medir el grado de acidez o alcalinidad de las sustancias. Esto tiene enorme importancia en muchos procesostanto químicos como biológicos. Es un factor clave para que muchas reacciones se hagan o no. Por ejemplo en biología las enzimas responsables de reacciones bioquímicas tienen una actividad máxima bajo cierto rango de pH. Fuera de ese rango decae mucho su actividad catalítica. Nuestra sangre tiene un pH entre 7,35 y 7,45. Apenas fuera de ese rango están comprometidas nuestras funciones vitales. En los alimentos el pH es un marcador del buen o mal estado de este. Por lo expuesto el pH tiene enormes aplicaciones. La escala del pH va desde 0 hasta 14. Los valores menores que 7 indican el rango de acidez y los mayores que 7 el de alcalinidad o basicidad. El valor 7 se 5
  • 6. considera neutro. Matemáticamente el pH es el logaritmo negativo de la concentración molar de los iones hidrogeno o protones (H+) o iones hidronio (H3O). pH = -log [H+] o pH = -log [H3O] Electrolitos fuertes y Débiles: Son las sustancias que se descomponen en iones. Los fuertes se disocian o se separan en un 100% y los débiles en un muy pequeño porcentaje. Al separarse en iones muchos de ellos pueden aportar iones OH- o iones H+ o H3O+ afectando al pH en cierta medida. También hay un Potencial oxhidrilo (pOH) por haber iones OH-. pOH = -log[OH-] la suma entre el pOH y el pH nos da 14 pOH + pH = 14 Otra fórmula muy importante que vincula a los iones H+ y OH- es la Constante del producto iónico del agua. Kw = [H+] . [OH-] Kw = 1.10-14 Nos permite calcular uno de los iones cuando tenemos el otro ya que su producto siempre da 1.1014en cualquier situación. 6
  • 7. A veces nos piden calcular la concentración de iones OH- o H+ a partir de los valores de pOH y pH. En estos casos resultan muy convenientes estas formulas que no son ms que el despeje matemático de la fórmula de pH. [H+] = 10 –pH [OH-] = 10 –pOH El pH y el pOH aparecen en ambos casos como exponentes. Ahora que ya están expuestas todas las formulas primero veremos ejemplos con electrolitos fuertes, es decir, ácidos y bases fuertes. Ácido Clorhídrico (HCl) 0,04M: HCl —–> H+ + Cl- En este caso la concentración molar de 0,04 M del ácido también será 0,04M del ion H+ y 0,04M de Cl-. De manera que el pH será: pH = -log [0,04] pH = 1,4 Hidróxido de Bario 0,06M (Ba(OH)2) Ba(OH)2 ——> Ba+2 + 2 OH-La concentración del ion OH- es el doble que la del Ba(OH)2 porque un mol del hidróxido genera dos moles de OH-. Calculamos a continuación el pOH: pOH = -log[0.12] pOH = 0.92 pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH pH = 14 – 0.92 pH = 13.08 7
  • 8. Electrolitos débiles: En el caso de los electrolitos débiles, es más complicado calcular el pH y debemos recordar el concepto de equilibrio químico. El equilibrio químico se aplica a las reacciones que son reversibles, es decir, que pueden ir en ambas direcciones. Pero aun así llega un momento en el que la velocidad de reacción hacia la derecha es igual que hacia la izquierda. En ese punto se establecen concentraciones de las sustancias que no varían en el tiempo y se puede aplicar la constante de equilibrio químico. A + B <——–> C + D K = [C] x [D] / [A] x [B] Los electrolitos fuertes se caracterizan por ir en una sola dirección. En los ejemplos vistos anteriormente las sustancias se descomponen en iones y no hay reversa. En los electrolitos débiles veremos que la disociación iónica que va hacia la derecha puede tomar el camino opuesto y generar nuevamente la sustancia no ionizada. Ejemplo: Ácido acético (CH3COOH). CH3COOH + H2O < ——- > CH3COO- + H3O+ Ka = [CH3COO-] x [H3O+] / [CH3COOH] Calcula el pH de una solución 0.6M de ácido acético. Ka = 1,8.10-5 Para saber el pH tenemos que saber la concentración de [H3O+]. Al principio solo hay moléculas del ácido sin disociar. A esto se lo llama estado inicial. CH3COOH + H2O <——-> CH3COO- + H3O+ Inicio 0.6M <———> 0 0 8
  • 9. Al correr el tiempo se llega a un nuevo estado de equilibrio. Se formaran una cantidad x de moles de cada uno de los iones. Y esa misma cantidad de moles se consumirán del ácido. CH3COOH + H2O < ———- > CH3COO- + H3O+ Equilibrio 0.6M – x <—-> x + x Ahora utilizaremos nuevamente la constante de equilibrio pero usando las expresiones del equilibrio. Obtenemos asi la constante del ácido debil. Ka = [X] . [X] / [0,6M - X] Ka = [X]^2 / [0,6M - X] 1,8.10 ^-5 = [X]^2 / [0,6M - X] Estamos en presencia de una ecuación cuadrática. Habrá que usar la fórmula de Baskara. Pero si hacemos una consideración no será necesario. Como la cantidad de X será bastante pequeña en comparación con los 0.6M, podemos considerar a X = 0 sin entrar en grandes errores. 1,8.10^-5 = [X]^2 / 0,6 M X = √ (1,8.10^-5 . 0,6M) X = 3,286.10-3 pH = -log 3,286.10-3 pH = 2,48 Efecto del ión Común: A continuación veremos que sucede cuando tenemos una mezcla de un ácido débil y una sal de su acido. Antes debemos recordar el Principio de Le Chatelier. Este principio sostiene que cuando se introduce un cambio en un sistema en equilibrio, este responde de manera tal de contrarrestar a este cambio. 9
  • 10. Si tenemos un ácido débil (AH) y una sal de este ácido por ejemplo NaA, estos se disociaran en agua. AH + H2O <—–> A- + H3O+ NaA ——> Na+ + A-Como vemos ambas generan al ion A-. Sabemos que el pH de una sustancia es el índice de la concentración de iones H3O+. Mientras mayor sea esta concentración menor será el pH. Según Le Chatelier, si aumenta el ion común A-, la reacción se desplazara hacia la izquierda. Esto reducirá la concentración de H3O+ e impedirá que el pH disminuya. A estas soluciones que tienen estas propiedades se las llama Buffer o Soluciones reguladoras o Soluciones Tampón. Están formadas por un ácido débil y una de sus sales o una base débil y una de sus sales. Hay muchos sistemas buffer, incluso en nuestro organismo, para regular el pH de la sangre, que no soporta ni pequeñas fluctuaciones de pH. Ahora veremos cómo calcular el pH en uno de éstos casos. Recordemos la Ka del ácido: Ka = [A-] . [H3O+] / [AH] Despejando [H3O] resulta: [H3O+] = Ka . [AH] / [A-] Aplicando logaritmo en ambos miembros resulta: - log [H3O+] = – log ( Ka . [AH] / [A-] ) - log [H3O+] = – log Ka + log ( [A-] / [AH] ) pH = pKa + log ( [A-] / [AH] ) La [A-] proviene de la disociación del ácido débil y de la sal. Pero la cantidad que aporta el ácido es muy baja comparada con la que aporta la disociación de la sal. 10
  • 11. De la misma manera el ácido (AH) al ionizarse, algo de su cantidad es consumida. Pero es bastante poca comparada con la cantidad inicial de ácido. Como casi todo el ion A- es proporcionado por la sal. La concentración de A- podemos reemplazarla por la sal en la fórmula. Tomando la siguiente expresión: pH = pKa + log ( [Sal] / [Acido] ) Ejemplo: Calcular el pH de una solución que contiene una concentración de un ácido débil de 0,3M y una concentración de su sal de 0,5M. El Ka = 1,8.10-5. pKa = 4,744 pH = 4,744 + log (0,5 M / 0,3 M) pH = 4,744 + 0,222 pH = 4,97 Una observación que podemos hacer mirando la fórmula de Henderson Hasselbach es que si las concentraciones de ácido y sal son iguales el pH será igual al pKa. Ya que el logaritmo de de uncociente que da 1 es cero. Otra situación que se nos presenta en los problemas con las sales de electrolitos débiles es la reacción del anión del ácido con el agua. O el catión de la base débil con el agua si se trata de un hidróxido débil. A estas reacciones se las llama Hidrólisis, y a su constante de equilibrio, K de hidrólisis (Kh). Ejemplo. Calcula la [H3O] y el pH de una solución 1.10-3 M de la sal NaX. Ka = 1.10-8. La reacción de hidrólisis es: X- + H2O ——-> HX + OH-kH = Kw / Ka Kh = ( [H3O+] . [OH-] ) // ( [H3O+] . [X-]/[HX] ) 11
  • 12. Simplificando términos queda la siguiente expresión que responde a la reacción expuesta. Kh = [HX] . [OH-] / [X-] Podemos despejar de esta expresión a la [OH-]. Kh = 1.10^-14 / 1.10^-8 Kh = 1.10-6 Como la [HX] es igual a la [OH-]. El producto del numerador podemos expresarlo como X2. Y al despejar esta incógnita estamos averiguando la [OH-]. Kh = [X]^2 / [X-] [OH-] = √ (Kh . [X-]) [OH-] = √ (1. 10^-6 . 1.10^-3) [OH-] = 3,16.10-5 Con la Kw calculamos la [H3O+]: [H3O+] = 1.10^-14 / 3.16.10^-5 [H3O+] = 3,16.10-10 pH = -log 3,16.10-10 pH = 9,5 también podemos calcular el pH a partir de la [OH-] que es 3,16.10-5. De aquí calculamos el pOH. pOH = 4,5 Por último sabiendo que la suma de pH y pOH da 14 tenemos: pH = 14-4,5 pH = 9,5 12
  • 13. Grado de Hidrólisis: Es el porcentaje de hidrólisis de una sal en agua. Se calcula dividiendo a la cantidad de ácido formado por la concentración de la sal inicial. Ejemplo: Calcular el grado de hidrólisis de una solución de acetato de sodio (NaCH3COO) 0,1M. Ka = 1,8.10-5. CH3COO- + H2O ——-> CH3COOH + OH- [OH-] = √ (Kh . [CH3COO-]) [OH-] = 7,45.10-6 αh = [OH-] . 100 / [Sal] αh = 7,45.10^-6 . 100 / 0,1 M αh = 0,0074 Definición de pH El químico Danés SLP Stirensen originalmente definió el pH como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno entonces: pH=-log [H+] El pH indica el grado de acidez o basicidad de una solución, éste se mide por la concentración del ión hidrógeno; los valores de pH están comprendidos en una escala de 0 a 14, el valor medio es 7; el cual corresponde a solución neutra por 13
  • 14. ejemplo agua, los valores que se encuentran por debajo de 7 indican soluciones ácidas y valores por encima de 7 corresponde a soluciones básicas o alcalinas. Debido a que el pH indica la medida de la concentración del ión hidronio en una solución, se puede afirmar entonces, que a mayor valor del pH, menor concentración de hidrógeno y menor acidez de la solución. Las propiedades ácido–básicas de los compuestos orgánicos son importantes para su función en los seres vivos; desde su distribución hasta su destino metabólico son determinados por el carácter ácido o básico además, la acidez del medio en que se encuentran, también tiene efecto sobre ellos. El término ácido proviene del latín acidus que significa “agrio”, y se refiere al sabor característico de estos compuestos; además del sabor, los ácidos en general son substancias que provocan vire del tornasol azul a rojo, reaccionan con los metales liberando Hidrógeno, al tacto tiene sensación acuosa, y pierden estas propiedades cuando reaccionan con bases. Las bases también se denominan álcalis, nombre que proviene del griego alqili y que significa “ceniza”, porque estas eran la fuente de donde se obtenían los álcalis. Sus propiedades características incluyen un sabor amargo, viran el color del tornasol de rojo a azul, al tacto son resbalosas o jabonosas, y reaccionan con los metales formando hidróxidos, frecuentemente insolubles. Se llegan a denominar ácidos o bases fuertes aquellas sustancias que entregan o pierden respectivamente muchos iones H+ de la solución. De la misma manera se denominan ácidos o bases débiles aquellas sustancias que entregan o pierden respectivamente pocos iones H+ de la solución. Ácidos: se denominan ácidos a las sustancias que tienden a entregar iones H+ a la solución. Bases: se denominan bases a las sustancias que tienden a tomar iones H+ de la solución. Los ácidos y las bases tienen una característica que nos deja poder medirlos, es la concentración de los iones de hidrógeno. Los ácidos fuertes tienen altas 14
  • 15. concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen concentraciones bajas. El pH entonces es un valor numérico que expresa la concentración de iones de hidrógeno. Hay centenares de ácidos - ácidos fuertes como el ácido sulfúrico, que puede disolver los clavos de acero y ácidos débiles como el ácido bórico, que es bastante seguro de utilizar como lavado de ojos. Hay también muchas soluciones alcalinas, llamadas " bases " , las soluciones alcalinas suaves como la Leche-De-Magnesia, que calman los trastornos del estómago y las soluciones alcalinas fuertes como la soda cáustica o hidróxido de sodio que puede disolver el cabello humano. Los valores numéricos verdaderos para estas concentraciones de ion de hidrógeno son típicamente una fracción muy pequeña EJ 1/10.000.000. Debido a que éste es un número incómodo con el que trabajar, una escala única fue ideada. La escala creada utiliza el logaritmo negativo de la concentración del ion de hidrógeno (o actividad) para las soluciones ácidas y básicas. Los valores leídos en esta escala se llaman las medidas del "pH". Los números a partir del 0 al 7 en la escala indican las soluciones ácidas, y 7 a 14 indican soluciones alcalinas. Cuanto más ácida es una sustancia, más cercano su pH estará a 0; cuanto más alcalina es una sustancia, más cercano su pH estará a 14. Algunas soluciones fotográficas no son ni altamente ácidas ni altamente alcalinas sino que están más cercanas al punto neutro, pH=7 que es el pH de la solución del agua de canilla. Las soluciones de revelador tienen valores en la porción alcalina de la escala del pH, extendiéndose típicamente de pH 9 a 12. Los baños de parada tienen valores en el extremo opuesto de la escala porque contienen cantidades grandes de ácido; tienen típicamente valores de pH de 1 a 3. Una manera simple de determinarse si un material es un ácido o una base es utilizar papel de tornasol. El papel de tornasol es una tira de papel tratada que se vuelve color color de rosa cuando está sumergida en una solución ácida, y azul 15
  • 16. cuando está sumergida en una solución alcalina. Aunque otros papeles de pH pueden ahora proporcionar una estimación más exacta del pH, no son bastante exactos para medir soluciones fotográficas, y no son muy útiles para medir el pH de líquidos coloreados o turbios. Método Colorimétrico: Es el más sencillo pero no el más exacto. Está basado en el uso de sustancias llamadas indicadores. Los indicadores de pH son ácidos, bases o sales orgánicas, cuyas moléculas tienen un color cuando están disociadas y otro cuando están protonadas. Cuando el indicador se comporta como una base débil se presenta el equilibrio. El color dependerá principalmente de [H+], la concentración de H+ en la solución. Comparando el color del indicador en una solución de pH desconocido con el del mismo indicador en una serie de soluciones de pH conocido, es posible determinar el pH. La desventaja del método es que la apreciación personal del color provoca diferencias en la medición. Método Potenciométrico: El método potenciométrico se basa en la medición de la diferencia de potencial generado en las llamadas pilas o celdas de concentración. Al introducir un trozo de metal en una solución del mismo, los iones metálicos de la solución tiende a depositarse en el sólido y los átomos del sólido tienden a pasar a la solución. Existen varios alimentos que se utilizan en la vida diaria algunos ejemplos de ellos en la siguiente tabla: 16
  • 17. Algunos de los alimentos alcalinos se muestran en la siguiente tabla: Alimentos ácidos: 17
  • 18. La mayor parte de los elementos alcalinos son elementos que sirven mucho para la limpieza o desinfección como por ejemplo limpiadores, blanqueadores, el amoníaco, el jabón. Uno de los elementos más alcalinos conocidos es el limpiador líquido para desagües que posee un pH de 14. La escala del pH es sumamente importante para conocer las características de diferentes elementos y ambientes ya que se considera que en espacios sumamente alcalinos o sumamente ácidos no es posible la existencia de vida por la altísima o bajísima presencia de hidrógeno. 18
  • 19. El pH en el aspecto Basal El organismo mantiene el pH, o lo que es lo mismo la concentración de H+, dentro de un valor estable a través de un equilibrio homeostático. Sustrato y producto Continuamente ingresan y se eliminan ácidos del cuerpo humano. La fuente de ácidos en nuestro organismo es doble: 1. Carga ácida proveniente de la dieta, representada por ácidos fijos, que es de 1 mEq/kg de peso/día. Depende de la ingestión de proteínas (aminoácidos) principalmente. Esta carga de ácidos fijos es manejada y eliminada por los riñones. 2. Carga ácida constituida por dióxido de carbono (CO2), generado me-tabólicamente a nivel celular. Diariamente se producen unos 13.000 a 15.000 nmol/día de CO2. Esta producción metabólica de CO2 es manejada y eliminada por los pulmones. 19
  • 20. Regulación del pH: Equilibrio ácido-base El organismo posee tres mecanismos o líneas de defensa para mantener el pH en valores compatibles con la vida: 1. amortiguadores. 2. regulación pulmonar de la pCO2 . 3. resorción y eliminación renal de bicarbonato y la excreción de ácidos. 1. El manejo instantáneo de la carga ácida es realizado por las sustancias llamadas amortiguadoras, tampones o buffer. Las sustancias amortigua-doras desarrollan rápidamente su acción (fracción de segundos) previ-niendo de esta forma cambios excesivos en la concentración de iones hidrógenos. 2. Cuando la concentración de iones H+, aumenta en forma manifiesta se produce una estimulación del centro respiratorio. En consecuencia aumenta la ventilación pulmonar, y puede ser eliminada una mayor cantidad de CO2, provocando un descenso en la concentración de iones H+ que estaba aumentada (dicha acción se cumple en aproximadamente 3 minutos). 3. Cuando la concentración de H+ se modifica significativamente, los riñones producen una orina ácida o alcalina, ayudando también al reajuste del equilibrio. El riñón manejará la carga de ácidos como órgano más poderoso, pero requiriendo horas o días para reajustar las alteraciones en los valores de pH. 20
  • 21. Por ejemplo, si se añade ácido clorhídrico (ClH) a una solución de agua pura, el pH caerá a 1. Sin embargo, si hay un buen amortiguador el ClH se combinará con él y variará muy poco el pH Podemos utilizar, para ilustrar este ejemplo, la reacción de amortiguación que ocurre con el sistema tampón de bicarbonato de sodio (CO3Na)/ ácido carbónico (CO3H2). El CO3H2 es un ácido débil porque su disociación en CO3H- y H+ es muy pobre en comparación con otros ácidos (999 partes de cada 1000 de CO3H2 se disocian en CO2 y H2O, dando una elevada concentración de CO2 y muy poco de ácido). Veamos ahora lo que ocurriría si a una solución que contenga este amortiguador se agrega: Sistemas amortiguadores del organismo Hay que recordar que el agua total del organismo está distribuida en compartimentos de tal forma que en alguno de ellos (como la sangre) es fácil medir las concentraciones de protones y de amortiguador; sin embargo es difícil hacerlo en el líquido intracelular que representa el mayor compartimento líquido del organismo. Debemos recordar entonces cuando se producen cambios agudos en la concentración de hidrogeniones que la masa total del amortiguador no está igualmente accesible para la amortiguación en todo el organismo, como el fosfato y el carbonato almacenado en el hueso. La acción de un amortiguador está en directa relación con: 1.- su concentración 2.- su pK en relación con el pH de la solución en la cual está colocado Sistema buffer bicarbonato/ácido carbónico: 21
  • 22. La característica predominante de este sistema amortiguador, es su volatilidad. En tanto que el equilibrio amortiguador importante ocurre entre el bicarbonato y el ácido carbónico: el nivel de éste último se refleja en la presión parcial de dióxido de carbono (pCO2). Así los cambios de la pCO2 cambiarán la concentración de ácido carbónico. Este equilibrio entre el dióxido de carbono y el ácido carbónico es importante porque el CO2 es muy permeable en todo el organismo y no existen barreras celulares importantes conocidas para este elemento. En consecuencia, los cambios en la pCO2 inducidos por las variaciones respiratorias se reflejan simultáneamente por alteraciones en los sistemas extra e intracelular. En contraste, cabría esperar que la infusión aguda de bicarbonato tuviera un impacto mucho más lento en el compartimento intracelular, porque el bicarbonato en sí no es libremente permeable a través de las membranas celulares. Un segundo aspecto muy importante se este sistema es que el bicarbonato puede ser generado y reabsorbido por los riñones. 22
  • 23. El pH en la digestión La digestión es un proceso complejo, el cual es controlado por diversos factores. El pH tiene un papel muy importante en el tracto digestivo. En la boca, faringe y esófago, el pH por lo general es de, 6-8, ligeramente acido. La saliva es quien controla la acidez de esta parte del sistema digestivo. La amilasa salival, es quien empieza la degradación de hidratos de carbono. La mayoría de las enzimas digestivas son sensibles al pH y no funcionarán en un ambiente muy acido, como el estomacal. El pH por debajo de 5, es un ácido fuerte mientras que mayor a 8, es una base débil. El pH en el estómago es muy ácido y por consecuente, los carbohidratos no se pueden sintetizar bien. El fuerte nivel de acidez en el estómago, también tiene beneficios, como: ayudando a la degradación de las proteínas, para así ayudar al intestino delgado y, proporcionando inmunidad no específica, retardando varios patógenos. En el duodeno se provee un adecuado balance del pH para activar las enzimas digestivas. En el hígado se secreta la bilis necesaria para controlar la acidez del estómago, también el conducto pancreático, se vacía en el duodeno agregando bicarbonato para crear un ambiente neutro. 23
  • 24. El pH en los huesos La gran mayoría de minerales que se encuentran en nuestro organismo se almacenan en los huesos, lugar perfecto para poder cumplir dos propósitos esenciales en todo cuerpo humano: Aportan fuerza y consistencia a los huesos. Estos minerales pueden alterar el nivel de acidez en la sangre. No importa lo pequeña que sea la variación, ya que el cuerpo siempre atento para poder regular esa anomalía. Siendo así, entonces el cuerpo lanzara minerales alcalinos para contrarrestar la acidez, siendo que si no alcanza los minerales en sangre, recurrirá a los almacenados en distintos sistemas, como el muscular o el óseo. Estado patológico del sistema reproductor y urinario Las estructuras del sistema reproductor están sometidas a la presencia de diversos fluidos que son muy susceptibles a la contaminación, como es la menstruación. Durante este período es necesaria la utilización de productos higiénicos o tampones, dependiendo de la cantidad del flujo, será la frecuencia del cambio. Es en estos días la mujer debe extremar las medidas higiénicas utilizando para ello productos suaves y respetuosos con el pH de la zona íntima. El pH vaginal es distinto en cada etapa de la vida de la mujer: durante la pre-adolescencia y la menopausia el pH vaginal es neutro; desde la pubertad y hasta la menopausia y durante la edad fértil el pH es más ácido; y en situaciones especiales, como el embarazo, el pH es aún más acido. 24
  • 25. En el ambiente vaginal, el pH neutro es de 6, por debajo de este número es más ácido y sobre ese número es alcalino, haciendo un lado la regla de la acidez neutra de 7. La vagina generalmente tiene un pH ácido de equilibrio de entre 4 y 4,9. El desequilibrio del pH vaginal puede favorecer la aparición de microorganismos dañinos en la vagina. La disminución de la acidez en la vagina favorece la aparición de las inflamaciones. Cuando hay infecciones se produce un círculo vicioso en el que los gérmenes exógenos tienden a desplazar a los que producen a los internos que son los que producen la acidez, como es el lactobacilo, y uno de ellos es el comúnmente llamado “guardián de la vagina” o Döderlein. Aunque también son desplazados, cuando por ejemplo la mujer está tomando algún tratamiento farmacológico, como antibióticos. Algunos días después de iniciado el tratamiento con los antibióticos, comienza la urticaria vaginal, ya que estos fármacos matan a los gérmenes, afectado la acidez vaginal, pero a su vez propician la aparición de gérmenes exógenos. . Causas de la vaginitis Cándida. La candidiasis (conocida como algodoncillo o infección de hongos) es un padecimiento producido por el hongo cándida. Tricomoniasis. T. vaginalis, Produce leucorrea profusa, espumosa, amarillo-verdosa y maloliente y prurito vaginal. Su pH >4,5. Para establecer el diagnóstico se requiere una exploración cuidadosa de la paciente y un estudio del exudado vaginal y cervical, que comprende: pH, examen microscópico en fresco y prueba de las aminas; Gram del exudado; cultivos de cérvix para Chlamydia y N. gonorreae y citología. 25
  • 26. Urinario La infección del tracto urinario (ITU) es uno de los padecimientos más frecuentes del ser humano, desde sus primeros días hasta la senectud. Su prevalencia en ambos sexos y en los distintos grupos de edad es variable. En los tres primeros meses de vida la ITU es más frecuente en los varones debido a alteraciones estructurales como la presencia de válvulas uretrales posteriores. Este hecho prueba que un obstáculo que se oponga a la eliminación de la orina, provocando su retención en cualquier segmento de la vía, constituye un factor predisponente para la infección. La orina con pH más alcalino (pH> 7,5) indica la formación de piedras en la vía urinaria o infecciones, sí la orina es demasiado ácida (pH< 5), puede deberse a la formación de cristales de xantina, cistina, ácido úrico y oxalato cálcico. La orina alcalina se acompaña de tendencia a formar cálculos de carbonato cálcico, fosfato cálcico, y fosfato de magnesio. El pH vaginal: Flujo Normal: 3,8 – 4,2. El Flujo provocado por Trichomonas (parásitos): pH: 5 – 6; se caracteriza por flujo espumoso, amarillento sucio, olor a huevo podrido, decolora la ropa interior de algodón, hay prurito, mucho dolor y dispareunia, la sangre menstrual tiene olor penetrante. El pH del semen tiene un rango normal muy estrecho aproximadamente un 7-8, por ejemplo: un pH alcalino se relaciona con trastornos a nivel de la próstata mientras que un pH ácido podría estar asociado a una disfunción de las vesículas seminales. Todos los fluidos biológicos tienen pH determinados y su alteración son un indicativo más de una alteración que perturba el equilibrio del organismo. 26
  • 27. Estudio del efecto del pH de la orina en la progresión de los tumores de vejiga urinaria. La Alcalosis sistémica se ha postulado para mejorar la tumorigénesis, mientras que la acidosis sistémica se ha implicado para ejercer una influencia favorable en el control del tumor y regresión. En el presente estudio el pH urinario fue influenciado por la alimentación de ácido o de formación de las dietas de formación de base, y el efecto de la orina alcalina o ácida en la fase de progresión temprana y tardía de la carcinogenicidad de vejiga urinaria se investigó en ratas Wistar macho. Lesiones de la vejiga se iniciaron por N-butil-N-(4- hidroxibutil) nitrosamina (0,05% de BBN al agua de bebida durante 4 semanas) y promovidos por bicarbonato de sodio (NaHCO3 3,4% en la dieta durante 15 o 25 semanas). Después de corto plazo (15 semanas) y más a largo plazo (25 semanas) promoción con NaHCO3, grupos de 20 ratas fueron alimentadas con una dieta que contenía el cloruro de amonio acidificantes sal (2,1% NH4Cl) o la dieta control. Todas las ratas supervivientes fueron asesinadas después de una duración total del estudio de 52 semanas. Grupos de control adicionales fueron, después de la iniciación, las dietas que contienen NaHCO3 alimentados y asesinados después de 15 semanas o 25 semanas de promoción, o al final del estudio. En ratas alimentadas con dietas con sales añadidas, la ingesta de agua y la cantidad de orina producida se incrementó y la densidad urinaria se redujo en comparación con las ratas alimentadas con la dieta control. Durante la alimentación de NaHCO3, se aumentaron el pH urinario y la concentración de sodio. Durante la alimentación de NH4Cl, pH urinario se redujo y se incrementaron las concentraciones de cloruro de calcio y urinarios. Iniciación por BBN seguido por tratamiento con NaHCO3 causó una alta incidencia de hiperplasia nodular / papilares, papilomas y carcinomas de epitelio de la vejiga. Estas lesiones progresaron con el tiempo o la mayor duración de la promoción de NaHCO3. No se encontró un efecto protector del tumor de la acidificación urinaria por NH4Cl. De hecho, tanto la acidificación y alcalinización prolongada tienden a agravar la malignidad del carcinoma de vejiga. 27
  • 28. El pH en saliva Cuando cepillas tus dientes, el pH de tu boca deberá encontrarse en un valor muy cercano a 7, es decir, un pH neutro. Si el pH se encuentra debajo de 5.5, el esmalte en los dientes empieza a perderse ocasionando daños. El comer o ingerir carbohidratos propicia la aceleración del daño de tus dientes. Cuando los alimentos se descomponen en nuestras bocas, generan un ambiente más acido, a su vez, propiciando la aparición de gérmenes que lo vuelven aún más acido. Para reducir los efectos dañinos a los dientes, las encías y mantener una boca sana; es muy importante el cepillado después de cada comida. Recuerda también utilizar el hilo dental y algún enjuague bucal. 28
  • 29. Orina La orina en estado normal, se sabe que se encuentra en una escala de pH 4.6 a 8.0, esto dependiendo de la edad de la persona, sexo, trabajo en el que se desenvuelve, etcétera. Cuando la orina genera un dato ácido o alcalino podría deberse a: Un pH alto en la orina puede deberse a:  Que los riñones no eliminan apropiadamente los ácidos (Acidosis tubular del riñón, también conocida como acidosis tubular renal)  Insuficiencia renal  Bombeo del estómago (succión gástrica)  Infección urinaria  Vómitos Un pH bajo en la orina puede deberse a:  Cetoacidosis diabética  Diarrea  Demasiado ácido en los líquidos corporales (acidosis metabólica, cetoacidosis diabética), como la Inanición En general los síntomas de que hay algo mal en nuestra orina son: Estado general: Falta de energía, disminución de la temperatura corporal, degradación cálcica y tendencia a las infecciones. Estado psíquico: Pérdida del ánimo, del impulso y del gozo de vivir. Tristeza y nerviosismo. Intestinos: Desarreglos intestinales liberadores de ácidos, ardor rectal, inflamación, tendencia diarreica, calambres y dolores abdominales. 29
  • 30. Riñones - Vejiga: Orina ácida, irritación y ardor vesical, uretral y cálculos. El equilibrio ácido-básico también es influenciado por la manera de vivir, en el curso de la jornada, durante los descansos, en el lugar de trabajo, etc., Litiasis renal: Esta condición, aunada a la presencia de sustancias producidas por el mismo riñón que evitan la precipitación de sales, impide habitualmente que formemos piedras o litos. Cuando la orina es muy alcalina, o demasiado ácida, o tomamos pocos líquidos, o nos faltan las condiciones y sustancias que evitan la formación de piedras, hablamos de una orina formadora de litiasis o litogénica. Existen varios tipos de litos renales, los formados por calcio son los más frecuentes; casi el 95% de todas las piedras renales son de calcio. Se forman cuando existe hipercalciuria o bien cuando las condiciones de la orina favorecen la precipitación de cristales de calcio. En algunas condiciones se incrementa la absorción de calcio en intestino o bien se remueve una cantidad mayor de calcio a partir del hueso. Algunos litos de calcio son causados por el exceso de un químico llamado oxalato, presente en muchos alimentos, éste se une fácilmente al calcio para formar piedras. Se aumenta el riesgo de la formación de litos de calcio, cuando se es portador de ciertas enfermedades médicas, como por ejemplo hiperparatiroidismo y enfermedad inflamatoria intestinal. La orina alcalina favorece la precipitación del calcio. 30
  • 31. Sangre El pH de nuestra sangre debe estar siempre constante, si alguna vez esto cambiase se tendria que tomar una medida de emergencia muy rápida, ya que esta nos podria ocasionar un coma o la muerte, así que tenemos que ponersela fácil a nuestro cuerpo. El pH óptimo de la sangre humana debería ser ligeramente alcalino con un valor entre 7.35 y 7.45, pero por desgracia se estima que el 90% de los habitantes de los países supuestamente desarrollados sufren acidosis, incluyendo a los niños. Para hacernos una idea del fragil equilibrio de pH y su importancia vital: si el pH disminuye de de 7,1 se producirá el coma y si llega al 6,9 se producirá la muerte, también moriríamos si la alcalinidad de nuestra sangre llegase al 7,8. En la siguiente imagen se muestra los alimentos que producen los excesos: Figura: Las patologías que se presentarían son: Arritmia: La alcalosis puede causar arritmia, o latidos irregulares del corazón, indica New York Times Health Guide. Esto puede ocurrir cuando el cuerpo se hiperventila. La consiguiente irregularidad en la respiración puede hacer que el corazón lata a intervalos irregulares también. Con el fin de diagnosticar la 31
  • 32. alcalosis, los médicos buscarán dióxido de carbono y los niveles de bicarbonato de sodio en la sangre del paciente. Estos dos productos químicos ayudan a regular la respiración, la frecuencia cardiaca y la función del órgano. En los pacientes con altos niveles de pH, el dióxido de carbono será bajo y los niveles de bicarbonato de sodio altos. Esto provocará un aumento en la tasa de respiración del paciente y arritmia cardiaca. Los pacientes pueden experimentar dificultad para respirar, dolor en el pecho y palpitaciones. Coma: La alcalosis puede inducir un coma si los niveles de pH son suficientemente altos, indica la New York Times Health Guide. Esto puede ser una consecuencia de las dificultades de respiración típicas de la alcalosis. El riesgo de un coma alcalosis inducida puede verse afectada por otros factores, tales como el nivel de oxígeno en el aire circundante o la presencia de una enfermedad pulmonar. La hipopotasemia: La alcalosis metabólica puede causar que el cuerpo tenga niveles de electrolitos desequilibrados, indica la New York Times Health Guide. A menudo, los niveles de potasio se reducen significativamente. Esta reducción drástica del potasio se llama hipopotasemia. A medida que aumentan los niveles de pH, los niveles de potasio en la sangre siguen cayendo. Esto puede conducir a problemas en los riñones, el corazón y sistema digestivo. Deterioro de la función de los órganos: La acidosis respiratoria puede afectar las funciones normales de los órganos, de acuerdo con Drugs.com. Esto puede ser provocada por una acumulación excesiva de dióxido de carbono. Tal acumulación disminuye el pH del cuerpo, convirtiéndolo en ácido. En consecuencia, el cuerpo se vuelve débil y agotado. Los niveles de oxígeno en el cuerpo disminuyen, la función del órgano se perjudica más. Falla respiratoria: La acidosis eventualmente puede dar lugar a una insuficiencia respiratoria, señala Drugs.com. Esto a menudo se complica aún más por la presencia de condiciones que alteran la respiración. Los posteriores dificultades respiratorias aumentan la acidez de la sangre. Finalmente, la acidosis se vuelve tan severa que la respiración falla por completo. 32
  • 33. Convulsiones: La alcalosis respiratoria severa puede causar convulsiones, indica New York Times Health Guide. Esto puede comenzar cuando el cuerpo se hiperventila y aumentan los niveles de pH. La alcalosis posterior puede ser lo suficientemente grave como para provocar convulsiones. Los casos de convulsiones por alcalosis son raras, pero, si están presentes, pueden indicar un aumento potencialmente mortal en los niveles de pH. Conmoción o muerte: La acidosis metabólica a veces puede ser tan severa que provoca una conmoción, señala MedlinePlus, un servicio de National Institutes of Health. Por otra parte, si la acidosis metabólica es los suficientemente severa, puede incluso resultar en la muerte. Por ello, es muy importante cuidar de lo que comemos si queremos vivir más tiempo. 33
  • 34. Fluidos Genitales La secreción vaginal (o flujo) es el fluido lubricante que se produce para reducir la fricción durante las relaciones sexuales. A menudo tiene lugar durante la excitación sexual femenina. La sequedad vaginal es un trastorno en el cual esta lubricación es insuficiente. Composición de la secreción vaginal: El fluido de lubricación contiene agua, piridina, escualeno, urea, ácido acético, ácido láctico, alcoholes complejos y glicoles, cetonas, y aldehídos. El fluido suele ser claro y más parecido al líquido de pre-eyaculación del varón que al de eyaculación. Sin embargo, la secreción puede variar en consistencia, textura, color y olor, según diversos factores como la excitación sexual, el tiempo del ciclo menstrual, la presencia de una infección y la dieta. La secreción vaginal es ligeramente ácida y puede hacerse más ácida con ciertas enfermedades de transmisión sexual. El pH normal del fluido vaginal está entre 3.8 y 4.5, mientras que en el semen masculino es de entre 7.2 y 8.0 (una sustancia neutra tiene un pH de 7.0). La acidez vaginal, que también es importante tenerla en la orina, es un mecanismo de protección contra las infecciones en esa zona, ya que un medio ácido es hostil para la mayoría de los gérmenes que pueden atacar esa zona. Por tanto, cuando existe un medio ácido en la zona genital o urinaria en la mujer, las probabilidades de contraer una infección son muy bajas”. Según el especialista, cuando hay infecciones se produce un círculo vicioso muy negativo en el que los gérmenes exógenos tienden a desplazar a los que producen la acidez, como es el lactobacilo, y uno de ellos es el comúnmente llamado “guardián de la vagina” o Döderlein. Cuando éste es desplazado, entran otros gérmenes que no se sienten cómodos con la acidez y la van disminuyendo. Los gérmenes “positivos” o lactobacilos que producen la acidez vaginal, pueden ser disminuidos o desplazados cuando la mujer tiene un tratamiento con antibióticos, por otros motivos, como una inflamación en la garganta por ejemplo. 34
  • 35. Por lo general, a pocos días de iniciado el tratamiento con algún antibiótico, comienza la picazón vaginal, ya que ese tipo de fármacos “mata” el Döderlein, afectando la flora vaginal, disminuyendo la acidez, y aumentando la posibilidad de ataque de los gérmenes exógenos. A consecuencia de ello, se producen enfermedades tales como vaginitis y/ o vulvo vaginitis, entre otras. Es importante recalcar que los hombres no sufren de muchas complicaciones respecto a el flujo, en cambio en una mujer, es una zona la cual debe cuidarse mucho ya que el pH, determina ciertas patologías. 35
  • 36. Heces El rango de pH es dependiente de la dieta; Normal: neutral que es ligeramente alcalino o ácido. El pH fecal es generalmente ácido: entre 5 y 6. pH elevado(alcalino): Degradación de proteínas. Colitis. Adenoma velloso. Uso de antibióticos. Un pH fecal alto puede ser un factor de riesgo de cáncer colo-rectal. La ingesta de cereales con fibra (75 100g/días x 14 días) demuestra la capacidad de reducir el pH fecal en 0,4 unidades. Sin embargo, esto significa que un pH alto se relaciona en segunda instancia con el riesgo de cáncer. pH bajo : (ácido) Malabsroción de carbohidratos. Malabsorción de grasas. Deficiencia de disacaridasa. Un pH fecal menor de 6.0 es evidencia sugestiva de mal absorción de azúcares. En niños y en algunos adultos se nota que sus heces tienen un olor dulce como resultado de ácidos grasos volátiles y la presencia de intolerancia a la lactosa. PH fecales bajos también contribuyen a escoriaciones de la piel de la región perianal, frecuentemente acompañadas de diarrea. 36
  • 37. 37
  • 38. Conclusión Concepto de pH El pH es el estado de regularización de una base o acido esto se refiere al estado de concentración de iones hidrógenos [H +] en los líquidos corporales o acido-base. En las personas normales la concentración de h+ es de 40 nanomoles/l de plasma. En comparación con la concentración de otros cationes, es relativamente pequeña. Se describen los aspectos generales, funcionales y la forma de evaluarlo en el cuerpo humano. Por litro de plasma hay aproximadamente 142 millones de nanomoles de Na+ y 4 nanomoles de K+. Por lo tanto la cantidad de H+ en el plasma es más o menos la millonésima parte de la cantidad de cationes. Una proporción igual de H+ existe con relación a los aniones. Debido a que resultaba difícil expresar la concentración de iones H+ en una unidad que sea útil comparar con la concentración de otros iones, Sorensen en 1909, desarrolló el concepto de pH, definiéndolo como el logaritmo negativo de la concentración de iones H. ph= -log [ H+] El agua es un solvente biológico ideal, es una molécula tetraédrica asimétrica que forma dipolos. Puede actuar como acido o como base. Escala de pH: 38
  • 39. Si tomamos la disociación del agua pura, la misma se produce según la siguiente reacción: En el momento que se logra el equilibrio en ésta ecuación, la concentración de hidrogenión es igual a la concentración de hidroxilos, y cada uno tiene un valor de 10-7. El punto neutro del pH es 7 que es el agua pura, del 1 al 7 es ácido y del 7 al 14 es alcalino. Estructura del pH.  Hidrogenión (H+): los líquidos corporales además de contener cationes y aniones, contienen el protón H+ o hidrogenión. En las soluciones acuosas, hay poco o ningún protón H+ en forma de protones simples. Casi todos los protones de H+ de las soluciones acuosas se hallan en reacción con agua formando iones hidratados.  Ácidos: se denominan ácidos a las sustancias que tienden a entregar iones H+ a la solución.  Bases: se denominan bases a las sustancias que tienden a tomar iones H+ de la solución. De tal manera se definen si son ácidos o bases. Se denomina fuertes a aquellas que entregan o aceptan varios iones H+ y débiles a aquellas que entregan o aceptan pocos iones H+. 39
  • 40. La Importancia del Equilibrio del pH en relación con medicina Existe un “estado pH” en el organismo que fluctúa entre una alcalosis y una acidosis a lo largo de las 24 horas del día. Si este trasiego o movimiento no se produjese sería imposible la puesta en marcha de las diferentes rutas bioquímicas y el metabolismo se pararía precisamente el motor de la vida biológica es este ir y venir del “estado pH”. Son pequeñas fluctuaciones en torno a la posición del equilibrio, pero suficientes para que exista el movimiento bioquímico. Aunque se acepta que el pH es el logaritmo inverso de la concentración de iones de hidrogeno, esta es una forma de expresarse casi matemática y que conceptualmente es ininteligible. Se crea un campo electromagnético, y es esta la primera vez que en medicina científica se habla de estos campos, no en vano en física, se define el campo magnético como aquel lugar del espacio donde actúan fuerzas electromagnéticas 40
  • 41. y desde Maxwell a nuestros días queda unido para siempre el concepto de carga eléctrica y carga electromagnética, por lo tanto cuando hablamos de pH estamos hablando de campos electromagnéticos. Todo sistema biológico que tiene vida es un campo electromagnético fluctuante entre la positividad y la negatividad, sea este una hormiga, una planta o una bacteria incluso la propia célula y en función de ese trasiego y debido a él, posee vida. Esto solo puede ser explicado desde el intento por parte de los organismos vivos de salir de ese estado de carga, sea positiva o negativa, buscando el reposo óseo el punto eléctricamente neutro es decir el electro-neutralidad. Pero ello significa, la parada bioquímica, es decir la muerte. Por lo tanto, si esa infructuosa búsqueda la llamamos vida y la parada la muerte, todos los organismos buscan la muerte, de acuerdo con esto definiríamos la vida como la búsqueda de la electro-neutralidad o muerte. Ocurre sin embargo que en la búsqueda del punto de equilibrio no lo consigue normalmente y pasa al otro estado de carga, obligando a una nueva búsqueda en el sentido contrario, o sea, es como una balanza en equilibrio inestable obligada hacer oscilaciones en un sentido y en otro sin parar nunca. Estas oscilaciones de pH, tienen un periodo de 24 horas y cada oscilación debe producirse con la misma amplitud, tanto en un sentido como en el otro, incluso con una determinada velocidad, siempre la misma. El sistema por lo tanto puede cabecear hacia la alcalosis o hacia la acidosis, dando lugar a enfermedades diferentes en cada caso. Solamente regulando este sistema, cuando esta alterado, se puede recuperar la salud. En casi todas las patologías que asolan al ser humano y más en la edad adulta y senectud, es posible encontrar desequilibrios de este sistema. 41
  • 42. Bibliografia Sociedad de médicos. (2010). Litiasis renal. Agosto 30, 2014, de Médica Sur Sitio web: http://www.medicasur.com.mx/es_mx/ms/ms_rnlt_Litiasis_Renal quimicoclinico. (Junio 11, 2008). pH de la materia fecal. agosto 30, 2014, de Blog del Químico Clínico Sitio web: http://quimicoclinico.wordpress.com/2008/06/11/significado-clinico-del-ph-en-las-heces/ Cibrián E.. (enero 29, 2014). Equilibrio de pH en sangre: . agosto 30, 2014, de elherbolario Sitio web: http://www.elherbolario.com/noticia/1198/DE-PIES-A-CABEZA/ Equilibrio-de-pH-en-sangre:-los-peligros-de-la-acidosis-y-su-relacion-con- las-principales-enfermedades.html Escrito por Pritchard J. | Traducido por Sánchez V.. (2011). Peligros de los niveles bajos o altos del pH. agosto 30, 2014, de livestrong Sitio web: http://www.livestrong.com/es/peligros-niveles-bajos-lista_23675/ Perez G.. (2009). secreción vaginal. agosto 30, 2014, de SECRECION.COM Sitio web: http://www.secrecion.com/secrecin_vaginal_flujo Tweedle, D.E.F. Metabolic Care. Chap. 4. PP 60-80. (1982) Churchill Livingstone. Edinburgh London. Stites, Dp. Inmunologia Básica y clínica. 9ª 42
  • 43. Abul K. Abbas, Andrew H. Lichtman. (1998). Inmunologia celular y molecular. Estados unidos. Elsevier.1999 Stites, Dp. Inmunologia Básica y Clínica. (1999). Inmunologia básica y clínica. Estados unidos. Elsevier. 1998 43