PH

1

PH. MÉTODOS DE
MEDIDA

Fundamentos, técnicas y aplicaciones de bioquímica en el
laboratorio de análisis clínicos. Técnicas instrumentales

ÍNDICE
2

1.
2.
3.

INTRODUCCIÓN
DEFINICIÓN DE PH
MÉTODOS DE MEDIDA DEL PH

1. INTRODUCCIÓN
3


El agua es la biomolécula más abundante; el medio interno es
esencialmente acuoso.



La inmensa mayoría de las reacciones bioquímicas se
desarrollan en ellay siguen las leyes físico-químicas de las
disoluciones acuosas.



El equilibrio iónico que se establece entre el agua y los iones
hidrógeno e hidroxilo es muy importante en los seres vivos
debido a:


El gran porcentaje que ocupa el agua en células y tejidos.



El agua actúa como disolvente y como electrolito en los
procesos químicos biológicos.



Origina una gran cantidad de ionesinfluyendo en las
reacciones químicas que suceden en su seno.

2. DEFINICIÓN DE PH
4



Para poder definir el pH es necesario estudiar el equilibrio
de disociación del agua pura:
H2O + H2O  H3O+ + OHH2O  H+ + OH-



El equilibrio químico de esta reacción está desplazado
hacia la izquierda de la ecuación, es decir, hacia el agua
sin disociar.

2. DEFINICIÓN DE PH
5



En una solución acuosa, la [H2O] es muy grande (55'6
moles/litro) siendo muy pocas las moléculas que se
disocian (1 de cada 553 millones), y lo hacen como iones
hidrógeno e hidroxilo a partes iguales.



La constante de equilibrio para la ecuación anterior es:

2. DEFINICIÓN DE PH
6



Cuando se trata de agua pura la [H+] = [OH-] ya que se
forman en cantidades iguales, por lo tanto:



Así pues, una disolución neutra esaquella que cuya
[H+] = [OH-] = 10-7 M.

2. DEFINICIÓN DE PH
7



Si a la solución acuosa le añadimos un ácido ([H+]), con
el fin de mantener el valor de kw, el equilibrio se desplazará
a la izquierda y el ión complementario disminuye
( la [OH-]), de tal forma que el producto de las
concentraciones se mantiene constante:



Lo mismo ocurriría si añadiésemos una base:

2. DEFINICIÓN DE PH
8
Por lo tanto, podemos saber la acidez o basicidad de una solución
midiendo
la
concentración
de
hidrogeniones
e
hidroxilos
respectivamente.



Se define el pH como el logaritmo decimal de la inversa de la
concentración de hidrogeniones en moles/litro.



Si expresamos la concentración de hidrogeniones como potencia de 10,
el pH es igual al exponente con el signo cambiado:



De esta ecuaciónpodemos deducir que cuanto más bajo es el pH, más
ácida es la solución y cuanto más alto más básico será.



Análogamente, podemos deducir el pOH = -log [OH-]. Cuanto más
pequeño es el pOH mayor es la alcalinidad.

2. DEFINICIÓN DE PH
9

2. DEFINICIÓN DE PH
10



Tomando logaritmos en la ecuación kw = [ H+ ] [ OH-] = 10-14 ,
tenemos que
log [ H+ ] + log [ OH-] = -14



Realizamos el cambio designo y, sustituyendo por definición:
pH + pOH = 14



Si expresamos la concentración de hidrogeniones como
potencia de 10, el pH será igual al exponente cambiado de
signo.

2. DEFINICIÓN DE PH
11

Ej. Una disolución de un ácido 0’001 M, tiene
una [H+] = ?
[H+] = 10-3, por tanto su pH=? pH=3
 En el caso de un álcali, si la [OH] = 10-3 M,
tenemos que [ H+] [ OH-] = 10-14, por lo que:


3.MÉTODOS DE MEDIDA DEL PH
12

Experimentalmente se puede determinar mediante:



Métodos colorimétricos: mediante el uso de
indicadores ácido-base (método semicuantitativo)
Métodos potenciométricos: pH-metros (métodos
cuantitativos)

3. MÉTODOS DE MEDIDA DEL PH
13

a) Métodos colorimétricos
Un indicador es una sustancia que experimenta una variación
cromática perceptible en un cierto intervalo de pH.Es decir, son
colorantes ácidos cuya base conjugada tiene distinto color.








Ej: el rojo de metilo a pH>4'2 es amarillo a pH<3 es rojo
El cambio de color está relacionado con el equilibrio iónico entre el
indicador y los iones H3O+, donde el indicador se comporta o bien
como un ácido o como una base.
Pero existe una franja aproximadamente de 2 unidades de pH en
que no predomina ninguno...