Notas detalladas sobre Ácidos y Bases en Farmacología: definiciones, Henderson–Hasselbalch, pKa/pKb, cálculo P/U, efectos de pH, ion trapping y sales

Definiciones: Ácidos y Bases (basado en las diapositivas)

En química medicinal, un ácido dona un protón a una molécula de agua. Esto implica que cualquier sustancia capaz de funcionar como ácido debe poseer un átomo de hidrógeno donable en su estructura.
Proceso ácido en solución: $HA + H2O ightleftharpoons H3O^+ + A^-$
- A menudo se abbreviParam para representar al protón como $H^+ (aq)$ o simplemente $H^+$ ya que el proceso ocurre en agua.
Para este proceso, la constante de equilibrio se escribe como: K{eq} = rac{[H^+][A^-]}{[HA][H2O]}
Observación clave sobre el agua: la concentración de agua [H extsubscript{2}O] es prácticamente constante; por ello conviene simplificar el equilibrio.

Agua y su concentración (Página 3)

Masa molar del agua: 18 g/mol.
Las concentraciones se expresan en moles por litro (M).
1 mL de agua pesa 1 g, por lo que 1 L de agua pesa 1000 g.
Moles de agua en 1 L = 1000 g / 18 g/mol = 55.5 mol.
Por tanto, la concentración de agua en pureza es aproximadamente $[H_2O] \,=\, 55.5\ \,\text{M}$ .

Sustitución de la concentración de agua y definición de Ka (Página 4)

Sustituyendo 55.5 en la expresión de arriba y reorganizando, se obtiene:
$K_{eq} \times 55.5 = [H^+][A^-][HA]$
El término "Ka" se define como:
- "Ka" significa que ya se ha contado la concentración de agua en la expresión de equilibrio, por lo que ya no es necesario incluir [H extsubscript{2}O] en la ecuación de equilibrio.
- El concepto es análogo para bases, con "Kb" (más adelante).
Nota: el uso de Ka en este contexto es una convención para simplificar el manejo de agua; la forma más típica es $K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}$ (el libro lo presenta como la versión simplificada asociada a la sustitución de [H extsubscript{2}O]).

Definiciones: Bases (Página 5)

En medicina, una base es una sustancia que puede aceptar un protón de agua.
Las bases típicamente contienen al menos un par de electrones no compartidos para formar un enlace covalente con un protón.
Ecuación simplificada para una base: $B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-$
La constante de base se define como: $K_b = \frac{[BH^+][OH^-]}{[B]}$
Observación: se utiliza "Kb" en lugar de "Keq" para las bases.

Pares conjugados: ácido/base y la idea de pares (Página 6-7)

Concepto formal: al ionizar un ácido o una base, se debe pensar en un par ácido conjugado – base conjugada.
Diferencia entre los dos: el ácido conjugado tiene un protón extra; la base conjugada tiene un protón menos.
En la práctica (especialmente en farmacología), se usa el término "PROTONADO" para la especie con el protón extra (ácido conjugado) y "DESPROTONADO" para la sin protón (base conjugada).
En soluciones débiles, la transferencia de protones no es 100%, por lo que coexisten ambas formas de forma dinámica.
Dos parámetros que gobiernan la concentración relativa entre conjugas:
- la constante de equilibrio (Ka o Kb)
- el pH del entorno.

Definición de ácido y base en Química Médica (Página 7)

Aunque el par ácido conjugado – base conjugada es fundamental para entender la ionización, en farmacología no se suele usar ese lenguaje de forma cruda.
En la especie neutra (no ionizada) de un par ácido/base conjugado, si esa especie dona un protón, se considera un "ACIDO"; si esa misma especie neutra acepta un protón, se considera una "BASE".
Por ello, en textos farmacológicos se suele presentar la forma neutra (unionizada).

Ejemplo: par ácido/base conjugado (Página 8)

CH extsubscript{3}COOH es el ácido conjugado; CH extsubscript{3}COO⁻ es la base conjugada.
CH extsubscript{3}COOH se designa como un "ÁCIDO" porque es la especie neutra que dona un protón.
Puede designarse también como la especie protonada "P" y CH extsubscript{3}COO⁻ como la especie no protonada "U".

Ácidos y Bases Inorgánicos vs Orgánicos; fuertes y débiles (Página 9-10)

Muchos ácidos y bases inorgánicos se clasifican como FUERTES: se ionizan completamente; en ese caso no se necesita una expresión de equilibrio.
Hay ácidos minerales que no se ionizan por completo y, en esos casos, la expresión de equilibrio tiene utilidad.
Los ácidos y bases orgánicos suelen clasificar como DÉBILES: no se ionizan completamente; en las expresiones de equilibrio, el denominador suele ser de órdenes de magnitud mayores que el numerador, por lo que Ka y Kb son fracciones (< 1).
Ecuaciones:
- Ka = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}
- Kb = \frac{[BH^+][OH^-]}{[B]}
Por las magnitudes, es crucial trabajar con logaritmos (pH, pKa, pKb).

Henderson–Hasselbalch y la ecuación dorada (Página 11-16)

El objetivo es derivar una sola ecuación útil para cálculos, tanto de ácido como de base.
Proceso: tomar logaritmos y reorganizar.
En general, se obtiene la ecuación de Henderson–Hasselbalch para un ácido:
- a partir de Ka: $pK_a = pH + \log\left(\frac{[HA]}{[A^-]}\right)$
- En la forma más común para ácidos: $pK_a = pH + \log\left(\frac{[HA]}{[A^-]}\right)$
También se puede expresar para residuos de forma que:
$[HA] = 10^{(pKa - pH)}$ o, en términos de razón: $\frac{[HA]}{[A^-]} = 10^{(pKa - pH)}$
En la diapositiva se cita el resultado: Henderson–Hasselbalch para ácidos:
$pK_a = pH + \log\left(\frac{[HA]}{[A^-]}\right)$
Conversión a la forma de razón de concentraciones (para discusión de P/U):
- Se introduce la notación P (forma protonada) y U (forma no protonada).
- Para ácidos: $[HA] = P, \ [A^-] = U$ y por tanto la relación P/U es
  $\frac{P}{U} = 10^{(pK_a - pH)}$
Otra versión equivalente de la ecuación (derivada) se muestra como:
- $\log[HA] = pK_a - pH + \log[A^-]?$ (se presenta la versión de la diapositiva; el resultado práctico es la relación de cociente).
Se muestra la versión para la base y la relación entre pKa y pKb (en siguientes páginas).

Henderson–Hasselbalch para bases; y redefiniciones de pH/pOH (Página 17-18)

Ecuación para una base en agua: $B + H2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-$ con $Kb = \frac{[BH^+][OH^-]}{[B]}.$
Tomando -log, se obtiene una versión de la ecuación de Henderson–Hasselbalch para bases:
- pK_b = pOH + \log\left(\frac{[B]}{[BH^+]}
  ight) (según la diapositiva; se observa que emplea la relación entre pH y pOH).
También se da la forma con la razón de concentraciones:
- $\frac{[B]}{[BH^+]} = 10^{(pK_b - pOH)}$
Se señala que la magnitud de Ka y Kb determina la fortaleza de ácidos y bases, y que un pKb menor implica una base más fuerte; análogo para pKa y la fortaleza de la base conjugada.

Fortalezas y la relación pKa/pKb (Página 18-19)

Cuanto mayor sea la fuerza de una base, mayor es su Kb; por tanto, mayores Kb = mayor ionización.
En términos de pKb, menor valor de pKb implica base más fuerte.
En general, la fortaleza de la base conjugada se asocia con Ka de su ácido conjugado a través de la relación:
- $pKa + pKb = 14$ (en agua).
En la base, para cálculos se usa a menudo pKa de su ácido conjugado (BH⁺ ⇌ B + H⁺) porque permite utilizar pH en lugar de pOH.

Conexión entre pKa de la base y su conjugado ácido; ejemplos (Páginas 23-31)

Ejemplo: NH extsubscript{3} + H extsubscript{2}O ⇌ NH extsubscript{4}^+ + OH⁻; Kb = [NH extsubscript{4}^+][OH⁻]/[NH extsubscript{3}] (CB = base conjugada, CA = ácido conjugado).
Para el ácido conjugado NH extsubscript{4}^+: NH extsubscript{4}^+ + H extsubscript{2}O ⇌ NH ext{3} + H⁺; Ka = [NH ext{3}][H⁺]/[NH extsubscript{4}^+].
Relación de productos ∙ Ka × Kb = [NH ext{3}][H^+] / [NH extsubscript{4}^+] imes [NH ext{4}^+][OH^-] / [NH ext{3}] = [H^+][OH^-] / [NH ext{4}^+][NH ext{3}] = 1×10^{-14}.
De aquí se obtiene que $-\log Ka - \log Kb = 14$ , es decir, $pKa + pKb = 14.$
Se ilustra que las especies conjuntas (P y U) mantienen la identidad química de sus formas conjugadas en ambas reacciones.

Uso de pKa para bases; la “trampa” de usar pKa (P/U) (Páginas 23-25)

Se propone utilizar pKa del ácido conjugado (BH⁺) para cálculos de bases, en vez de pKb, para aprovechar pH y evitar pOH.
La identidad de las especies (P = [BH⁺], U = [B]) es la misma en ambas ecuaciones de equilibrio; por tanto, una única ecuación puede dar el cociente P/U independientemente de si se trata de un ácido o una base.
Conclusión: cuando ves un valor de pKa listado para una base, en realidad corresponde al pKa de la reacción BH⁺ ⇌ B + H⁺ en agua.

La ecuación dorada única para cálculos (Página 25-32)

Objetivo: usar una única ecuación para calcular P/U, ya sea para un ácido o para una base:
- $\frac{P}{U} = 10^{(pK_a - pH)}$
Definición de P y U para cada caso:
- Si es un ácido: P corresponde a la forma protonada neutral (HA); U corresponde a la forma desprotonada ión A⁻. Entonces, $\frac{P}{U} = \frac{[HA]}{[A^-]}$ .
- Si es una base: P corresponde a BH⁺ (forma protonada iónica); U corresponde a B (forma desprotonada neutra). Entonces, $\frac{P}{U} = \frac{[BH^+]}{[B]}$ .
Nota importante: el valor de pKa y el uso de P/U permiten evitar el uso de pOH o pKb en los cálculos, unificando la metodología.
Resumen práctico: una sola ecuación dorada para todos los cálculos: $\frac{P}{U} = 10^{(pK_a - pH)}$ , donde P y U se interpretan según si se trata de un ácido o de una base.

Puntos clave sobre la interpretación de P/U (Página 32-34)

Identificar si el concepto es ácido o base:
- Si es un ACIDO: HA ⇌ H⁺ + A⁻; P = HA (neutral, protonado); U = A⁻ (ionizado).
- Si es una BASE: B + H⁺ ⇌ BH⁺; P = BH⁺ (ionizado, protonado); U = B (neutral, no protonado).
Usar la ecuación: $\frac{P}{U} = 10^{(pK_a - pH)}$ para resolver la razón de protonación/desprotonación.

Efecto de bajar el pH en la protonación (Ácidos y Bases) (Páginas 35-37)

Para un ácido HA: HA + H⁺ ⇌ H₂O + A⁻ (con solución en agua). Al aumentar la concentración de H⁺ (disminuir pH), la base conjugada A⁻ tiende a protonarse para formar HA; el equilibrio se desplaza a la izquierda, aumentando HA (la forma neutra/unionizada para un ácido).
Pregunta de repaso: ¿Dónde habrá más HA (unionizada, para un ácido) en estómago pH ≈ 1.5 o en sangre pH ≈ 7.4? Respuesta: en el estómago, ya que es más ácido, favorece HA.
Para una base B: B + H⁺ ⇌ BH⁺. Al disminuir pH (más H⁺), el equilibrio se desplaza hacia la derecha, aumentando BH⁺ (la forma ionizada).
Pregunta de repaso: ¿Dónde habrá más BH⁺ (ionizada) — estómago o sangre? Respuesta: en el estómago, debido al pH más bajo.
Resumen: disminuir pH favorece protonación; para un ácido, la forma protonada (HA) es unión; para una base, la forma protonada (BH⁺) es ionizada.
Se introduce la relación P/U para ver cómo cambia con pH: si pH < pKa, más protonación; si pH > pKa, más desprotonación.

Variación de pH en el cuerpo y solubilidad/absorción (Página 38-40)

Tabla de pH en distintos fluidos: humor acuoso 7.2, sangre 7.4, colon 5–8, duodeno rápido 4.4–6.6, duodeno tras comida 5.2–6.2, saliva 6.4, intestino delgado 6.5, estómago en ayunas 1.4–2.1, estómago tras comida 3–7, sudor 5.4, orina 5.5–7.0.
Implicación farmacéutica: la misma sustancia se ionizará en distintos grados en diferentes zonas del cuerpo.
Conclusión práctica: compuestos básicos no se absorben tan bien en el estómago (pH ácido) como los ácidos; la forma unionizada es típicamente la que difunde más fácilmente en membranas lipídicas.
Mnemónico propuesto: “Un ácido en ácido se vuelve neutral; una base en base se vuelve neutral; un ácido en una base, o una base en un ácido, se vuelve ionizado (cargado)”.

Conclusiones del “Golden Equation” (Páginas 39-41)

Dos factores que determinan P/U: la fortaleza del ácido/base (pKa) y el pH del entorno.
Cuanto menor sea el pH respecto a pKa, mayor fracción protonada; cuanto mayor el pH respecto a pKa, mayor fracción desprotonada.
En estómago (pH bajo), habrá más forma protonada de un ácido (HA) y, para bases, BH⁺; estómago es el lugar donde la mayoría estará protonada/ionizada según la naturaleza de la molécula.
En sangre (pH≈7.4) las fracciones difieren; por ejemplo, para ácidos, HA tiende a ser menos ionizado que A⁻ a pH altos, y para bases BH⁺ tiende a desprotonarse en pH altos.
Nota sobre absorbibilidad: la forma unionizada suele difuminarse mejor a través de membranas lipídicas, por lo que la localización del pH del entorno afecta la absorción.

Reabsorción renal, ion trapping y manipulación del pH (Páginas 42-45)

Fisiología: filtración glomerular y reabsorción de fármacos no polares a través de membranas lipídicas en los túbulos renales.
Ion trapping: alterar el pH de la orina para facilitar la excreción de drogas débiles.
Sustancias acidificantes para orina: NH4Cl (amonio cloruro) – ya no se utiliza en clínica por potenciales daños; no se recomienda.
Sustancias alkalinizantes para orina: NaHCO₃ (bicarbonato de sodio).
Estrategia para sobredosis de ácido (HA): alcalinizar la orina incrementando la forma ionizada A⁻; la forma ionizada no se reabsorbe y se excreta, reduciendo niveles sanguíneos.
Estrategia para sobredosis de base (B): acidificar la orina incrementando BH⁺; la forma ionizada no se reabsorbe y se excreta.
Ejemplo práctico: sobredosis de ácido acetilsalicílico (aspirina); administrar NaHCO₃ intravenoso para alcalinizar la orina y aumentar la fracción de la forma A⁻ para excreción.

Sales de ácidos y bases; formulación y nomenclatura (Páginas 46-53)

Las formas neutras de algunos ácidos/bases pueden ser difíciles de formular; se usan sales para facilitar formulación (granularidad) y solubilidad.
Las sales no contienen el ion libre; existen como iones emparejados en solución (solución iónica). Una sal está formada por el par de iones: un ácido/base y su contrión contrario.
Definiciones y ejemplos:
- Sal de un ácido HA: el anión conjugado A⁻ se combina con un catión como Na⁺, K⁺, NH₄⁺, etc. (Na⁺A⁻, K⁺A⁻, NH₄⁺A⁻). En solución, se disocian prácticamente al instante y A⁻ se intercambia con H⁺ para igualar su equilibrio con HA. Según la ecuación dorada, P = 10^{(pK_a - pH)}, para la especie protonada frente a la desprotonada.
- Sal de una base BH⁺: el catión contrario es Cl⁻, Br⁻, I⁻, etc. Se disocia en BH⁺ y Cl⁻; BH⁺ se corresponde con la forma protonada (ionizada). Nuevamente, la relación P/U se aplica para describir el cociente entre BH⁺ y B.
En la nomenclatura de sales:
- Si la sal contiene un ion negativo, suele indicar que el fármaco es una base y su forma conjugada es BH⁺; muchos contriones se llaman “ate” (p. ej., benzoato, acetato, citrate, fumarato, maleato, phosphate, sulfate, etc.).
- Si la sal contiene un catión positivo simple (Na⁺, K⁺, Ca²⁺, etc.), suele indicar que el fármaco es un ácido; se nombra por el nombre del catión (ej. sodio valproato).
Ejemplos de interpretación a partir de la sal:
- Morfina oral como morphine sulfate: la parte contraria es el anión sulfate (SO₄²⁻); esto indica que la morfina es una base y su conjugado ácido BH⁺ tiene carga positiva.
- Losartan potassium: potasio es K⁺ y la sustancia actúa como ácido; su conjugado base es A⁻.
- Valproato de sodio: indica valproic acid (ácido valpróico) cuyo anión es valproato; la sal es Na⁺ valproato, indicando un ácido con el anión valproato.
Notas finales: la creación de sales facilita la formulación, la disolución y la estabilidad; la sal debe descomponerse en solución para alcanzar el equilibrio entre la especie protonada y desprotonada según la ecuación: $P/U = 10^{(pK_a - pH)}$ , adaptada a la especie de interés (HA/A⁻ o BH⁺/B).
Si necesitas, puedo convertir cada sección a fichas de estudio aún más compactas o ampliar con más ejemplos resueltos para practicar.