Los ácidos sulfúrico (H2SO4), clorhídrico (HCl) y nítrico (HNO3), se denominan ácidos fuertes pues se ionizan completamente en soluciones acuosas diluidas. De la misma forma los hidróxidos de sodio y de potasio se disocian completamente en estas condiciones por lo que se denominan bases fuertes.
En los sistemas biológicos estas moléculas aunque importantes, son menos relevantes que los ácidos y bases débiles, que son aquellos que no se disocian completamente en soluciones acuosas diluidas.
Estas moléculas representan papeles muy importantes en diversas partes del metabolismo. Para entender esa importancia, primero hay que conocer algunos términos.
Al conjunto de un dador de protones (ácido) y su aceptor de protones (base), se le denomina par ácido-base conjugado:
HA ↔ H+ + A- (1)
En donde la constante de equilibrio se calcula como:
(2)
A esta constante de equilibrio, también se le conoce como constante de disociación o Ka. Las constantes de disociación para algunos ácidos de importancia biológica se muestran en la siguiente figura:
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Figura: Localización del pKa de algunos ácidos orgánicos.
Los términos que incluyen prótico, se refieren al número de protones que los ácidos pueden disociar; al H2PO42- se le denomina fosfato dihidrogedado y al HPO43-monohidrogenado. Ka, es el logaritmo negativo de pKa, que es análogo al pH.
Los ácidos más fuertes como el fosfórico y carbónico poseen constantes de disociación grandes, los ácidos más débiles poseen constantes de disociación pequeñas.
La titulación es utilizada para determinar la cantidad de ácidos en una solución dada. Un volumen de concentración conocida del ácido, es titulado con una solución de concentración conocida de una base fuerte, usualmente hidróxido de sodio (NaOH). Esta última solución es agregada en pequeñas cantidades hasta que el ácido es neutralizado o consumido, esto último se verifica con un colorante o bien un potenciómetro (aparato que mide el cambio en el pH). La concentración del ácido en la solución original puede ser calculada a partir del volumen y la concentración de la solución de base agregada.
El resultado de graficar el pH contra la cantidad de NaOH agregado es conocido como curva de titulación, esta curva revela el pKa de un ácido débil.
Considérese la titulación de una solución 0.1 M de ácido acético con una solución 0.1 M de NaOH a 25 °C. En este proceso existirán dos equilibrios reversibles:
H2O ↔ H+ + OH- (3)
Ac. acético ↔ H+ + Acetato- (4)
Estos equilibrios simultáneamente conformarán sus constantes de equilibrio características que son respectivamente las siguientes:
Kw = [H+][ OH-] = 1X10-14 M (5)
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Figura: representación de la disociación del ácido acético en agua.
Al inicio de la titulación, antes de agregar al NaOH (OH-), el ácido acético (CH3COOH) está muy poco ionizado, está cantidad puede ser calculada a partir de su constante de disociación (pKa). El rectángulo muestra la región amortiguadora, que para el ácido acético está entre 3.76 y 5.76 unidades de pH.
El protón disociado del ácido acético es utilizado para formar agua a medida que se agrega la solución de la base fuerte (NaOH).
El punto en el cual las concentraciones del ácido y su base conjugada son iguales, es precisamente el pKa, que en este caso sucede a un pH de 4.76.
En la región en la cual el pH cambia muy poco con referencia al pKa del ácido en cuestión, es precisamente en donde se encuentra su capacidad amortiguadora, en este caso de 3.76 a 5.76 unidades de pH.
En la Figura X se comparan las curvas de titulación para tres ácidos débiles con constantes de disociación muy diferentes: ácido acético, fosfato dihidrogenado y amoniaco.
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Figura X. representación de la disociación de tres ácidos orgánicos.
Acido acético (pKa= 4.76). Fosfato dihidrogenado (pKa= 6.86). Amoniaco (pKa= 9.25).
Aunque la forma de las curvas es la misma, están desplazadas a lo largo del eje de pH, pues tiene diferente fuerza.
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