ndice general

1 Ecuacin de Henderson-Hasselbalch 11.1 Observaciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11.2 Desarrollo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11.3 Aplicacin Farmacolgica en Medicina . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11.4 Enlaces externos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2

2 Tampn qumico 32.1 Mecanismo de actuacin de las soluciones tampn . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32.2 Clculo del pH de disoluciones tampn . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32.3 Sistemas tampn siolgicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4

2.3.1 Niveles de pH en el cuerpo humano . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42.3.2 Sistemas tampn en el organismo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5

2.4 Aplicaciones industriales de las soluciones tampn . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 72.5 Referencias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 72.6 Enlaces externos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7

3 Constante de equilibrio 83.1 Tipos de constantes de equilibrio . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8

3.1.1 Constantes de asociacin, disociacin y presin . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 83.1.2 Constantes de Brnsted . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 83.1.3 Constantes de Hidrlisis . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 83.1.4 Constantes de solubilidad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9

3.2 Referencias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 93.3 Enlaces externos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9

4 Constante de disociacin cida 104.1 Introduccin . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 104.2 Deniciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 114.3 Constante de equilibrio . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11

4.3.1 cidos monoprticos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 124.3.2 cidos poliprticos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 134.3.3 Autoionizacin del agua . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 144.3.4 Bases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14

i

ii NDICE GENERAL

4.3.5 Dependencia de la temperatura . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 144.4 Acidez en soluciones no acuosas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14

4.4.1 Mezcla de disolventes . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 154.5 Factores que afectan a los valores de pK . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16

4.5.1 Termodinmica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 174.6 Determinacin experimental . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17

4.6.1 Microconstantes . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 184.7 Aplicaciones e importancia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 184.8 Valores para sustancias comunes . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 194.9 Vase tambin . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 194.10 Referencias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 204.11 Otras lecturas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 224.12 Enlaces externos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 234.13 Text and image sources, contributors, and licenses . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 24

4.13.1 Text . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 244.13.2 Images . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 244.13.3 Content license . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 25

Captulo 1

Ecuacin de Henderson-Hasselbalch

La ecuacin de Henderson-Hasselbalch es una expre-sin utilizada en qumica para calcular el pH de unadisolucin reguladora, o tampn, a partir del pK o el pK(obtenidos de la constante de disociacin del cido o dela constante de disociacin de la base) y de las concentra-ciones de equilibrio del cido o base y de sus correspon-dientes base o cido conjugado, respectivamente.

pH = pKa + log

[A][AH]

pOH = pKb + log

[BH+][B]

pH = pKx + log

[S][A]

donde:

S es la sal o especie bsica, y A es el cido o especie cida

En la ltima ecuacin x puede ser a o b indistintamente.

1.1 ObservacionesLa ecuacin implica el uso de las concentraciones deequilibrio del cido y su base conjugada. Para el clcu-lo del pH en soluciones buer, generalmente se hace unasimplicacin y se utilizan las concentraciones inicialesdel cido y la sal, por lo tanto se debe tener en cuentaque el valor obtenido es una aproximacin y que el errorser mayor cuanto mayor sea la diferencia de las concen-traciones de equilibrio con las de partida (constante deequilibrio alta). En la misma aproximacin, tampoco seconsidera el aporte del agua, lo cual no es vlido para so-luciones muy diluidas.

1.2 DesarrolloSupngase un cido AH con disociacin parcial. El equi-librio es:

AH+ H2O A + H3O+

y la constante de disociacin asociada ser:

Ka =[A][H3O+]

[AH]

Despejando [H3O+] de la constante de disociacin:

[H3O+] = Ka[AH][A]

Tomando logaritmos a ambos lados y aplicando la pro-piedad de los logaritmos para un producto se llega a:

log10 ([H3O+]) = log10 (Ka) log10[AH][A]

E invirtiendo el cociente:

pH = pKa + log10

[A][AH]

1.3 Aplicacin Farmacolgica enMedicina

La frmula de Henderson-Hasselbalch es empleada pa-ra medir el mecanismo de absorbcin de los frmacos enla economa corprea. Dicho de otra manera, la absorb-cin es la transferencia de un frmaco desde un sitio deadministracin hacia el sangre. Los rangos de rapidez yecacia de la absorcin farmacolgica dependen de unaruta especca de administracin, sea esta en su disposi-cin farmacolgica traslocarse al interior de la membra-na celular para estimular el efecto organsmico deseado,por lo que la administracin farmacutica por diferentesrutas mucosas dependen de su biodisponibilidad farma-colgica. Para ello se requiere que para la translocacindel frmaco se necesite que este, desde su formulacinfarmacutica no se disocie al llegar a la membrana celu-lar, sea de carcter liposoluble, y de bajo peso molecularpor lo que debe de ser de caractersticas de cidos y basesdbiles.

1

2 CAPTULO 1. ECUACIN DE HENDERSON-HASSELBALCH

El efecto del pH en la absorcin farmacolgica semedia estudiando el pH de las presentaciones far-macuticas:

Frmacos cidos Dbiles [HA]: Liberan un[H+] causando una carga aninica [A-], paraformar: [HA] [H+] + [A-].

Frmacos Alcalinos Dbiles [BH+]: Libe-ran tambin un [H+]. La forma ionizada delos frmacos base son usualmente cargados, ypierden un protn que produce una base sincarga [B], para formar: [BH+] [B] +[H+].

Tomando el pH de ciertas mucosas, por ejem:

Cavidad Oral: 5 a 6 pH. Mucosa Gstrica: 1 a 3 pH. Mucosa Intestinal: 4 a 5 pH.

Y Tomando el pK de ciertos frmacos, por ejem:

Morna: (Base) 9 pK. Acetaminofeno: (cido) 8 pK. Diazepam: (cido) 4 pK. Aspirina: (cido) 1.4 pK.

Ejecutando la frmula de Henderson-Hasselbalch para el ejemplo de:

Aspirina administrada va enteral, absorbidaen la mucosa gstrica:

pH = pKa + log

[A][AH]

Despeje:

D

3= 1+log [A-]/[AH]3-1= log [A-]/[AH]2= log [A-]/[AH]antilog 2= [A-]/[AH]100= [A-]/[AH]100/1= [A-]/[AH]101-100% = 1 = 100-x%; x= 99% Quiere decir, que laadministracin enteral de la aspirina, alcanza una absor-cin casi al 100%, logrando una efectividad de transloca-cin mayor.

1.4 Enlaces externos True example of using Henderson-Hasselbalch equa-

tion for calculation net charge of proteins Ejemplo de clculo del pH de una disolucin regula-

dora de cido actico/acetato mediante la ecuacinde Henderson-Hasselbach

Captulo 2

Tampn qumico

Un tampn, buer, solucin amortiguadora o solu-cin reguladora es la mezcla en concentraciones relati-vamente elevadas de un cido dbil y su base conjugada,es decir, sales hidrolticamente activas. Tienen la propie-dad de mantener estable el pH de una disolucin frente ala adicin de cantidades relativamente pequeas de ci-dos o bases fuertes. Este hecho es de vital importancia, yaque meramente con un leve cambio en la concentracinde hidrogeniones en la clula se puede producir un paroen la actividad de las enzimas.Se puede entender esta propiedad como consecuencia delefecto ion comn y las diferentes constantes de acidez obasicidad: una pequea cantidad de cido o base desplazalevemente el equilibrio cido-base dbil, lo cual tiene unaconsecuencia menor sobre el pH.[1]

Cada sistema buer tiene su propio rango efectivo de pH,el cual depender de la constante de equilibrio del cidoo base empleado. Son importantes en el laboratorio y enla industria, y tambin en la qumica de la vida. Tam-pones tpicos son el par amonaco-catin amonio, cidoactico-anin acetato, anin carbonato-anin bicarbona-to, cido ctrico-anin citrato o alguno de los pares en ladisociacin del cido fosfrico.

2.1 Mecanismo de actuacin de lassoluciones tampn

Para poder entender con claridad el mecanismo que utili-za el organismo para evitar cambios signicativos de pH,pondremos un ejemplo de actuacin del tampn de msimportancia en el organismo, el equilibrio de cido car-bnico (H2CO3) y bicarbonato (HCO3-), presente en ellquido intracelular y en la sangre.Como producto del metabolismo se produce CO2 que alreaccionar con las molculas de agua produce cido car-bnico, un compuesto inestable que se disocia parcial-mente y pasa a ser bicarbonato segn el siguiente equili-brio:

CO2 + H2O H2CO3

HCO3- + H+

Entonces, el bicarbonato resultante se combina con loscationes libres presentes en la clula, como el sodio, for-mando as bicarbonato sdico (NaHCO3), que actuarcomo tampn cido. Supongamos que entra en la clu-la un cido fuerte, por ejemplo, cido clorhdrico (HCl):

HCl + NaHCO3 NaCl+ CO2 + H2O

Como se puede ver en la anterior reaccin el efecto cidoclorhdrico queda neutralizado por el bicarbonato de so-dio y resultan como productos sustancias que no provo-can cambios en el pH celular y lo mantienen en su valornormal, que es 7,4.

2.2 Clculo del pH de disolucionestampn

Frecuentemente se utiliza la ecuacin de Henderson-Hasselbalch para el clculo del pH en soluciones regula-doras. Sin embargo, debe aclararse que esta ecuacin noes aplicable en todos los casos, ya que para su deduccinse realiza una serie de suposiciones. Esta ecuacin sueleproporcionar resultados incorrectos cuando las concen-traciones del cido y su base conjugada (o de la base ysu cido conjugado) son bajas. Para el clculo del pH, sedebe saber el pKa del cido y la relacin entre la concen-tracin de sal y cido, como se observa a continuacin

pH = pKa+ log[S]/[A]

Recordemos que pKa de un cido dbil se obtiene a partirde su constante de acidez (K) y es especco para cadacido.Supongamos que disponemos de una determinada canti-dad de un cido dbil, por ejemplo, cido lctico de con-centracin 10 mM. Sabemos, que la concentracin de susal conjugada, el lactato, es de 2 mM y que el pKa cidodel cido lctico s 3,86. Por tanto, podemos calcular elpH del cido lctico en una solucin acuosa sin ningn ti-po de sistema tamponador con la ecuacin de Henderson-Hasselbalch:

3

4 CAPTULO 2. TAMPN QUMICO

CH3-CHOH-COOH

CH3-CHOH-COO- +H+

pH = 3,86 + log (2 mM/10mM) = 3,86 - 0,7 =3,16

Por tanto, el pH de una solucin acuosa de cido lcticode concentracin 10 mM, sin la intervencin de ningntampn es 3,16. Es decir que si esto se produjese en ellquido intracelular y no existieran las soluciones amorti-guadoras su pH estndar de 7,4 bajara bruscamente hasta3,16. Sin embargo, esto no ocurre en nuestro organismogracias a los tampones qumicos.Si reexionamos sobre la ecuacin de Henderson-Hasselbalch se deduce que el pH del sistema amortigua-dor depende de la proporcin relativa entre sal y cido, yno de sus concentraciones absolutas. Es decir que si va-mos aadiendo agua al sistema variarn las concentracio-nes absolutas de cada sustancia, pero no su cociente deconcentraciones. No obstante, si la dilucin es muy gran-de, el equilibrio del cido y su sal conjugada se desplazahacia los productos y, por tanto, aumenta la sal y disminu-ye el cido, entonces el cociente sal/cido aumenta muysignicativamente.Supongamos ahora que aadimos una solucin amorti-guadora de bicarbonato de potasio (KHCO3) y una can-tidad grande de agua a la anterior solucin de cido lc-tico anterior de 10 mM, suciente para que se rompa elequilibrio de concentraciones del cido y su sal conju-gada. En consecuencia, la concentracin de cido lcticodisminuye a 0,1 mM y la concentracin de lactato de po-tasio aumenta a 200 mM. Calculemos el pH de la nuevasolucin:

CH3-CHOH-COOH+ KHCO3 CH3-CHOH-COOK + CO2 +H2O

pH = 3,86 + log (200mM/ 0,1 mM) = 3,86 +3,3 = 7,16

Es decir que partiendo de una solucin de cido lcticoinicial de concentracin 10 mM y pH 3,16 cido - s-ta ha acabado transformndose en una solucin de cidolctico de concentracin 0,1 mM y pH 7,16 neutro -gracias a la intervencin de un tampn qumico, en estecaso, el bicarbonato de potasio. As es como el organis-mo consigue mantener su pH alrededor de 7,4, a pesar deque entren sustancias cidas o bsicas en el cuerpo.

2.3 Sistemas tampn siolgicos

2.3.1 Niveles de pH en el cuerpo humano

Muchas biomolculas no actan a un determinado valorde pH y solo toleran uctuaciones mnimas en el pH. Da-do el bajo grado de ionizacin del agua (H2O), cuandoaadimos en sta una pequea cantidad de cido o de ba-se, el pH vara en mucha cantidad, llegando a niveles depH en los cuales las biomolculas no podran cumplir susfunciones. Por esta razn los lquidos siolgicos contie-nen tampones que, a diferencia del agua, mantienen el pHconstante.Los tampones mantienen la cantidad de cidos y de basesen equilibrio en un determinado pH en el cual la actividadbiolgica de las protenas, hormonas, enzimas, bombasde iones... sea ptima. En humanos, los valores compa-tibles con el mantenimiento de funciones vitales son depH entre 6,8 y 7,8; siendo el intervalo de 7,35 a 7,45 elde normalidad. En concreto, podemos decir que cada l-quido siolgico tiene un nivel caracterstico normal depH:

Sangre arterial: pH= 7,4

Sangre venosa: pH= 7,35

Lquido intersticial: pH= 7,35

Lquido intracelular: pH= 6 - 7,4

Orina: pH= 4,5 - 8

HCl gstrico: pH= 0,8

Los tampones son los primeros responsables de mantenerestos niveles de pH constantes aunque en el organismo seproduzcan altas cantidades de cidos debido al metabo-lismo. As, los tampones son el primer nivel de defensacontra los cambios de pH. Tambin contribuyen al equili-brio la regulacin respiratoria (segunda lnea de defensa)y la regulacin renal (tercera lnea de defensa). Cuandohay alteraciones debidas a enfermedades de los riones,pulmones o por diabetes mellitus, el pH se ve alterado yse padece acidosis (pH7,43).Las causas principales de acidosis son: insuciencia re-nal, acidosis tubulorrenal, cetoacidosis diabtica, acidosislctica, sustncias txicas (etilenglicol, salicilato (en so-bredosis), metanol, paraldehido, acetazolamida o clorurode amonio. Las causas principales de alcalosis son: uso dediurticos (tiacidas, furosemida, cido etacrnico), prdi-da de cido causada por vmitos o aspiracin del conte-nido del estmago, glndulas suprarrenales hiperactivas(sndrome de Cushing o utilitazacin de corticosteroides).Estas alteraciones pueden rendir su efecto en la primera,la segunda o la tercera lnea de defensa; impidiendo as elfuncionamiento de todos los mecanismos complexos quemantienen los niveles de pH a niveles adecuados.

2.3. SISTEMAS TAMPN FISIOLGICOS 5

2.3.2 Sistemas tampn en el organismoExisten tampones de gran importancia en el organismo:

Inorgnicos:

Tampn bicarbonato:

CO2 + H2O H2CO3 HCO3 - + H+

Tampn fosfatico:

H2PO4- HPO42- + H+

Orgnicos:

Tampn hemoglobina:

HHbO2 HbO2- / HbH Hb- + H+

Aminocidos y prote-nas

Tampn bicarbonato

Tal y como se ha comentado anteriormente, el tampn bi-carbonato est compuesto por cido carbnico (H2CO3)y bicarbonato (HCO3-) y el valor de su pKa es de 6,1.Es el tampn ms importante de la sangre (pH=7,4), re-presenta el 75 % de la capacidad buer total de la san-gre. Tambin est presente en el lquido intersticial. Es untampn muy ecaz porque la relacin HCO3-/ H2CO3 esmuy alta, lo que supone una alta capacidad para amorti-guar los cidos. Supone una ventaja el hecho que se tratade un sistema abierto ya que el CO2 puede ser eliminadoen la respiracin muy rpidamente, los H+ se pueden eli-minar por va renal y el HCO3- puede reemplazarse en laorina. En realidad, este tampn est compuesto por dosequilibrios, pues el cido carbnico forma CO2, generan-do una molcula de H2O.Cuando el pH disminuye, el bicarbonato toma los proto-nes libres. As, el equilibrio se desplaza hacia el H2CO3,que a su vez, mediante la reaccin catalizada por la an-hidrasa carbnica (glbulos rojos), cede una molcula deH2O y se convierte en CO2, el cual se elimina a travs delos pulmones. Por el contrario, si el pH de la sangre au-menta, se forma HCO3- a partir de H2CO3, lo que con-duce a mayor captacin de CO2. Las concentraciones deHCO3- y de H+ tambin se pueden controlar por meca-nismos siolgicos a nivel renal. El rin puede eliminarprotones unindolos a amonacos o fosfatos y mantienela concentracin de bicarbonato mediante reabsorcin oregeneracin del mismo.La suma de las formas sal y cido se llama reserva alcali-na. En condiciones normales, esta suma tiene el valor 25,2

Bicarbonat

mEq de CO2 por litro. Como a pH sanguneo (pH=7,4),la proporcin entre la forma sal y cido es de 20, resultaque [HCO3-] es 24 mEq/L y [CO2] es 1,2 mEq/L.As, es importante tener en cuenta que el cuerpo nece-sita ms bicarbonato que no cido carbnico porque elmetabolismo produce ms cidos que bases.

Tampn fosfato

El tampn fosfato est compuesto por el hidrgeno fos-fato (HPO42) y el dihidrgeno fosfato (H2PO4-). Actaen el plasma y el lquido intersticial. Este tampn tiene unpKa de 6,8, el cual est mucho ms cerca del pH plasm-tico. Esto signicara que este tampn tendra que ser mstil que el anterior, pero no es as ya que se encuentra enconcentraciones menores en sangre y la eliminacin delfosfato es mucho ms lenta, por va renal.

6 CAPTULO 2. TAMPN QUMICO

Fosfat

A pH siolgico de 7,4, la relacin HPO42/ H2PO4- esigual a 4. As, se trata de un sistema ecaz para amor-tiguar cidos. Como hemos dicho, a nivel sanguneo, eltampn bicarbonato resulta ms til que el tampn fos-fato ya que este ltimo se encuentra en concentracionesbajas. Ahora bien, a nivel intracelular, el tampn fosfatotiene concentraciones elevadas y es ms eciente.

Tampn hemoglobina

La hemoglobina es una protena globular multimrica quedispone de cuatro puntos de unin a ligandos cuyas pro-piedades de unin estn reguladas alostricamente. Lafuncin principal de la hemoglobina es el transporte deoxgeno por la sangre. Referente a su estructura, se tratade un heterotetrmero y consta de dos pares de cadenaspolipeptdicas diferentes. Cada una de las cadenas llevaun hemo como grupo prosttico, donde se unen las mo-lculas de O2, por lo que una hemoglobina puede unircomo mximo cuatro molculas de O2.La captacin de O2 se ve afectada, entre otros factores,por los H+ y el CO2. Algunos factores favorecen el es-tado T, en el cual la protena no tiene O2 unidos, y otrosfavorecen el estado R, en el cual la hemoglobina tiene uni-das molculas de O2. Este fenmeno se denomina efectoBohr. Es muy positivo para remarcar la diferencia entrelas distintas anidades para el O2; la cual es esencial paraque cumpla su funcin de transporte.

Cuando el CO2 forma cido carbnico y protones, losprotones estabilizan el estado T, de descarga de O2. As,en los capilares perifricos, dnde encontramos CO2, lahemoglobina cede las molculas de O2. En los capilaresde los alvolos pulmonares se invierte este efecto.As, cuando se unen H+ a la hemoglobina, se produce unefecto en el equilibrio del tampn bicarbonato ya que seinduce a la formacin de bicarbonato.Es un tampn siolgico muy eciente gracias al cambiode su pK cuando pasa de la forma oxidada (pK=7,16) ala reducida (pK= 7,71) y a la gran cantidad que hay en lasangre.

Aminocidos y protenas

Los aminocidos tienen carcter anftero, es decir, pue-den ceder protones y tambin captarlos. Esto es as gra-cias a dos de los radicales comunes en todos los amino-cidos: el grupo NH2 y el grupo COOH. Estos radicales,al estar en contacto con el agua, se presentan ionizados oprotonados; actuando los dos como donantes o aceptoresde protones.En pH cidos:

El NH2 capta un protn: NH3+ (el pka para esteradical es 9)

En pH bsicos:

El COOH pierde un protn: COO- (el pKa para esteradical es 2)

En el punto de pKa del grupo amino existe el 50 % deradicales amino protonados (NH3+) y el otro 50 % deradicales amino desprotonados (NH2). En este punto, lavariacin de pH, si adicionamos NaOH a la solucin, esmnima. Por lo tanto, en este punto la capacidad amorti-guadora es mxima.En el punto de pKa para el grupo carboxil existe el 50% de radicales carboxil protonados (COOH) y el otro 50% de radicales carboxil desprotonados (COO-). En estenivel de pH el aminocido tambin es buen amortiguador.En el punto isoelctrico de los aminocidos sin cadenaradical cida o bsica se encuentra a medio camino entreel pKa del grupo amino y el pKa del grupo carboxil. Yencontramos el aminocido en su forma zwitterin, comambos grupos funcionales ionizados: NH3+ y COO-.El punto isoelctrico de los aminocidos con cadenas pro-tonables es diferente ya que existe un tercer pka, que co-rresponde al valor de pH en el cual el protn de la cadenalateral se disocia.As, vemos como esta capacidad para captar y ceder pro-tones convierte a las protenas y aminocidos en amorti-guadores del pH, actuando como cidos si estn protona-dos, o como bases, si no lo estn.

2.5. REFERENCIAS 7

Muchas protenas tienen grupos protonables en la cade-na radical variable, as cada protena o aminocido tienesu punto isoelctrico y sus pKa caractersticos para cadagrupo protonable del radical variable.Los pKa pueden verse afectados por radicales prximosy as, puede variar calidad amortiguadora de los amino-cidos segn radicales de su entorno. Por ejemplo, la his-tidina, prxima al grupo hemo en la hemoglobina, tienepK muy diferentes segn si est unida al oxgeno o no.Cuando los aminocidos se unen formando pptidos me-diante enlaces entre el grupo COOH de un aminocido yel grupoNH2 de otro, desaparecen sus propiedades amor-tiguadoras. Ahora bien, siempre existen los grupos termi-nales y tambin los grupos ionizables de las cadenas la-terales de los aminocidos: cido asprtico y glutmico,arginina, lisina, histidina, etc. As, para determinar su ca-pacidad amortiguadora, solamente observaremos los pKde los terminales y de los laterales ionizables.

2.4 Aplicaciones industriales de lassoluciones tampn

Como hemos visto las soluciones tampn son muy tilespara el mantenimiento del pH en sistemas biolgicos, co-mo por ejemplo el cuerpo humano, pero sus propiedadesvan mucho ms lejos y son ampliamente usadas en lasindustrias actuales.

En la Industria agrcola, las soluciones tampn seusan para la fertirrigacin y la agricultura hidrop-nica (cultivar plantas usando soluciones minerales yno suelo agrcola). Todas las plantas tienen un inter-valo de pH en que las races absorben nutrientes deforma idnea. Una variacin del pH puede afectaral proceso de absorcin de las races: disminuyendola captacin de minerales y aumentando la permea-bilidad a sustancias txicas como el aluminio. A suvez, una variacin en el pH afecta la solubilidad dela mayora de minerales. Existe un pH idneo pa-ra cada planta dependiendo de su siologa y de losminerales que requiere, pero, como norma general,podemos decir que precisan un pH ligeramente ci-do (5.5-7) salvo excepciones como las habas con pHun tanto bsico (7.4-8.1)

En la Industria alimentaria tambin son de gran im-portancia los parmetros del pH ya que, por ejem-plo, nos indica si la carne es apta para el consumohumano. Si la carne est entre 5.4 i 7.0 de pH, esapta para el consumo, pero a lo largo del tiempo elpH disminuye, hecho que indica que su consumo noes pertinente. En la industria vincola, se deben detener muy en cuenta las variaciones de pH en la ela-boracin del vino, este debe oscilar entre 2.8 i 3.5,puesto que a pH superior a 3.5 determinadas bacte-

rias pueden atacar el vino y producir variaciones enel sabor.

Es sin duda alguna en la Industria farmacutica enla que se debe tener un control y conocimiento msexhaustivo del pH, por distintas razones:

1. Primeramente, para el diseo de los medicamentoses necesario saber el pH de la zona del cuerpo en quetrabajar el frmaco, pues si bajo ese pH las prote-nas que queremos usar se desnaturalizan el medica-mento no tendr efecto alguno.

2. En el proceso de formulacin de los frmacos seusan las propiedades sicoqumicas del pKa y el pHpara elegir la frmula ptima del medicamento

3. En los ensayos previos a la comercializacin de losmedicamentos se requiere un control del pH paragarantizar que los resultados obtenidos sean realesy ciertos, pues un pH errneo podra dar resultadosfalsos.

2.5 Referencias[1] Morcillo, Jess (1989). Temas bsicos de qumica (2.

edicin). Alhambra Universidad. p. 270-272. ISBN9788420507828.

2. Werner-Mller 5a edici3. Lubert Stryer Biochemistry (5a edici). Acid-BaseConcepts.4. http://www.ehu.es/biomoleculas/buffers/hh.htm5. https://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r55275.PDF6. http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_l%C3%A1ctico7. http://www.juntadeandalucia.es/averroes/manuales/materiales_tic/biomoleculas/selectividad/amortiguadores.pdf8. http://www.uco.es/organiza/departamentos/bioquimica-biol-mol/pdfs/06%20pH%20AMORTIGUADORES.pdf9. http://www.biologia.arizona.edu/biochemistry/problem_sets/medph/02t.html10. http://todoesquimica.blogia.com/2008/040603-tampon-fosfato.php

2.6 Enlaces externos Clculo de pH de soluciones amortiguadoras y va-loraciones cido-base con hojas Excel en ingls oportugus.

Captulo 3

Constante de equilibrio

En una reaccin qumica en general:

A+ B::: S + T:::

la constante de equilibrio puede ser denida como[1]

K =fSgfTg :::fAgfBg :::

donde {A} es la actividad (concentracin molar xcoeciente de actividad) y el coeciente estequiomtri-co de la sustancia qumica A y as sucesivamente. Es solouna convencin el poner las actividades de los productoscomo numerador y de los reactivos como denominadores.Para el equilibrio en los gases, la actividad de un com-ponente gaseoso es el producto de los componentes de lapresin parcial y del coeciente de fugacidad.Para el equilibrio en una solucin, la actividad es el pro-ducto de la concentracin y el coeciente de actividad.Es una prctica comn el determinar las constantes deequilibrio en un medio de fuerzas inicas altas. Bajo esascircunstancias, el cociente de los coecientes de actividadson constantes efectivamente y la constante de equilibrioes tomada para ser un cociente de concentracin.

Kc =[S]

[T ]

:::

[A][B]

:::

Todas las constantes de equilibrio dependen solo de latemperatura y son independientes a las concentracionesde productos o reactivos.El conocimiento de las constantes de equilibrio es esen-cial para el entendimiento de muchos procesos naturalescomo la transportacin de oxgeno por la hemoglobinaen la sangre o la homeostasis cido-base en el cuerpo hu-mano.Las constantes de estabilidad, constantes de forma-cin, constantes de enlace, constantes de asociacin ydisociacin son todos tipos de constantes de equilibrio.

3.1 Tipos de constantes de equili-brio

3.1.1 Constantes de asociacin, disocia-cin y presin

En la qumica orgnica y en la bioqumica se acostumbraa usar el valor pK para el equilibrio de disociacin.

pKa = logKa = log(1/Ka)donde K es la constante de disociacin cida. por ello sesuma los productos

3.1.2 Constantes de BrnstedEl pH est denido en trminos de la actividad de losiones de hidrgeno

pH = logfH+gSi, al determinar la constante de equilibrio, el pH es me-dido por signicado de un electrodo de vidrio, una cons-tante de equilibrio mezclada, tambin conocida como laconstante de Brnsted, que puede resultar

HL L+H : pK = log[L]fHg[HL]

3.1.3 Constantes de HidrlisisEn una solucin acuosa, la concentracin de los ioneshidroxilos est relacionada a la concentracin de los ioneshidrgeno as:

KW = [H][OH] : [OH] = KW [H]1

El primer paso en la hidrlisis de los iones metlicos[2]puede ser expresado de dos maneras diferentes

8

3.3. ENLACES EXTERNOS 9

1. M(H2O) M(OH) + H : [M(OH)] =[M ][H]1

2. M + OH M(OH) : [M(OH)] =K[M ][OH] = KKW [M ][H]

1

Obtenemos que = KKW . Las constantes de hidrli-sis son usualmente reportadas en la forma y eso con-duce a la aparicin de los valores extraos. Por ejemplo,si lgK=4 y lg KW=14, lg = 4 14 = 10. En gene-ral cuando el producto de la hidrlisis contiene n gruposhidrxidos lg = lg K + n lg KW.

3.1.4 Constantes de solubilidadLa constante de solubilidad se ha determinado experi-mentalmente para un gran nmero de compuestos y lastablas estn disponibles fcilmente. Para un compuestoinico la constante se denomina producto de solubilidad,y se representa como Kps. La unidad de concentracinse asume que es la molaridad a menos que se indique locontrario. La solubilidad suele aparecer en unidades demasa en gramos (disueltos) por cada litro de agua.Algunos valores[3] a 25 C:

Carbonato de bario: 8.1109

Cloruro de cobre (I): 1.2106

Sulfato de plomo (II): 1.6108

Carbonato de magnesio: 1.15105

Cloruro de plata: 1.81010

Bromuro de plata: 51013

La base de datos extensa publicada por la IUPAC delas constantes de equilibrio (en ingls)

Base de batos estndar de referencia NIST

Base de datos de los pKa

3.2 Referencias[1] F.J,C. Rossotti and H. Rossotti, The Determination of

Stability Constants, McGraw-Hill, 1961.

[2] C.F. Baes and R.E. Mesmer, The Hydrolysis of Cations,Wiley, 1976

[3] H.P.R. Frederikse, David R. Lide (ed.). CRC Handbookof Chemistry and Physics. ISBN 0-8493-0478-4.

3.3 Enlaces externos Constante de equilibrio en ecuaciones qumicas Este tema en la enciclopedia Encarta Tabla de constantes de equilibrio qumico

Captulo 4

Constante de disociacin cida

El cido actico, un cido dbil puede perder un protn (desta-cado en verde) y donarlo a una molcula de agua, H20, dandolugar a un anin acetato CH3COO- y creando un catin hidronioH3O . Esta es una reaccin de equilibrio, por lo que el proceso in-verso tambin tiene lugar. Rojo: oxgeno, negro: carbono, blanco:hidrgeno.

Una constante de disociacin cida, K, (tambin co-nocida como constante de acidez, o constante de io-nizacin cida) es una medida cuantitativa de la fuerzade un cido en solucin. Es la constante de equilibrio deuna reaccin conocida como disociacin en el contexto delas reacciones cido-base. El equilibrio puede escribirsesimblicamente como:

HA A- + H+

donde HA es un cido genrico que se disocia dividin-dose en A-, conocida como base conjugada del cido, yel ion hidrgeno o protn, H+, que, en el caso de solu-ciones acuosas, existe como un ion hidronio solvatado.En el ejemplo que se muestra en la gura,HA representael cido actico, y A- el ion acetato. Las especies qumi-cas HA, A- y H+ se dice que estn en equilibrio cuandosus concentraciones no cambian con el paso del tiempo.La constante de disociacin se escribe normalmente co-mo un cociente de las concentraciones de equilibrio (enmol/L), representado por [HA], [A-] y [H+]:

Ka =[A][H+][HA]

Debido a los muchos rdenes de magnitud que puedenabarcar los valores de K , en la prctica se suele expresarla constante de acidez mediante una medida logartmicade la constante de acidez, el pK, que es igual al -log10, yque tambin suele ser denominada constante de disocia-cin cida:

pKa = log10Ka

A mayor valor de pK, la extensin de la disociacin esmenor. Un cido dbil tiene un valor de pK en un ran-go aproximado de 2 a 12 en agua. Los cidos con valo-res de pK menores que aproximadamente 2 se dice queson cidos fuertes; un cido fuerte est casi completamen-te disociado en solucin acuosa, en la medida en que laconcentracin del cido no disociado es indetectable. Losvalores de pK para los cidos fuertes, pueden ser estima-dos por medios tericos o por extrapolacin de medidasen medios no acuosos, en los que la constante de disocia-cin es menor, tales como acetonitrilo y dimetilsulfxido.

4.1 IntroduccinLa constante de disociacin cida es una consecuenciadirecta de la termodinmica subyacente a la reaccin dedisociacin, el valor de pK es directamente proporcio-nal al cambio de energa libre de Gibbs estndar para lareaccin. El valor de pK cambia con la temperatura y sepuede entender de forma cualitativa en base al principiode Le Chtelier: cuando la reaccin es endotrmica, elvalor de pK disminuye con el aumento de temperatu-ra, lo contrario es cierto para las reacciones exotrmicas.Los factores estructurales subyacentes que inuyen en lamagnitud de la constante de disociacin cida incluyenlas reglas de Pauling para las constantes de acidez, losefectos inductivos, los efectos mesomricos, y el enlacepor puente de hidrgeno.El comportamiento cuantitativo de los cidos y bases ensolucin solo puede ser comprendido si se conocen losvalores de pK. En particular, el pH de una solucin sepuede predecir cuando se conocen la concentracin ana-ltica y los valores de pK de todos los cidos y las bases;inversamente, tambin es posible calcular las concentra-ciones de equilibrio de los cidos y sus bases en solucincuando se conoce el pH. Estos clculos tienen aplicacinen diferentes reas de la qumica, la biologa, la medicinay la geologa. Por ejemplo, muchos de los compuestosutilizados para la medicacin son cidos o bases dbi-les, y el conocimiento de los valores de pK, junto con elcoeciente de reparto octanol-agua, puede utilizarse paraestimar la medida en que el compuesto entra en el torren-te sanguneo.

10

4.3. CONSTANTE DE EQUILIBRIO 11

Las constantes de disociacin cida tambin son esencia-les en qumica en disolucin acuosa y oceanografa qu-mica, donde la acidez del agua juega un papel fundamen-tal. En los organismos vivos, la hemostasis cido-base yla cintica enzimtica son dependientes de los valores depK de muchos de los cidos y bases presentes en la clulay en el cuerpo.En qumica, es necesario el conocimiento de los valoresde pK para la preparacin de soluciones tampn, y tam-bin es un requisito previo para la comprensin cuantita-tiva de la interaccin entre los cidos o las bases y los io-nes metlicos para formar complejos. Experimentalmen-te, los valores de pK pueden determinarse por valoracinpotenciomtrica (pH), pero para valores de pK menoresque aproximadamente 2 o aproximadamente mayores de11, pueden requerirse medidas espectrofotomtricas o deRMN debido a las dicultades prcticas con las medidasde pH.

4.2 DenicionesDe acuerdo con la denicin original de Arrhenius, uncido es una sustancia que se disocia en solucin acuosa,liberando el ion hidrgeno H+ (un protn):[1]

HA A- + H+

La constante de equilibrio para esta reaccin de disocia-cin se conoce como constante de disociacin. El protnliberado se combina con una molcula de agua para darun (ion hidronio o oxonio)H3O+, y as ms tarde Arrhe-nius propuso que la disociacin se debe escribir como unareaccin cido-base:

HA + H2O A- + H3O+

La Teora de BrnstedLowry generaliza esto algo msal considerarla como una reaccin de intercambio deprotones:[2][3][4]

cido + base base conjugada + cido conjugado

El cido pierde un protn, dando la base conjugada, elprotn se transere a la base, dando el cido conjuga-do. Para soluciones acuosas de un cido HA, la base esel agua, la base conjugada del cido es A- y el cidoconjugado de la base es el ion hidronio. La denicinde Brnsted-Lowry se aplica a otros disolventes, comoel dimetilsulfxido: el solvente S acta como una base,aceptando un protn y formando el cido conjugado SH+.En qumica en solucin es comn utilizar H+ como unaabreviatura del ion hidrgeno solvatado, independiente-mente del disolvente. En solucin acuosa, H+ denota union hidronio solvatado en lugar de un protn.[5][6]

La designacin de un cido o una base como conjuga-do depende del contexto. El cido conjugado BH+ deuna base B se disocia segn la ecuacin:

BH+ + OH- B + H2O

que es la inversa del equilibrio:

H2O (cido) + B (base) OH (base conjugada)+ BH+ (cido conjugado)

El ion hidrxido OH, una base bien conocida, acta aqucomo la base conjugada del cido agua. Los cidos y lasbases se consideran as simplemente como donadores oaceptores de protones, respectivamente.El agua es anprtica: puede reaccionar tanto como uncido o como una base. Otro ejemplo de molcula an-prtica es el ion bicarbonato HCO3- que es la base con-jugada del cido carbnico H2CO3 en el equilibrio:

H2CO3 + H2O HCO3- + H3O+

pero tambin el cido conjugado del ion carbonato CO32-en la reaccin inversa del equilibrio:

HCO3- + OH- CO32- + H2O

El equilibrio del cido carbnico es importante para lahemostasis cido-base en el cuerpo humano.Una denicin ms amplia de la disociacin cida incluyela hidrlisis, en la que los protones son producidos por laseparacin de molculas de agua. Por ejemplo, el cidobrico (B(OH)3) acta como un cido dbil, aunque noes un donante de protones, debido a la hidrlisis:

B(OH)3 + 2 H2O B(OH)4- + H3O+

Del mismo modo, la hidrlisis de los iones metlicos pro-duce iones como el [Al(H2O)6]3+ que se comportan co-mo cidos dbiles:[7]

[Al(H2O)6]3+ + H2O [Al(H2O)5(OH)]2+ +H3O+

4.3 Constante de equilibrioUna constante de disociacin cida es un ejemplo par-ticular de una constante de equilibrio. Para el equilibrioespecco entre un cido monoprtico, HA y su base con-jugada A- en agua:

HA + H2O A- + H3O+

12 CAPTULO 4. CONSTANTE DE DISOCIACIN CIDA

la constante de equilibrio termodinmica,K puede de-nirse por:[8]

K =fAgfH3O+gfHAgfH2Og

donde {A} es la actividad de la especie qumica A, etc.K es adimensional ya que la actividad no tiene di-mensiones . Las actividades de los productos de diso-ciacin estn colocados en el numerador, las actividadesde los reactivos estn colocadas en el denominador. Vercoeciente de actividad para una deduccin de esta ex-presin.Puesto que la actividad es el producto de la concentraciny el coeciente de actividad () la denicin podra tam-bin escribirse como:

K =[A][H3O+][HA][H2O]

AH3O+

HAH2O

=[A][H3O+][HA][H2O]

donde [HA] representa la concentracin de HA y es uncociente de coecientes de actividad.

Variacin del pKa del cido actico con la fuerza inica.

Para evitar las complicaciones que implica el uso de ac-tividades, las constantes de disociacin se determinan,cuando es posible, en un medio de alta fuerza inica, esdecir, bajo condiciones en las que se puede suponerque es siempre constante.[8] por ejemplo, el medio pue-de ser una solucin de 0.1 M de nitrato de sodio o 3 Mde perclorato de potasio (1 M = 1 moldm3, una uni-dad de concentracin molar). Adems, en todos, salvo enlas soluciones ms concentradas se puede suponer que laconcentracin de agua, [H2O], es constante, aproximada-mente 55 moldm3. Dividiendo K por los trminosconstantes y escribiendo [H+] para la concentracin dehidronio, se obtiene la expresin:

Ka =[A][H+][HA]

Esta es la denicin de uso comn.[9] pK se dene co-mo -log10K. Ntese, sin embargo, que todos los valoresde las constantes de disociacin publicados se reeren almedio inico especco utilizado en su determinacin yque se obtienen diferentes valores con distintas condicio-nes, como se muestra para cido actico en la ilustracinanterior. Cuando las constantes publicadas se reeren auna fuerza inica que no sea la requerida para una apli-cacin particular, puede ajustarse mediante la teora deiones especcos (SIT) y otras teoras.[10]

AunqueK parece tener la dimensin de concentracin,de hecho, debe ser adimensional o no sera posible obte-ner su logaritmo. La ilusin es el resultado de omitir eltrmino constante [H_2O] de la denicin de la expre-sin. Sin embargo, no es inusual, sobre todo en textos re-lativos a equilibrios bioqumicos, ver un valor citado conuna dimensin como, por ejemplo, "K = 300 M.

4.3.1 cidos monoprticos

Variacin del porcentaje (%) de formacin de un cido mono-prtico, AH, y su base conjugada, A-, con la diferencia entre elpH y el pKa del cido.

Despus de modicar la expresin que deneK tomandologaritmos y poniendo pH =-log 10 [H+] se obtiene:

pH = pKa + log[A][HA]

Esta es una forma de la ecuacin de Henderson-Hasselbalch, de la que pueden obtenerse las siguientesconclusiones:

4.3. CONSTANTE DE EQUILIBRIO 13

A mitad de la neutralizacin [AH]/[A-] = 1; dadoque log (1) = 0, el pH a mitad de la neutralizacin esnumricamente igual al pK. Inversamente, cuandoel pH = pK, la concentracin de AH es igual a laconcentracin de A-.

La regin tamponada se extiende sobre el intervaloaproximado pK 2, aunque el tamponamiento esdbil fuera del rango de pK 1. Cuando pK 1,entonces [AH]/[A-] = 10 o 1/10.

Si se conoce el pH, se puede calcular la relacin[AH]/[A-]. Esta relacin es independiente de la con-centracin analtica del cido.

En el agua, los valores medibles de pK varan en un ran-go que va desde alrededor de 2 para un cido fuerte acerca de 12 para un cido muy dbil (o base fuerte). To-dos los cidos con un valor de pK menores que2 estndisociados ms del 99 % a un pH de 0 (1M de cido). Es-to se conoce como efecto nivelador del disolvente ya quetodos los cidos parecen estar al mismo nivel de cidosfuertes, independientemente de sus valores de pK. Asi-mismo, todas las bases con un valor de pK mayor que ellmite superior estn desprotonadas en ms del 99 % pa-ra todos los valores posibles de pH y se clasican comobases fuertes.[3]

Un ejemplo de cido fuerte es el cido clorhdrico, HClque tiene un valor de pK, estimado a partir de medidastermodinmicas de 9,3 en agua.[11] La concentracinde cido no disociado en una solucin 1 moldm3 seramenor del 0.01% de las concentraciones de los productosde disociacin. Se dice que el cido clorhdrico est com-pletamente disociado en solucin acuosa porque la canti-dad de cido no disociado es imperceptible. Cuando seconocen el pK y la concentracin analtica del cido, sepuede calcular fcilmente la extensin de la disociaciny el pH de una solucin de un cido monoprtico utili-zando una tabla ICE (concentraciones iniciales, cambio yconcentraciones en el equilibrio).Un tampn de un pH deseado puede prepararse como unamezcla de un cido dbil y su base conjugada. En la prc-tica, la mezcla puede crearse disolviendo el cido en agua,y agregando la cantidad necesaria de cido o base fuer-te. El pK del cido debe ser inferior a dos unidades dediferencia del pH de destino.

4.3.2 cidos poliprticosLos cidos poliprticos son cidos que pueden perderms de un protn. La constante de disociacin para elprimer protn puede indicarse como K y las constantesde disociacin de los sucesivos protones como K, etc.El cido fosfrico, H3PO4, es un ejemplo de cido poli-prtido que puede perder tres protones.

Porcentaje de formacin de especies en funcin del pH.

Porcentaje de formacin de especies calculada con el progra-ma HySS para una solucin 10 milimolar de cido ctrico.pKa1=3.13, pKa2 = 4.76, pKa3=6.40.

Cuando la diferencia entre valores sucesivos de pK es dealrededor de cuatro o ms unidades, como en este ejem-plo, cada especie puede considerarse como un cido porderecho propio.[12] De hecho, las sales de H2PO4 pue-den cristalizarse de una solucin ajustando el pH alrede-dor de 5.5 y las sales de HPO42 pueden cristalizarse de lasolucin ajustando el pH alrededor de 10. El diagrama dedistribucin de especies muestra que las concentracionesde los dos iones son mximas a pH 5.5 y 10.Cuando la diferencia entre valores sucesivos de pK es me-nor que aproximadamente cuatro hay superposicin entreel rango de pH de existencia de las especies en equilibrio.A menor diferencia, mayor solapamiento. El caso del ci-do ctrico se muestra a la derecha; las soluciones de cido

14 CAPTULO 4. CONSTANTE DE DISOCIACIN CIDA

ctrico estn tamponadas en el rango completo de pH de2,5 a 7,5.En general, es cierto que los sucesivos valores de pK au-mentan (Primera regla de Pauling).[13] por ejemplo, paraun cido diprtico, H2A, los dos equilibrios son:

H2A HA + H+HA A2 + H+

se puede observar que el segundo protn se retira de unaespecie cargada negativamente. Dado que el protn tie-ne una carga positiva se necesita un trabajo extra paraarrancarlo; esta es la causa de la tendencia sealada an-teriormente. Los (anteriores) valores para el cido fosf-rico ilustran esta regla, al igual que los valores del cidovandico, H3VO4. Cuando se encuentra una excepcin ala regla indica que est ocurriendo un cambio importanteen la estructura. En el caso de VO2+ (aq), el vanadio tie-ne geometra molecular octadrica, (nmero de coordina-cin 6), mientras que el cido vandico tiene geometramolecular tetradrica, (nmero de coordinacin 4). Estaes la explicacin de porqu pK > pK para los oxoci-dos de vanadio (V).

4.3.3 Autoionizacin del aguaEl agua tiene propiedades tanto cidas como bsicas. Laconstante de equilibrio para el equilibrio:

2 H2O OH + H3O+

viene dada por:

Ka =[H3O+][OH]

[H2O]2

Cuando, como suele ser usual, la concentracin de aguase puede considerar constante, esta expresin puede re-emplazarse por:

Kw = [H3O+][OH]

El valor de K en condiciones estndar es 1.01014. Laconstante de autoionizacin del agua, K, es por tanto, uncaso especial de constante de disociacin cida.

4.3.4 BasesHistricamente, la constante de equilibrio K para unabase se ha denido como la constante de asociacin parala protonacin de la base, B, a la forma cida conjugada,HB+. Normalmente se obtiene a partir del valor de K.

B + H2O HB+ + OH

Utilizando un razonamiento similar al usado anterior-mente:

Kb =[HB+][OH]

[B]En agua, la concentracin del ion hidrxido, [OH], se re-laciona con la concentracin del ion hidrgeno medianteK = [H+] [OH], por tanto:

[OH] = Kw[H+]

La sustitucin de la expresin de [OH] en la expresinde K da:

Kb =[HB+]Kw[B][H+] =

KwKa

Cuando K, K y K se determinan en las mismas condi-ciones de temperatura y fuerza inica, se sigue, tomandologaritmos que pK = pK - pK. En solucin acuosa a25 C, pK es 13.9965,[14] as pK ~ 14 - pK. En efec-to, no hay necesidad de denir pK de forma separada depK, pero se hace aqu porque los valores de pK puedenencontrarse en la literatura antigua.

4.3.5 Dependencia de la temperaturaTodas las constantes de equilibrio varan con latemperatura de acuerdo con la ecuacin de van't Ho[15]

d lnKdT =

H

RT 2

R es la Constante universal de los gases ideales y Tes la temperatura absoluta . As, para las reaccionesexotrmicas, (el cambio de entalpa estndar, H , esnegativo) K disminuye con la temperatura, pero para lasreacciones endotrmicas (H es positivo) K aumentacon la temperatura.

4.4 Acidez en soluciones no acuosasUn disolvente es ms probable que promueva la ioni-zacin de una molcula cida disuelta en las siguientescircunstancias.[16]

1. Si es un disolvente prtico, capaz de formar enlacesde hidrgeno.

4.4. ACIDEZ EN SOLUCIONES NO ACUOSAS 15

2. Si tiene un alto nmero donador, por lo que es unabase de Lewis fuerte.

3. Si tiene una alta constante dielctrica (permitividadrelativa), por lo que es un buen disolvente de espe-cies inicas.

Los valores de pK de los compuestos orgnicos amenudo se obtienen utilizando disolventes aprticosdimetilsulfxido (DMSO)[16] y acetonitrilo (ACN).[17]

El DMSO se utiliza ampliamente como una alternativaal agua porque tiene una constante dielctrica menor queel agua, y es menos polar, disolviendo por ello ms f-cilmente las sustancias hidrofbicas no polares. Tiene unrango de pK medible entre 1 y 30. El acetonitrilo es me-nos bsico que el DMSO, y, por ello, en general, los ci-dos son ms dbiles y las bases ms fuertes en este disol-vente. Algunos valores de pK a 25 o C para el acetonitri-lo (ACN)[18][19][20] y el dimetilsulfxido (DMSO)[21] semuestran en las siguientes tablas. Los valores para el aguase incluyen a ttulo comparativo.La ionizacin de los cidos es menor en un disolvente ac-dico que en el agua. Por ejemplo, el cloruro de hidrgenoes un cido dbil cuando se disuelve en cido actico. Es-to es debido a que el cido actico es una base mucho msdbil que el agua.

HCl + CH3CO2H Cl + CH3C(OH)2+

cido + base base conjugada + cido conjugado

Compare esta reaccin con lo que ocurre cuando el ci-do actico se disuelve en el disolvente ms acdico cidosulfrico puro[22]

H2SO4 + CH3CO2H HSO4 + CH3C(OH)2+

La especie poco probable diol geminal diol CH3C(OH)2+es estable en estos entornos. Para soluciones acuosas lafuncin de acidez ms adecuada es la escala de pH.[23] Sehan propuesto otras funciones de acidez para medios noacuosos, la ms notable es la funcin de acidez de Ham-mett, H0, para medios supercidos y su versin modica-da H para medios superbsicos.[24]

Dimerizacin de un cido carboxlico.

En disolventes aprticos, se pueden formar oligmerospor enlace de hidrgeno, como el conocido dmero del

cido actico. Un cido tambin puede formar enlaces dehidrgeno con su base conjugada. Este proceso, conoci-do como homoconjugacin, tiene el efecto de aumentarla acidez de los cidos, reduciendo sus valores efectivosde pK, mediante la estabilizacin de la base conjugada.La homoconjugacin aumenta en un factor de casi 800el poder donador de protones del cido toluenosulfnicoen una solucin de acetonitrilo.[25] En soluciones acuosas,la homoconjugation no se produce, porque el agua formaenlaces de hidrgeno ms fuertes a la base conjugada queal cido.

4.4.1 Mezcla de disolventes

pKa del cido actico en mezclas dioxano/agua. Datos a 25oCde Pine et al.[26]

Cuando un compuesto tiene una solubilidad limitadaen agua es una prctica corriente (en la industria far-macutica, por ejemplo) determinar los valores de pKen una mezcla de disolventes tal como agua/dioxano oagua/metanol, en las que el compuesto es ms soluble.[27]En el ejemplo que se muestra a la derecha, el valor depK aumenta bruscamente con el porcentaje creciente dedioxano al disminuir la constante dielctrica de la mezcla.Un valor de pK obtenido en una mezcla de disolventesno puede utilizarse directamente para soluciones acuosas.La razn de esto es que cuando el disolvente est en suestado estndar su actividad se dene como la unidad.Por ejemplo, el estado estndar del agua:dioxano 9:1 esprecisamente la mezcla disolvente, sin solutos aadidos.Para obtener el valor de pK para utilizar en disolucionesacuosas tienen que ser extrapolados a una concentracinde codisolvente de cero a partir de los valores obtenidosde varias mezclas de codisolvente.Estos hechos quedan ocultados por la omisin del disol-vente en la expresin que se utiliza normalmente para de-nir el pK pero los valores de pK obtenidos en una de-terminada mezcla de disolventes dada se puede compararcon cualquier otra, dando las fuerzas cidas relativas. Lomismo es cierto para los valores de pK obtenidos en undisolvente no acuoso particular tal como el DMSO.

16 CAPTULO 4. CONSTANTE DE DISOCIACIN CIDA

Hasta el momento actual, no se ha desarrollado una escalade constantes de disociacin universal e independiente deldisolvente, ya que no se conoce la forma de comparar losestados estndar de dos disolventes diferentes.

4.5 Factores que afectan a los valo-res de pK

La segunda regla de Pauling establece que el valor del pri-mer pK para los cidos de frmula XO(OH) es apro-ximadamente independiente de n y X, y es de aproxima-damente 8 para m = 0; 2 para m = 1; 3 para m = 2 y

4.6. DETERMINACIN EXPERIMENTAL 17

La razn de esta gran diferencia es que cuando se retiraun electrn del ismero cis- (cido maleico) se forma unfuerte enlace de hidrgeno intramolecular con el cercanogrupo carboxilo restante. Esto favorece la formacin delmaleato-H+, y se opone a la eliminacin del segundo pro-tn desde esa especie. En el ismero trans, los dos gruposcarboxilos estn siempre muy alejados, por lo que no seobserva el enlace de hidrgeno.[33]

El 1,8-bis(dimetilamino)naftaleno, tiene un valor de pKde 12,1. Esta es una de las bases de amina ms fuerteconocidas. La alta basicidad se atribuye al alivio de latensin sobre la protonacin y los fuertes enlaces de hi-drgeno internos.[34][35]

Tambin cabe mencionar en esta seccin los efectos deldisolvente y de la solvatacin. Resulta que, estas inuen-cias son ms sutiles que las de un medio dielctrico comoel anteriormente mencionado. Por ejemplo, el orden debasicidad esperado para las metilaminas en fase gaseosa(por los efectos electrnicos de los sustituyentes metilo)y observado:Me3N > Me2NH > MeNH2 > NH3es modicado por el agua a:Me2NH > MeNH2 > Me3N > NH3Las molculas de metilamina neutras estn enlazadas porpuentes de hidrgeno a las molculas de agua principal-mente por interaccin a travs de un receptor, N-HOH, ysolo de vez en cuando conms de un enlace donante, NH-OH 2. Por lo tanto, metilaminas se estabilizan casi en lamisma medida por hidratacin, independientemente delnmero de grupos metilo. En marcado contraste, los ca-tiones metilamonio correspondientes siempre utilizar 'to-dos los protones disponibles para los donantes NH-OH2 enlaces. La estabilizacin relativa de los iones de me-tilamonio, disminuye por tanto con el nmero de gruposmetilo explicando el orden de basicidad en el agua de lasmetilaminas.[36]

4.5.1 Termodinmica

Una constante de equilibrio est relacionada con la varia-cin de la energa libre estndar de la reaccin, as parauna constante de disociacin cida:

G = -RT ln K

R es la constante de los gases y T es la temperatura ab-soluta. Note que pK= -log K y 2.303 ln 10. A 25 CG en kJmol1 = 5,708 pK (1 kJmol1 = 1000 Juliosper mol). La energa libre se compone de un trmino deentalpa y un trmino de entropa.[37]

G = H - TS

La variacin de entalpa estndar se puede determinarbien por calorimetra o bien utilizando la ecuacin deVan't Ho, aunque el mtodo calorimtrico es preferi-ble. Cuando tanto la variacin de entalpa estndar comola constante de disociacin cida se han medidos, la va-riacin de entropa estndar se calcula fcilmente a partirde la ecuacin anterior. En la tabla siguiente, los trmi-nosde entropa se han calculado a partir de los valoresexperimentales de pK e H . Los datos fueron cui-dadosamente seleccionados y referidos a 25 C y fuerzainica cero, en agua.[37]

El primer punto a destacar es que, cuando pK es positivo,la variacin de energa estndar para la reaccin de diso-ciacin tambin es positiva; esto es, la disociacin de uncido dbil no es un proceso espontneo. Segundo, algu-nas reacciones son exotrmicas y otras son endotrmicas,pero, cuando H is negative TS es el factor do-minante, el cual determina que G sea positivo. Fi-nalmente, la contribucin de la entropa es siempre des-favorable en estas reacciones.Tngase en cuenta que la variacin de energa estndar dela reaccin es para los cambios desde los reactivos en susestados estndar hasta los productos en sus estados estn-dar. La variacin de energa libre en el equilibrio es cero,ya que los potenciales qumicos de reactivos y productosson iguales en el equilibrio.

4.6 Determinacin experimental

Curva de valoracin calculada para el cido oxlico valoradocon una solucin de hidrxido de sodio.

La determinacin experimental de los valores de pK serealiza normalmente por medio de valoraciones (o titula-ciones) en un medio de alta fuerza inica y a temperaturaconstante.[38] Un procedimiento tpico podra ser comosigue. Una solucin del compuesto en el medio se acidi-ca con un cido fuerte hasta el punto en que el compues-to est completamente protonado. La solucin se valoraentonces con una base fuerte hasta que todos los proto-

18 CAPTULO 4. CONSTANTE DE DISOCIACIN CIDA

nes han sido arrancados. En cada punto de la valoracinse mide el pH utilizando un electrodo de vidrio y un pH-metro. Las constantes de equilibrio se encuentran ajustan-do los valores calculados de pH a los valores observados,utilizando el mtodo de mnimos cuadrados.[39]

El volumen total de base fuerte aadida debe ser peque-a comparado con el volumen inicial de solucin a valo-rar, a n de mantener la fuerza inica aproximadamenteconstante. Esto asegurar que pK permanece invariabledurante la valoracin.Un curva de valoracin calculada para el cido oxlico semuestra a la derecha. El cido oxlico tiene valores depK de 1,27 and 4,27. Por lo tanto, las regiones de tam-ponamiento estarn centradas alrededor de pH 1,3 y pH4,3. Las regiones de tamponamiento llevan la informa-cin necesaria para obtener los valores de pK as cmola variacin de las concentraciones del cido y su baseconjugada en una regin tampn.Entre las dos regiones buer hay un punto nal de la va-loracin o punto de equivalencia, donde el pH se modicaen alrededor de dos unidades. Este punto nal no es claroy es tpico de un cido diprtico cuyas zonas de amorti-guamiento se superponen un poco: pK - pK es apro-ximadamente de tres unidades en este ejemplo. (Si la di-ferencia en los valores de pK fuera de alrededor de doso menos, el punto nal podra no ser detectable.) El se-gundo punto nal comienza cerca de pH 6,3 y es ntido.Esto indica que todos los protones han sido eliminados.Cuando ocurre esto, la solucin no est tamponada y elpH se eleva abruptamente con la adicin de una pequeacantidad de base fuerte. Sin embargo, el pH no seguiraumentando indenidamente. Una nueva regin de tam-ponamiento comienza alrededor de pH 11 (pK - 3), quees donde la autoionizacin del agua se hace importante.Es muy difcil medir valores de pH menores de dos ensolucin acuosa con un electrodo de vidrio, porque laecuacin de Nernst deja de servir a valores tan bajos depH. Para determinar valores de pK de menos de alrede-dor de 2 o de ms de alrededor de 11valores de menos deaproximadamente 2 o ms de alrededor de 11 se puedenutilizar medidas espectrofotomtricas[40] o RMN[9][41] enlugar de, o combinadas con, medidas de pH.[42]

Cuando no se puede utilizar el electrodo de vidrio, co-mo en soluciones no acuosas, se utilizan frecuentementemtodos espectrofotomtricos.[19] Esto puede incluir me-didas de absorbancia o uorescencia. En ambos casos sesupone que la cantidad medida es proporcional a la sumade las contribuciones de cada especie fotoactiva; con lasmedidas de absorbancia se supone que se aplica la ley deBeer-Lambert.Las soluciones acuosas con agua normal no se puedenutilizar para medidas de RMN de 1H sino que en su lugarse debe utilizar agua pesada, D2O. Los datos de RMN de13C, sin embargo, se pueden utilizar con agua normal ylos espectros de RMN de 1H se pueden utilizar con me-dios no acuosos. Las cantidades medidas con RMN son la

duracin promedio de los desplazamientos qumicos, co-mo el intercambio de protones es rpido en la escala detiempo de RMN, pueden medirse otros desplazamientosqumicos, como los de 31P.

4.6.1 Microconstantes

H2N NH

HN NH2

Espermina.

Una base como la espermina tiene unos pocos sitios dife-rentes donde puede ocurrir la protonacin. En este ejem-plo, el primer protn puede ir al grupo -NH2 terminal, oa cualquiera de los grupos -NH- internos. Los valores depK para la disociacin de la espermina protonada en unou otro de los sitios son ejemplos de microconstantes. Nopueden determinarse directamente mediante medidas depH, absorbancia, uorescencia o RMN. Sin embargo, elsitio de protonacin es muy importante para las funcionesbiolgicas, as se han desarrollado mtodos matemticospara la determinacin de microconstantes.[43]

4.7 Aplicaciones e importanciaEl conocimiento de los valores de pK es importante pa-ra el tratamiento cuantitativo de sistemas que implicanequilibrios cido-base en solucin. Existen muchas apli-caciones en bioqumica; por ejemplo, los valores de pKde las cadenas laterales de las protenas y aminocidosson de gran importancia para la actividad de las enzi-mas y la estabilidad de las protenas.[44] Los valores delos pKa de las protenas no siempre pueden medirse di-rectamente, pero pueden calcularse utilizando mtodostericos. Las soluciones tampn se utilizan ampliamen-te para proporcionar soluciones en o cerca del pH sio-lgico para el estudio de reacciones bioqumicas;[45] eldiseo de estas soluciones depende de un conocimientode los valores de los pK de sus componentes. Solucio-nes tampn importantes incluyen el MOPS, que propor-ciona una solucin con pH 7.2, y tricina, que se utilizaen electroforesis en gel.[46][47] El tamponamiento es unaparte esencial de la siologa cido-base incluyendo lahemostasis cido-base,[48] y es clave para entender des-rdenes tales como el desequilibrio cido-base.[49][50][51]El punto isoelctrico de una molcula dad es funcin desus valores de pK, as diferentes molculas tienen puntosisoelctricos diferentes. Esto permite una tcnica llama-da Isoelectroenfoque,[52] que se utiliza para la separacinde protenas por Electroforesis en gel bidimensional.Las soluciones tampn tambin juegan un papel clave enqumica analtica. Se utilizan cuando hay una necesidadde jar el pH de una solucin a un valor determinado. En

4.8. VALORES PARA SUSTANCIAS COMUNES 19

comparacin con una solucin acuosa, el pH de una so-lucin tampn es relativamente insensible a la adicin deuna pequea cantidad de cido fuerte o de base fuerte. Lacapacidad de tamponamiento[53] de una solucin tampnsencilla es mayor cuando el pH = pK. En la extraccincido-base, la eciencia de la extraccin de un compuestoen una fase orgnica, tal como un ter, se puede optimizarajustando el pH de la fase acuosa utilizando un tampnadecuado. En el pH ptimo, la concentracin de las espe-cies elctricamente neutras se maximiza, una especie ases ms soluble en disolventes orgnicos que tienen unaconstante dielctrica menor que en el agua. Esta tcnicase utiliza para la puricacin de cidos y bases dbiles.[54]

A indicador de pH es un cido o base dbil que cambiade color en el rango de transicin de pH, que es aproxi-madamente pK 1. El diseo de un indicador univer-sal requiere de una mezcla de indicadores cuyos valoresde pK adyacentes dieren alrededor de dos unidades, demodo que sus rangos de transicin de pH se solapan exac-tamente.En farmacologa la ionizacin de un compuesto altera sucomportamiento fsico y sus propiedades macroscpicas,tales como solubilidad y lipolicidad (log p). Por ejemplo,la ionizacin de un compuesto aumentar la solubilidaden agua, pero disminuir la lipolicidad. Esto se explotaen desarrollo de drogas para aumentar la concentracin deun compuesto en la sangre ajustando el pK de un grupoionizable.[55]

El conocimiento de los valores de pK es importante parala comprensin de los complejos de coordinacin, que seforman por la interaccin de un ion metlico, M+, actuan-do como un cido de Lewis, con un ligando, L, actuandocomo base de Lewis. Sin embargo, el ligando tambinpueden experimentar reacciones de protonacin, por loque la formacin de un complejo en solucin acuosa po-dra representarse simblicamente por la reaccin:

[M(H2O)n]m+ +LH[M(H2O)nL](m1)+ + H3O/sup>Cde Pine et al.+

Para determinar la constante de equilibrio de esta reac-cin, en la que el ligando pierde un protn, debe cono-cerse el pK de los ligandos protonados. En la prctica,el ligando puede ser poliprtico, por ejemplo el EDTA4-puede aceptar cuatro protones; en cuyo caso, deben cono-cerse todos los valores de pK. Adems, el ion metlicoest sujeta a hidrlisis, es decir, se comporta como uncido dbil, por lo que los valores de pK para las reac-ciones de hidrlisis tambin deben ser conocidos.[56] Laevaluacin de los riesgos asociados con un cido o unabase requieren un conocimiento de los valores de pK.[57]Por ejemplo, el cianuro de hidrgeno es un gas muy txi-co, porque el ion cianuro inhibe la enzima que contienehierro citocromo c oxidasa. El cianuro de hidrgeno esun cido dbil en solucin acuosa, con un pK de cercade 9. En soluciones fuertemente alcalinas, alrededor de

pH 11, se deduce que el cianuro de sodio est totalmen-te disociado de modo que el riesgo debido al gas cianurode hidrgeno es muy reducido. En solucin cida, por elcontrario, es muy peligroso porque todo el cianuro esten forma de cido. La ingestin de cianuro por va oral,es potencialmente fatal, independiente del pH, debido ala reaccin con la citocromo c oxidasa.En ciencias del medioambiente los equilibrios cidobaseson importantes para los lagos[58] y ros;[59][60] por ejem-plo, los cidos hmicos son componentes importantes delas aguas naturales. Otro ejemplo ocurre en oceanografaqumica:[61] en orden a cuanticar la solubilidad del Fe(III) en agua de mar a varias salinidades, se determinaronlos valores de pK para la formacin de los productos dehidrlisis del Fe (III), Fe(OH)2+, Fe(OH)2+ y Fe(OH)3,junto con el producto de solubilidad de los hidrxidos dehierro.[62]

4.8 Valores para sustancias comu-nes

Existen mltiples tcnicas para determinar el pK, una deuna sustancia qumica, dando lugar a algunas discrepan-cias entre distintas fuentes. As los valores medidos va-ran tpicamente en 0,1 unidades de una a otra. . Los da-tos presentados aqu se reeren a 25 C, en agua.[3][63]Se pueden encontrar ms valores en termodinmica, msarriba.

4.9 Vase tambin Mecanismo de Grotthuss: sobre cmo se transerenlos protones entre los iones hidronio y las molcu-las de agua, lo que da cuenta de la movilidad inicaexcepcionalmente alto del protn (animacin).

Acidicacin del ocano: la disolucin del dixidode carbono atmosfrico afecta al pH del agua demar. La reaccin depende del carbono inorgnicototal y de los equilibrios de solubilidad de carbona-tos slidos, tales como la caliza y la dolomita.

Diagrama de predominio: se reere a los equilibriosen que participan polioxoaniones. Son necesarios losvalores de pK para la construccin de estos diagra-mas.

Anidad de protn: una medida de basicidad en fasegaseosa.

Constantes de estabilidad de complejos: la forma-cin de un complejo a menudo puede considerarsecomo una competencia entre los protones y el ionmetlico por un ligando, que sea el producto de di-sociacin de un cido.

20 CAPTULO 4. CONSTANTE DE DISOCIACIN CIDA

Funcin de acidez de Hammett: una medida dela acidez que se utiliza para disoluciones decidos fuertes muy concentradas, incluyendo lossupercidos.

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[43] Determination of Protonation Constants of Some Fluori-nated Polyamines by Means of 13C NMR Data Processedby the New Computer Program HypNMR2000. Protona-tion Sequence in Polyamines..Anal. Bioanal. Chem. 376:pp. 10411052. 2003. doi:10.1007/s00216-003-2020-0.

[44] A Novel View of pH Titration in Biomolecules. Bioche-mistry 40: pp. 34133419. 2001. doi:10.1021/bi002740q.

[45] Hydrogen Ion Buers for Biological Research. Bioche-mistry 5: pp. 467477. 1966. doi:10.1021/bi00866a011.

[46] Gel Electrophoresis: Proteins. Bios Scientic Publishers.1993. ISBN 187274821X. Parmetro desconocido |pri-mero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parme-tro desconocido |ltimo= ignorado (se sugiere |apellido=)(ayuda)

[47] Gel Electrophoresis: Nucleic Acids. Bios Scientic Publis-hers. 1996. ISBN 1872748287. Parmetro desconocido|primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Par-metro desconocido |ltimo= ignorado (se sugiere |apelli-do=) (ayuda)

22 CAPTULO 4. CONSTANTE DE DISOCIACIN CIDA

[48] Stein, J.H. (Editor) (1979). AcidBase and Potassiumhomeostasis. Churchill Livingstone. ISBN 0443080178.Parmetro desconocido |primero= ignorado (se sugiere|nombre=) (ayuda); Parmetro desconocido |ltimo= ig-norado (se sugiere |apellido=) (ayuda); |coautores= re-quiere |autor= (ayuda)

[49] Fundamentals of Acids, Bases, Buers & Their Applica-tion to Biochemical Systems. Kendall/Hunt Pub. Co. 2000.ISBN 0787273740. Parmetro desconocido |primero= ig-norado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parmetro desco-nocido |ltimo= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda)

[50] Easterby, J.S. (1996). Buer Solutions: The Basics. Ox-ford: Oxford University Press. ISBN 0199634424. Par-metro desconocido |primero= ignorado (se sugiere |nom-bre=) (ayuda); Parmetro desconocido |ltimo= ignorado(se sugiere |apellido=) (ayuda); |coautores= requiere |au-tor= (ayuda)

[51] Dempsey, B. (1974). Buers for pH and Metal Ion Con-trol. London: Chapman & Hall. ISBN 0412117002. Par-metro desconocido |primero= ignorado (se sugiere |nom-bre=) (ayuda); Parmetro desconocido |ltimo= ignorado(se sugiere |apellido=) (ayuda); |coautores= requiere |au-tor= (ayuda)

[52] Ahuja, S. (Editor) (2005). Handbook of Isoelectric Fo-cusing and Proteomics 7. Elsevier. ISBN 0120887525U|isbn= incorrecto (ayuda). Parmetro desconocido |pri-mero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parme-tro desconocido |ltimo= ignorado (se sugiere |apellido=)(ayuda); |coautores= requiere |autor= (ayuda)

[53] Reactions of Acids and Bases in Analytical Chemistry.Masson, M.R. (translation editor). Horwood. 1987. ISBN0853123306. Parmetro desconocido |primero= ignora-do (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parmetro desconocido|ltimo= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda)

[54] Acid Extraction by AcidBase-Coupled Extractants.Ion Exchange and Solvent Extraction: A Series of Advances13: pp. 3194. 1997.

[55] Absorption and Drug Development: Solubility, Permeabi-lity, and Charge State. New York: Wiley. 2003. ISBN0471423653. Parmetro desconocido |primero= ignora-do (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parmetro desconocido|ltimo= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda)

[56] Nagypl, I. (1990). Chemistry of Complex Equilibria. Hor-wood. ISBN 0853121435. Parmetro desconocido |pri-mero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parme-tro desconocido |ltimo= ignorado (se sugiere |apellido=)(ayuda); |coautores= requiere |autor= (ayuda)

[57] Hermens, L. M. (1995). Risk Assessment of Chemicals: AnIntroduction. Springer. pp. 254255. ISBN 0792337409.Parmetro desconocido |primero= ignorado (se sugiere|nombre=) (ayuda); Parmetro desconocido |ltimo= ig-norado (se sugiere |apellido=) (ayuda); |coautores= re-quiere |autor= (ayuda)

[58] West, D.M.; Holler, J.F.; Crouch, S.R. (2004). Funda-mentals of Analytical Chemistry (8th edicin). ThomsonBrooks/Cole. ISBN 0-03-035523-0. Parmetro descono-cido |primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda);

Parmetro desconocido |ltimo= ignorado (se sugiere|apellido=) (ayuda); |coautores= requiere |autor= (ayuda)Captulo 9-6: Acid Rain and the Buer Capacity of Lakes

[59] Morgan, J.J. (1996). Water Chemistry. New York: Wiley.ISBN 0471051969. Parmetro desconocido |primero= ig-norado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parmetro desco-nocido |ltimo= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda);|coautores= requiere |autor= (ayuda)

[60] Jenkins, D. (1980). Aquatic Chemistry: Chemical Equili-bria and Rates in Natural Waters. New York:Wiley. ISBN0471511854. Parmetro desconocido |primero= ignora-do (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parmetro desconocido|ltimo= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda); |coau-tores= requiere |autor= (ayuda)

[61] Chemical Oceanography (3rd edicin). London: Taylorand Francis. 2006. ISBN 0849322804. Parmetro desco-nocido |primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda);Parmetro desconocido |ltimo= ignorado (se sugiere|apellido=) (ayuda)

[62] The Solubility of Iron in Seawater.Marine chemistry 77:pp. 4354. 2002. doi:10.1016/S0304-4203(01)00074-3.

[63] Langes Handbook of Chemistry (18th edicin). McGrawHill. 2005. ISBN 0071432205. Parmetro desconocido|primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Par-metro desconocido |ltimo= ignorado (se sugiere |apelli-do=) (ayuda) Captulo 8

4.11 Otras lecturas Serjeant, E.P. (1971). The Determination of Ioni-

zation Constants: A Laboratory Manual. Chapman& Hall. ISBN 0412103001. Parmetro desconocido|primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda);Parmetro desconocido |ltimo= ignorado (se sugie-re |apellido=) (ayuda); |coautores= requiere |autor=(ayuda) (Edicin anterior publicada como Ionizationconstants of acids and bases. London (UK): Met-huen. 1962.)

Jones, L. (2008). Chemical Principles: The Quest forInsight (4th edicin). W.H. Freeman. ISBN 1-4292-0965-8. Parmetro desconocido |primero= ignora-do (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parmetro des-conocido |ltimo= ignorado (se sugiere |apellido=)(ayuda); |coautores= requiere |autor= (ayuda)

Sharpe, A.G. (2008). Inorganic chemistry (3rd edi-cin). Prentice Hall. ISBN 0131755536. Parmetrodesconocido |primero= ignorado (se sugiere |nom-bre=) (ayuda); Parmetro desconocido |ltimo= ig-norado (se sugiere |apellido=) (ayuda); |coautores=requiere |autor= (ayuda) (Disolventes no acuosos)

Reactions of Acids and Bases in Analytical Che-mistry. Horwood. 1987. ISBN 0853123306. Par-metro desconocido |primero= ignorado (se sugie-re |nombre=) (ayuda); Parmetro desconocido |lti-

4.12. ENLACES EXTERNOS 23

mo= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda) (editorde traduccin: Mary R. Masson)

Dempsey, B.; Serjeant, E.P. (1981). pKa Predictionfor Organic Acids and Bases. Chapman&Hall. ISBN041222190X. Parmetro desconocido |primero= ig-norado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parmetrodesconocido |ltimo= ignorado (se sugiere |apelli-do=) (ayuda); |coautores= requiere |autor= (ayuda)

Solvents and Solvent Eects in Organic Chemistry(3rd edicin).Wiley-VCH. 2003. ISBN 3-527-30618-8. Parmetro desconocido |primero= ignorado (sesugiere |nombre=) (ayuda); Parmetro desconoci-do |ltimo= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda)Captulo 4: Solvent Eects on the Position of Ho-mogeneous Chemical Equilibria.

West, D.M.; Holler, J.F.; Crouch, S.R. (2004). Fun-damentals of Analytical Chemistry (8th edicin).Thomson Brooks/Cole. ISBN 0-03-035523-0. Par-metro desconocido |primero= ignorado (se sugie-re |nombre=) (ayuda); Parmetro desconocido |lti-mo= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda); |coau-tores= requiere |autor= (ayuda)

4.12 Enlaces externos Acidity-Basicity Data in Nonaqueous Solvents

Extensa bibliografa de valores de pK enDMSO, acetonitrilo, THF, heptano, 1,2-dicloroetano, y en fase gaseosa.

Curtipot

All-in-one freeware para clculos de equilibriode pH y cido-base y para la simulacin y an-lisis de curvas de valoracin potenciomtricacon hojas de clculo.

SPARC Physical/Chemical property calculator

Incluye una base de datos de valores de pKen fase acuosa, no acuosa y fase gas utilizandoSMILES (Simpliedmolecular input line entryspecication) o nmero de registro CAS.

Aqueous-Equilibrium Constants

Valores de pK para varios cidos y bases. In-cluye una tabla de productos de solubilidad.

Free guide to pK and log p interpretation and mea-surement

Explanaciones de la relevancia de estas propie-dades en farmacologa.

Free online prediction tool (Marvin) pK, logP, logDetc. From ChemAxon

Esta obra deriva de la traduccin deAcid dissociationconstant de laWikipedia en ingls, publicada por suseditores bajo la Licencia de documentacin libre deGNU y la Licencia Creative Commons Atribucin-CompartirIgual 3.0 Unported.

24 CAPTULO 4. CONSTANTE DE DISOCIACIN CIDA

4.13 Text and image sources, contributors, and licenses4.13.1 Text

Ecuacin de Henderson-Hasselbalch Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n%20de%20Henderson-Hasselbalch?oldid=77046695 Colaboradores: Benceno, Tano4595, Boticario, RobotQuistnix, BOT-Superzerocool, GermanX, Pepe Trueno, CEM-bot, LauraFiorucci, Arcibel, Hingelstein, Rei-bot, Xvazquez, VolkovBot, Urdangaray, Le K-li, Matdrodes, AlleborgoBot, BOTarate, Greek, Principitosingh, Raulshc, MastiBot, DumZiBoT, Luckas-bot, Miguel A. Ortiz Arjona, ArthurBot, SuperBraulio13, Xqbot, Jkbw, -Ee09-, EmausBot,SUPUL SINAC, WikitanvirBot, Kasirbot, MerlIwBot, Addbot, Alvin pitti y Annimos: 33

Tampn qumico Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Tamp%C3%B3n%20qu%C3%ADmico?oldid=78362925 Colaboradores: 4lex,Dodo, Triku, Balderai, Petronas, Natrix, Rembiapo pohyiete (bot), Wastingmytime, RobotQuistnix, Yrbot, YurikBot, GermanX, Gza-loprgm, Folkvanger, Nihilo, CEM-bot, Laura Fiorucci, Montgomery, Thijs!bot, EKhan, Poc-oban, VanKleinen, CommonsDelinker, Rjga-lindo, TXiKiBoT, Guirrohl, Hingelstein, Humberto, Chef Ketone, Santi Monse, AlnoktaBOT, VolkovBot, Matdrodes, Muro Bot, BotMulti-chill, Gerakibot, SieBot, PaintBot, Loveless, BOTarate, Jarisleif, Kikobot, Alvarodie, Gets88, Alexbot, -antonio-, TrebleChaser, UA31, AV-BOT, MastiBot, Diegusjaimes, DumZiBoT, StigBot, DiegoFb, SuperBraulio13, SassoBot, Dreitmen, Ricardogpn, Antonio V. G., KES47,RedBot, MaloudaUV, Edslov, EmausBot, AVIADOR, Sergio Andres Segovia, Thorvikcs, Pluscuam Perfecto MFA, Christian1985, Undiletente mas, BQmUB2011001, Acratta, Jos Ricardo Martnez Vega, Legobot, Addbot y Annimos: 99

Constante de equilibrio Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Constante%20de%20equilibrio?oldid=77265579Colaboradores:GermanX,Morza, BOTpolicia, CEM-bot, Laura Fiorucci, JAnDbot, Muro de Aguas, TXiKiBoT, Alesico, VolkovBot, Matdrodes, Gaiano andino,Muro Bot, SieBot, Jamrb, PaintBot, BOTarate, Javierito92, Leonpolanco, Alecs.bot, Camilo, UA31, AVBOT, MastiBot, Diegusjaimes,Luckas-bot, FariBOT, Estelamargentina12, Hoenheim, Jkbw, Panderine!, PatruBOT, ArturoJurezFlores, EmausBot, ZroBot, Lugar fres-coiseco, Acratta, Johnbot, Elvisor, Dexbot, Stopthetape, Addbot, Balles2601, Marina corts mali y Annimos: 28

Constante de disociacin cida Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Constante%20de%20disociaci%C3%B3n%20%C3%A1cida?oldid=77432214 Colaboradores: Joseaperez, Dodo, Rembiapo pohyiete (bot), Caiser, Caiserbot, Eloy, Gtz, CEM-bot, Roberpl, Erbrumar,Jacman, Ikertza, LF.Chile, Muro de Aguas, Mercenario97, Daniblanco, Plux, Felipe.herrerias, Muro Bot, PaintBot, Drinibot, Bigsus-bot,BOTarate, Mel 23,