Una solución con una concentración de H⁺ mayor que la del agua se denomina ácida; una solución con una concentración de H⁺ inferior a la del agua se denomina básica o alcalina. Un ácido es una molécula que puede liberar protones (H⁺) hacia una solución, es decir, es un «donador de protones». un buen ejemplo de un ácido es el ácido carbónico, el cual es producido en el cuerpo humano a partir de dióxido de carbono (CO₂) y agua.

 

Una base puede ser una molécula como el amoníaco (NH3) que puede combinarse con H+ (para formar el ion amonio, NH4+). Más habitualmente, es una molécula como el NaOH que puede ionizarse para dar un ión con carga negativa (hidroxilo, OH-) que, a su vez, puede combinarse con H+ (para formar el agua, H2O). Así, una base elimina H+ de la solución; es un «aceptor de protones» que hace disminuir la concentración de H+ de la solución. En la tabla siguiente se recogen varios ejemplos de ácidos y bases comunes.

 

pH

La concentración de H+ en una solución se suele indicar en unidades de pH en una escala de pH que va desde 0 hasta 14. El valor del pH es igual al logaritmo de 1 dividido por la concentración de H+: pH = log 1 / [H+] donde [H+] = concentración molar de H+. Esta fórmula también se puede expresar como pH = –log [H+] El agua pura tiene una concentración de H+ de 10-7 molar a 25 °C y, por tanto, un pH de 7 (neutro). Debido a la relación logarítmica, una solución que tiene una concentración de iones hidrógeno 10 veces mayor (10-6 M) presenta un pH de 6, mientras que una solución con la décima parte de la concentración de H+ (10-8 M) presenta un pH de 8. El valor del pH es más fácil de escribir que la concentración molar de H+, pero es claramente un elemento de confusión debido a que está relacionado de manera inversa con la concentración de H+, es decir, una solución con una concentración mayor de H+ tiene un pH menor y viceversa. Por ejemplo, un ácido fuerte con una concentración elevada de H+ de 10-2 molar tiene un pH de 2, mientras que una solución que sólo presenta una concentración molar de H+ de 10-10 tiene un pH de 10. Así, las soluciones ácidas tienen un pH inferior a 7 (el del agua pura), mientras que las soluciones básicas (alcalinas) tienen un pH entre 7 y 14 (ver tabla).   pH=7 Disolución neutra pH<7 Disolución ácida pH>7 Disolución básica

 

Amortiguadores

 

Un amortiguador es un sistema de moléculas e iones que actúa para prevenir las modificaciones de la concentración de H⁺ y, por tanto, sirve para estabilizar el pH de una solución. Por ejemplo, en el plasma san­guíneo el pH se estabiliza mediante una reacción reversible en la que participan el ión bicarbonato (HCO₃^-) y el ácido carbónico (H₂CO₃): 

La flecha en las dos direcciones indica que la reacción puede ir hacia la derecha o hacia la izquierda; la dirección neta depende de la concentración de moléculas e iones en cada lado. Por ejemplo, si un ácido (como el ácido láctico) libera iones H⁺ hacia la solución, el aumento de la concentración de H⁺ desplazará el equilibrio hacia la derecha y tendrá lugar la reacción siguiente:

Téngase en cuenta que, en esta reacción, el H+ se ha sacado de la disolución. De esta manera, se evita que la concentración de H+ suba (y que el pH caiga) por la acción del amortiguador bicarbonato.

 

pH sanguíneo

El ácido láctico y otros ácidos orgánicos son producidos por las células del cuerpo y secretados hacia la sangre. A pesar de la liberación de H⁺ por parte de estos ácidos, el pH de la sangre arterial normalmente no disminuye sino que permanece constante en valores de 7.40 ± 0.05. Esta constancia se consigue en parte mediante el efecto de amortigua­ción que ejerce el bicarbonato en la ecuación ya señalada. El bicarbo­nato es el principal sistema de amortiguación de la sangre.

Diversas situaciones pueden dar lugar a una modificación del pH en sentido contrario. Por ejemplo, los vómitos excesivos que causan la pérdida del ácido gástrico también pueden inducir la dis­minución de la concentración de H⁺ libre en sangre con incremento del pH sanguíneo. En este caso, se puede invertir la reacción descrita previamente:

La disociación del ácido carbónico da lugar a la aparición de H⁺ libre, que es útil para impedir el incremento del pH. Así, los iones bicarbonato y el ácido carbónico actúan como un par de amortiguación para impedir la disminución o el aumento del pH, respectivamente. Este efecto de amortiguación mantiene normalmente el pH sanguíneo dentro de un intervalo estrecho de 7.35 a 7.45.

Cuando el pH de la sangre arterial baja de 7.35, el estado resul­tante se denomina acidosis. Por ejemplo, un pH sanguíneo de 7.20 representa una acidosis importante. Es destacable el hecho de que la sangre con acidosis no es necesariamente ácida. Por el contrario, el aumento del pH sanguíneo por encima de 7.45 se denomina alcalosis. La acidosis y la alcalosis se evitan normalmente por la acción del par de amortiguación bicarbonato/ácido carbónico y por las funciones de los pulmones y los riñones.