TY  - CHAP
M1  - Book, Section
TI  - Equilibrio ácido-base
A1  - Barcala, Francisco Javier González
A1  - Raufast, Luis Palacios
A1  - Castro, Francisco Javier Salgado
A2  - Fernández-Tresguerres, Jesús A.
A2  - Cachofeiro, Victoria
A2  - Cardinali, Daniel P.
A2  - Delpón, Eva
A2  - Díaz-Rubio, Enrique Rey
A2  - Escriche, Eduardo Escrich
A2  - Juliá, Vicente Lahera
A2  - Teruel, Francisco Mora
A2  - Pardo, Marta Romano
PY  - 2020
T2  - Fisiología humana, 5e
AB  - Todas  las  células  humanas  viven  inmersas  en  un  medio  acuoso,  donde  ocurren  reacciones  de  transferencia  de  protones  (ácido-base)  relacionadas  con  el  metabolismo  y  la  generación  de  compuestos  que,  al  reaccionar  con  el  agua,  producen  iones  libres  en  menor  (electrólitos  débiles;  p.  ej.,  CO2)  o  mayor  (electrólitos  fuertes;  p.  ej.,  ácido  sulfúrico)  medida.  El  agua  misma  es  un  electrólito  con  propiedades  de  anfolito,  donando  (ácido)  o  aceptando  (base)  protones  para  originar,  respectivamente,  iones  hidroxilo  (OH−)  (base)  e  hidronio  (H3O+  o  H+)  (ácido).  El  agua  pura  se  disocia  débilmente,  alcanzando  un  equilibrio  (2H2O  ⇆  H3O+  +  OH−)  en  donde  [OH−]  y  [H3O+]  son  extremadamente  bajos.  La  constante  de  este  equilibrio  es  el  producto  iónico  del  agua  (Kw  =  [H3O+]  •  [OH−]),  que  surge  de  multiplicar  dos  constantes:  Keq  (1.8  •  10−16  mol  •  L−1  a  25  °C)  y  la  [H2O]  no  disociada  (55.5  mol  •  L−1).  Al  ser  un  proceso  endotérmico,  la  formación  de  H30+  (o  H+)  y  OH−  (y,  por  tanto,  Kw)  se  ve  favorecida  a  mayor  temperatura,  reduciendo  el  pH  del  agua  pura.  (Cabe  señalar  que,  como  otras  constantes  de  equilibrio,  Kw  aumenta  con  la  temperatura;  así,  a  25  °C  Kw  =  1  •  10−14  (mol  •  L−1)2,  mientras  que  a  37  °C  Kw  =  2.5  •  10−14  (mol  •  L−1)2.  Por  tanto,  el  pH  disminuye  con  la  temperatura,  de  modo  que  si  en  agua  pura  a  una  presión  de  760  mmHg  y  una  temperatura  de  25  °C  la  [OH−]  =  [H+]  =  1  •  10−7  mol  •  L−1  y  el  pH  neutro  =  7,  mientras  que  a  37  °C  la  [OH−]  =  [H+]  =  1.58  •  10−7  mol  •  L−1  y  el  pH  neutro  =  6.8.  Por  otro  lado,  una  solución  acuosa  se  denomina  acídica  cuando  [H+]  >  [OH−],  o  se  denomina  alcalina  cuando  [H+]  <  [OH−],  pero  en  ambos  casos  Kw  seguirá  siendo  constante,  independientemente  de  los  electrólitos  disueltos.  Esto  significa,  por  ejemplo,  que  la  introducción  de  un  ácido  en  un  determinado  compartimiento  acuoso  y  el  incremento  concomitante  de  H+  genera,  además,  la  reducción  de  [OH−]  de  modo  que  Kw  y  la  electroneutralidad  se  mantengan  constantes).  De  este  modo,  los  conceptos  de  regulación  del  equilibrio  ácido-base  y  del  pH  (pH  =  −log  [H+])  sólo  son  equivalentes  si  la  temperatura  no  cambia,  algo  a  considerar  en  hipotermia.  
SN  - 
PB  - McGraw-Hill Education
CY  - New York, NY
Y2  - 2024/04/18
UR  - accessmedicina.mhmedical.com/content.aspx?aid=1189500266
ER  -