pH | Bioquímica

pH


Las moléculas de agua forman enlaces de hidrógeno


Un núcleo de hidrógeno parcialmente desprotegido, unido de manera covalente a un átomo de oxígeno o de nitrógeno que extrae electrón, puede interactuar con un par de electrones no compartidos sobre otro átomo de oxígeno o nitrógeno para formar un enlace de hidrógeno. Dado que las moléculas de agua tienen estas dos características, la formación de enlaces de hidrógeno favorece la autoasociación de moléculas de agua hacia disposiciones ordenadas. La formación de enlaces de hidrógeno ejerce una profunda influencia sobre las propiedades físicas del agua, lo que explica su viscosidad, tensión superficial y punto de ebullición excepcionalmente altos. En promedio, cada molécula en agua líquida se asocia por medio de enlaces de hidrógeno con otras 3.5. Estos enlaces son hasta cierto punto débiles y transitorios, con una vida media de unos pocos nanosegundos o menos. La rotura de un enlace de hidrógeno en agua líquida sólo requiere alrededor de 4.5 kcal/mol, menos de 5% de la energía necesaria para romper un enlace O—H covalente. La formación de enlaces de hidrógeno permite al agua disolver muchas biomoléculas orgánicas que contienen grupos funcionales que pueden participar en la formación de enlaces de hidrógeno. Los átomos de oxígeno de aldehídos, cetonas y amidas, por ejemplo, proporcionan pares solitarios de electrones que tienen la capacidad de servir como aceptores de hidrógeno.

Los alcoholes, los ácidos carboxílicos y las aminas pueden servir como aceptores de hidrógeno y como donadores de átomos de hidrógeno desprotegidos para formación de enlaces de hidrógeno.


"El pH Es El logaritmo negativo de la concentración de Ion Hidrógeno"


El término pH fue introducido en 1909 por Sörensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de la concentración de ion hidrógeno:

pH H = − log [H⁺]

Esta definición, si bien no es rigurosa, es suficiente para muchos propósitos bioquímicos; a fin de calcular el pH de una solución:


1. Se calcula la concentración de ion hidrógeno [H +].

2. Se calcula el logaritmo base 10 de [H +].

3. El pH es el negativo del valor que se encuentra en el paso 2.



Por ejemplo, para agua pura a 25°C,

pH= -log [H +] = -log 10^-7 = - (-7) = 7.0

Este valor también se conoce como la potencia (power [inglés], puissant [francés], o potennz [alemán]) del exponente, de ahí el uso de “p”. Los valores de pH bajos corresponden a concentraciones altas de H +, y los valores de pH altos corresponden a concentraciones bajas de H+.


     Los ácidos son donadores de protones y las bases son aceptores de protones. Los ácidos fuertes (p. ej., HCl, H 2 SO 4) se disocian por completo hacia aniones y protones, incluso en soluciones fuertemente acídicas (pH bajo); por su parte, los ácidos débiles se disocian sólo en parte en soluciones acídicas. De modo similar, las bases fuertes (p. ej., KOH, NaOH) —no así las bases débiles (p. ej., Ca [OH] 2)— están por completo disociadas a pH alto. Muchas sustancias bioquímicas son ácidos débiles. Las excepciones son los intermediarios fosforilados, cuyo grupo fosforilo contiene dos protones disociables, el primero de los cuales es fuertemente acídico. Los ejemplos que siguen ilustran cómo calcular el pH de soluciones ácidas y básicas.

Referencias Bibliográficas

- Harper’s Illustrated Biochemistry. Copyright © 2012 by The McGraw-Hill Companies, Inc.
All Rights Reserved ISBN : 978-0-07-176576-3