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ACIDEZ Y pH

En casi todas las células vegetales, el jugo vacuolar es más ácido que el protoplasma debido a la acumulación de ácidos orgánicos, los que se encuentran separados del citoplasma mediante la membrana vacuolar o tonoplasto, impidiendo la inactivación de las enzimas, que son sensibles a los cambios bruscos de pH.

Los ácidos orgánicos en los tejidos vegetales se encuentran en una concentración del 0,1% en base al peso seco y en algunos casos como en los limones es 100 veces mayor. La savia de muchas plantas son ligeramente ácidas con un pH de 6,0; aunque la de algunos frutos puede estar entre pH 2 y 3. Los cambios moderados de pH afectan el estado iónico de las enzimas especialmente alrededor del centro activo y con frecuencia también el del substrato. Cuando se mide la actividad enzimática a diversos pH, la actividad óptima generalmente se observa entre los valores de 5,0 a 9,0; sin embargo algunas enzimas como la pepsina, se activa a valores de pH entre 1,5 a 2,5 , la amilasa de la malta tiene un óptimo de 5,2 y la lipasa de la semilla de tártago(Ricinus communis) de 5,0.

En todos estos casos, la actividad declina a ambos lados del óptimo.

La reacción de un suelo es el grado de acidez o alcalinidad que este posee y se obtiene al medirle el pH. Los suelos ácidos son típicos de regiones con alta precipitación en la que ocurre el lavado de los cationes básicos ( Ca+2 , Mg+2, Na+ , K+) con un predominio de cationes ácidos ( Al+3, H+), tanto en los sitios de intercambio como en la solución del suelo, mientras que los suelos alcalinos, generalmente están asociados a regiones áridas o semiáridas y con un alto valor de saturación de bases. Los pH alcalinos inducidos por encalamiento pueden originar una clorosis en las plantas, debido a una deficiencia de hierro, ya que el pH elevado provoca la indisponibilidad del hierro para las plantas.

Según Bronsted (1923) un ácido se define como una molécula que libera un protón (H+) y una base como una molécula que acepta un protón (H+) en solución. Por ejemplo:

 

 

 

 

El agua es una molécula anfiprótica, que se comporta como un ácido y como una base débil.
Cuando se comporta como un ácido, libera un protón y forma un ión hidroxilo.

Cuando se comporta como base, acepta un protón para formar el ión hidronio ( H3O+ ). Muchos protones en solución existen como ión hidronio ( H3O+ ).

Para simplificar la exposición, el ión hidronio ( H3O+ ) se escribirá en forma de ( H+ ), aunque sabemos que existe en la forma hidratada.

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pH y pOH

La acidez y la alcalinidad de una solución se expresa frecuentemente como el logaritmo del inverso de la concentración de iones de hidrógeno [ H+] en moles por litro (M). Este valor se conoce como el pH de la solución. Por definición tenemos:

pH = - log [ H+] .El pH es el logaritmo con signo negativo de la concentración de iones de hidrógeno.

Así mismo la concentración de iones de hidrógeno se calcula de la siguiente forma: .

Por ejemplo si [ H+] es 1x 10-3 M , entonces el
Sí el pH de una solución es por ejemplo 4,5; la concentración de iones de hidrógeno es:

Si la concentración de iones de hidrógeno[ H+] se expresa como una potencia de 10 y el exponente es 1, entonces el valor del pH de una solución es igual al exponente con signo positivo.

Similarmente podemos definir el . El pOH es el logaritmo con signo negativo de la concentración de hidroxilos.

Así mismo la concentración de hidroxilos se puede calcular de la siguiente forma:

En soluciones acuosas , esta constante se conoce como producto iónico del agua. El valor de Kw a 250 C es 1.0 x 10-14 . En una solución ácida, la concentración de H+ es relativamente alta y la correspondiente concentración de OH- es baja.

En una solución neutra a 250C, y el pH de esa solución es 7.0.

La siguiente relación es válida: pH + pOH = 14 a 250C.

Por ejemplo, calcular el pH de una solución de NaOH 0,001 M, ,
Entonces pH = 14 - pOH = 14-3 = 11. La respuesta el pH 3.
Otro ejemplo, sí el pH de una solución es 2,6, su pOH = 14- 2,6 = 11,4. Mientras más pequeño sea el pOH, mayor será la alcalinidad.

La tabla que se muestra a continuación resume las relaciones estudiadas.


En términos de pH, el pH de la savia celular varia frecuentemente entre 1 y 7, siendo la de pH 1 un millón de veces más ácida que la de pH 7. Una variación de una unidad de pH representa un aumento o una disminución de la acidez de 10 veces. Así tenemos que al aumentar el pH de 1 a 2 y de 6 a 7, en cada caso representa una reducción de la acidez de un décimo ( 0,1) del valor original. Una disminución de una unidad de pH, representa un aumento de diez veces la acidez:

 

¿Cuantas veces es una solución de pH 3,2 más ácida que una solución de pH 4,75?

a) [ H+] = 10 - 3,2  = 0,0006309

b) [ H+] = 10 - 4,75 = 0,0000177

c) Se divide     

En la siguiente tabla se muestran los valores de pH y acidez de algunos fluidos comunes:

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ACIDEZ TITULABLE Y SISTEMA TAMPÓN O BUFFER

La acidez actual es una medida de la concentración de iones de hidrógeno y se determina con el pH; mientras que la acidez titulable o normalidad del ácido se determina por titulación o valoración, mediante una base de normalidad conocida. En otras palabras la acidez titulable se puede determinar añadiendo suficiente álcali de normalidad conocida hasta neutralizar toda la acidez o llevar el pH al punto neutro. La acidez titulable no se puede predecir a partir de la concentración actual de iones de hidrógeno que se determina con el pH.

ACIDEZ TITULABLE (NORMALIDAD) Y pH DE ALGUNAS SAVIAS DE PLANTAS
Órgano
Normalidad
pH
Fruto de limón
Pecíolo de ruibarbo
Uvas verdes
Hojas de Oxalis
Manzana verde
Hojas de Begonia rex
Hojas de Begonia tuberosa
Tomates maduros
Pecíolos de apio España o Celery.
0,95
0,22
0,21
0,16
0,13
0,11
0,10
0,063
0,025
2,4
3,2
3,0
2,3
3,2
2,2
2,2
4,4
5,2

Los ácidos débiles no se encuentran totalmente disociados y tienen casi todos sus átomos de hidrógeno en la forma de iones de hidrógeno potenciales. Cuando un ácido débil se mezcla con su sal, mantiene un pH casi constante, aunque se le añada grandes cantidades de iones de hidrógeno o de hidroxilo. La mezcla de un ácido débil y su sal o de una base débil y su sal, que evitan los cambios bruscos de pH, se denomina solución buffer o tampón.
Por ejemplo, cuando se añade 0,01 mol de HCl a un litro de agua pura, el pH cambia de su valor inicial que es 7 a 2, un cambio de 5 unidades de pH. El pH se hace 100.000 veces más ácido. Sin embargo, cuando se añade 0,01 mol de HCL a una solución que contiene una mezcla de ácido acético 0,1 M (CH3 COOH) y acetato de sodio (CH3 COONa) 0,1M, el pH cambia de un valor inicial de 4,74 a 4,66, un cambio de solo 0,08 unidades de pH, lo que es aproximadamente 1,2 veces más ácida.
El pH se puede determinar mediante un electrodo de vidrio, que es sensible a la concentración de iones de hidrógeno. El electrodo de vidrio se calibra contra un buffer de pH conocido. Otra forma de medir el pH es utilizando indicadores, muchos de los cuales son ácidos débiles (designado HInd). La especie aceptora de protones del indicador (Ind-) tiene un espectro de absorción diferente que la especie donadora de protones:

Los indicadores son colorantes que cambian color a un pH más o menos específico. Las flavonas cambian de incoloras a amarillas por encima de pH 8; las antocianinas son rosadas o rojas por debajo de pH 5 y azul o púrpura por encima de ese pH.

Vamos a realizar algunos ejercicios para reforzar los conceptos estudiados:

  1. ¿Calcular la concentración de protones de un vino tinto cuyo pH es 3,7?
    [H+] = 10 -pH por lo tanto [H+] = 10-3,7 o lo que es lo mismo que: 2,0 x 10-4 M.
  2. El pH del agua de lluvia de un área contaminada se determinó que era 3,50. ¿Cuál es el valor de [H+] para esa agua de lluvia?
    [H+] = 10 -pH por lo que [H+] = 10-3,5 o lo que es lo mismo que: 3,16 x 10-4 M.
  3. Se encontró que el pOH del agua de una pecera era de 6,59. ¿Cuál es el valor de [OH-] para el agua? [OH-] = 10-pOH por lo que [OH-] = 10-6,59 o lo que es lo mismo que:2 x 10-7M.
    Así mismo podemos calcular el pH usando la relación
    pH + pOH =14, de donde el
    pH es 14-6,59 = 7,41.

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ECUACIÓN DE HENDERSON - HASSELBALCH

Esta ecuación relaciona el pH de la disolución y el pKa de un ácido débil (AH).







Cuando la concentración de la sal es igual a la concentración del ácido, el pH = pK; ya que el log de 1 es igual a cero. Las soluciones buffers tienen su máximo poder de amortiguación cuando el pH es igual al pK.
El protoplasma celular es amortiguado por sus proteínas, las que son efectivas en un rango de pH de 4 a 10. Algunas savias celulares no tienen un buen poder de amortiguación; ya que su pH puede variar por adición de CO2. En las plantas con el metabolismo ácido de crasuláceas el pH puede estar cercano a 3. En muchas plantas el pH disminuye durante la noche y se hace más básico durante el día. En hojas de Bryophyllum el pH durante el día puede ser 5,5; pero durante la noche puede caer a 3,8, en estas plantas el cambio de pH se debe a la acumulación de ácidos orgánicos durante la noche y su disminución durante el día.

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PROBLEMAS PROPUESTOS

1. Calcular el pH de las soluciones que tienen las siguientes concentraciones de [H+] o de [OH-] :

a. 3,5 x 10-4   M [H+]
b.    1 x 10-3   M [H+]
c.    1 x 10-9   M [H+]
d.    1 x 10-4   M [H+]
e.     7 x 10-6  M [H+]
f.      5 x 10-8  M [H+]
g.     3 x 10-11 M [H+]
h.     1 x 10-3  M [OH-]
i.   7,8 x 10-4  M [OH-]

2. Calcular la concentración molar de [H+] de las soluciones cuyos pH se muestran a continuación:

a. 2,73 ; b. 5,29 ; c. 8,65; d. 11,12

3.¿Calcular cuantas veces es más ácida una solución de pH 2 que una solución de pH 5?

4. Se titularon 25 ml de jugo de naranja con 5,2 ml de KOH 0,5 N. ¿Calcular la normalidad del jugo?

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PROBLEMAS RESUELTOS

1. Se titularon 25 ml de jugo de piña con 5 ml de KOH 0,5 N. ¿Calcular la normalidad del jugo de piña?

Respuesta: Volumen conocido (V1) =5 ml x Normalidad conocida (N1) =0,5 N es
proporcional al Volumen del desconocido (V2)= 25 ml x Normalidad del desconocido
.

La normalidad del jugo de piña es 0,1 normal.

2.Calcular el pH de la solución final cuando se añaden 100 ml de NaOH 0,1 M a 150 ml de CH3 COOH 0,2 M (Ka = 1,8 x 10-5 ).

Solución: Sabemos que 150 ml de CH3 COOH 0,2 M tienen 0,03 moles de CH3 COOH. Así mismo 100 ml de NaOH 0,1 M contienen 0,01 moles de NaOH . Al mezclarse estos, 0,01 moles de NaOH neutralizan 0,01 moles de CH3 COOH para formar 0,01 moles de acetato de sodio y permanecerán libres 0,02 moles de CH3 COOH. Ambos están contenidos en un volumen de 250 ml.
Aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbalch tenemos:

Primero debemos calcular el pKa = - log 1,8 x 10-5 = 4,74
De tal forma que:

3. Determinar la relación de las concentraciones de para preparar un buffer de pH 5,0. El pKa del ácido acético es 4,66.


 

  

4. Determinar el pH de un buffer lactato, que tiene una concentración de ácido láctico de 0,050M, y la concentración del ión lactato es 0,32 M, sabiendo que la constante de disociación aparente del ácido láctico ( CH3- CHOH- COOH ) es 1,38 x 10-4 .
Se calcula primero el pKa que es igual a: pKa= - log 1,38 x 10-4 = 3,86.


5. El pH del medio interno de una célula es 6,4. Calcular la relación de las concentraciones de:  si la segunda constante de disociación para el ácido fosfórico K´ es 6,31 x 10-8.

CRECIMIENTO DE LAS PLANTAS Y pH.

El rango de pH para el crecimiento de las plantas está generalmente entre pH 6 - 7, sin embargo este varia con las diferentes especies de plantas, ya que hay especies que toleran muy bien la acidez y otras los suelos básicos.

CONCEPTO DE pH E IMPORTANCIA EN FERTIRRIGACIÓN

Enlace de interés:

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Bibliografías:

http://web.ukonline.co.uk/fred.moor/soil/ph/p010601.htm
http://web.ukonline.co.uk/fred.moor/soil/ph/p010602.htm
http://web.ukonline.co.uk/fred.moor/soil/ph/p010604.htm
http://web.ukonline.co.uk/fred.moor/soil/ph/p010603.htm
http://web.ukonline.co.uk/fred.moor/soil/ph/p010605.htm


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Este es un Material didáctico elaborado por:
Rubén Hernández Gil, PhD.
Profesor de Fisiología Vegetal, Departamento de
Botánica, Facultad de Ciencias Forestales y Ambientales.
Universidad de Los Andes - Mérida - Venezuela
e-mail: rubenhg@ula.ve
Copyright 2001 - Version 2.0 -   Reservados todos los derechos.
Revisado: 07 de abril de 2005 .

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