Solución tampón

Solución acuosa de un ácido débil y su base conjugada.

Una solución tampón es una solución donde el pH no cambia significativamente incluso con la dilución o incluso si se agrega un ácido o una base a temperatura constante. ^[1] Su pH cambia muy poco cuando se le agrega una pequeña cantidad de ácido o base fuerte . Las soluciones tampón se utilizan como medio para mantener el pH a un valor casi constante en una amplia variedad de aplicaciones químicas. En la naturaleza, existen muchos sistemas vivos que utilizan amortiguadores para regular el pH. Por ejemplo, el sistema amortiguador de bicarbonato se utiliza para regular el pH de la sangre , y el bicarbonato también actúa como amortiguador en el océano .

Principios de almacenamiento en búfer

Figura 1. Titulación simulada de una solución acidificada de un ácido débil ( p K _a = 4,7 ) con álcali

Las soluciones tampón resisten el cambio de pH debido a un equilibrio químico entre el ácido débil HA y su base conjugada A ⁻ :

HA ⇌ H ⁺ + A ⁻

Cuando se agrega un ácido fuerte a una mezcla en equilibrio del ácido débil y su base conjugada, se agregan iones de hidrógeno (H ⁺ ) y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, de acuerdo con el principio de Le Chatelier . Debido a esto, la concentración de iones de hidrógeno aumenta menos de lo esperado para la cantidad de ácido fuerte añadido. De manera similar, si se agrega un álcali fuerte a la mezcla, la concentración de iones de hidrógeno disminuye menos de la cantidad esperada para la cantidad de álcali agregado. En la Figura 1, el efecto se ilustra mediante la valoración simulada de un ácido débil con p K _a  = 4,7. La concentración relativa de ácido no disociado se muestra en azul y la de su base conjugada en rojo. El pH cambia relativamente lentamente en la región tampón, pH = p K _a  ± 1, centrado en pH = 4,7, donde [HA] = [A ⁻ ]. La concentración de iones de hidrógeno disminuye menos de lo esperado porque la mayor parte del ion hidróxido agregado se consume en la reacción.

OH ⁻ + HA → H ₂ O + A ⁻

y solo un poco se consume en la reacción de neutralización (que es la reacción que resulta en un aumento del pH)

OH ⁻ + H ⁺ → H ₂ O.

Una vez que el ácido está desprotonado en más del 95% , el pH aumenta rápidamente porque la mayor parte del álcali agregado se consume en la reacción de neutralización.

Capacidad del búffer

La capacidad tampón es una medida cuantitativa de la resistencia al cambio de pH de una solución que contiene un agente tampón con respecto a un cambio de concentración de ácido o álcali. Se puede definir de la siguiente manera: ^{[2] [3]}

$${\displaystyle \beta ={\frac {dC_{b}}{d(\mathrm {pH} )}},}$$

${\displaystyle dC_{b}}$

$${\displaystyle \beta =-{\frac {dC_{a}}{d(\mathrm {pH} )}},}$$

₁₀⁺d ${\displaystyle dC_{a}}$

Con cualquiera de las definiciones, la capacidad tampón para un ácido débil HA con constante de disociación K _a se puede expresar como ^{[4] [5] [3]}

$${\displaystyle \beta =2.303\left([{\ce {H+}}]+{\frac {T_{{\ce {HA}}}K_{a}[{\ce {H+}}]}{(K_{a}+[{\ce {H+}}])^{2}}}+{\frac {K_{\text{w}}}{[{\ce {H+}}]}}\right),}$$

⁺K _wla autoionización del agua×⁻¹⁴⁺hidronio₃⁺la acuicultura ${\displaystyle T_{\text{HA}}}$

Figura 2. Capacidad tampón β para una solución 0,1 M de un ácido débil con ap K _a  = 7

Esta ecuación muestra que hay tres regiones de mayor capacidad de amortiguación (ver figura 2).

• En la región central de la curva (coloreada en verde en el gráfico), el segundo término es dominante y
  $${\displaystyle \beta \approx 2.303{\frac {T_{{\ce {HA}}}K_{a}[{\ce {H+}}]}{(K_{a}+[{\ce {H+}}])^{2}}}.}$$
  La capacidad tampón aumenta hasta un máximo local a pH =  pK _a . La altura de este pico depende del valor de pK _a . La capacidad tampón es insignificante cuando la concentración [HA] del agente tampón es muy pequeña y aumenta al aumentar la concentración del agente tampón. ^[3] Algunos autores muestran sólo esta región en gráficos de capacidad de buffer. ^[2]
  La capacidad tampón cae al 33% del valor máximo a pH = p K _a ± 1, al 10% a pH = p K _a ± 1,5 y al 1% a pH = p K _a ± 2. Por esta razón el rango más útil es aproximadamente p K _a  ± 1. Al elegir un tampón para usar a un pH específico, debe tener ap K _un valor lo más cercano posible a ese pH. ^[2]
• Con soluciones fuertemente ácidas, pH inferior a aproximadamente 2 (coloreado en rojo en el gráfico), domina el primer término de la ecuación y la capacidad tampón aumenta exponencialmente al disminuir el pH:
  $${\displaystyle \beta \approx 10^{-\mathrm {pH} }.}$$
  Esto se debe al hecho de que los términos segundo y tercero se vuelven insignificantes a pH muy bajo. Este término es independiente de la presencia o ausencia de un agente tampón.
• En soluciones fuertemente alcalinas, con un pH superior a aproximadamente 12 (coloreado en azul en el gráfico), domina el tercer término de la ecuación y la capacidad tampón aumenta exponencialmente al aumentar el pH:
  $${\displaystyle \beta \approx 10^{\mathrm {pH} -\mathrm {p} K_{\text{w}}}.}$$
  Esto se debe al hecho de que el primer y segundo términos se vuelven insignificantes a pH muy alto. Este término también es independiente de la presencia o ausencia de un agente tampón.

Aplicaciones de los buffers

El pH de una solución que contiene un agente tampón sólo puede variar dentro de un rango estrecho, independientemente de qué más pueda estar presente en la solución. En los sistemas biológicos esta es una condición esencial para que las enzimas funcionen correctamente. Por ejemplo, en la sangre humana una mezcla de ácido carbónico (H
₂CO
₃) y bicarbonato (HCO⁻
₃) está presente en la fracción plasmática ; este constituye el principal mecanismo para mantener el pH de la sangre entre 7,35 y 7,45. Fuera de este estrecho rango (7,40 ± 0,05 unidades de pH), se desarrollan rápidamente condiciones metabólicas de acidosis y alcalosis , que en última instancia conducen a la muerte si no se restablece rápidamente la capacidad amortiguadora correcta.

Si el valor del pH de una solución sube o baja demasiado, la eficacia de una enzima disminuye en un proceso, conocido como desnaturalización , que suele ser irreversible. ^[6] La mayoría de las muestras biológicas que se utilizan en la investigación se mantienen en una solución tampón, a menudo solución salina tamponada con fosfato (PBS) a pH 7,4.

En la industria, los agentes tampón se utilizan en procesos de fermentación y para establecer las condiciones correctas para los tintes utilizados en la coloración de tejidos. También se utilizan en análisis químicos ^[5] y calibración de medidores de pH .

Agentes tamponadores simples

Para tampones en regiones ácidas, el pH se puede ajustar a un valor deseado añadiendo un ácido fuerte como el ácido clorhídrico al agente tampón particular. Para los tampones alcalinos, se puede añadir una base fuerte como el hidróxido de sodio . Alternativamente, se puede preparar una mezcla tampón a partir de una mezcla de un ácido y su base conjugada. Por ejemplo, se puede preparar un tampón de acetato a partir de una mezcla de ácido acético y acetato de sodio . De manera similar, se puede preparar un tampón alcalino a partir de una mezcla de la base y su ácido conjugado.

Mezclas de tampón "universales"

Combinando sustancias con valores de p K _a que difieren solo en dos o menos y ajustando el pH, se puede obtener una amplia gama de tampones. El ácido cítrico es un componente útil de una mezcla tampón porque tiene tres valores de p K _a , separados por menos de dos. El rango de buffer se puede ampliar agregando otros agentes buffer. Las siguientes mezclas ( soluciones tampón de McIlvaine ) tienen un rango de tampón de pH de 3 a 8. ^[7]

Se puede preparar una mezcla que contenga ácido cítrico , fosfato monopotásico , ácido bórico y ácido dietilbarbitúrico para cubrir el rango de pH de 2,6 a 12. ^[8]

Otros amortiguadores universales son el amortiguador Carmody ^[9] y el amortiguador Britton-Robinson , desarrollado en 1931.

Compuestos tampón comunes utilizados en biología.

Para conocer el alcance efectivo, consulte Capacidad del buffer, más arriba. Consulte también los amortiguadores de Good para conocer los principios de diseño históricos y las propiedades favorables de estas sustancias amortiguadoras en aplicaciones bioquímicas.

1. Tris es una base, el p K _a = 8,07 se refiere a su ácido conjugado.

Calcular el pH del tampón

Ácidos monopróticos

Primero escribe la expresión de equilibrio.

HA ⇌ A ⁻ + H ⁺

Esto muestra que cuando el ácido se disocia, se producen cantidades iguales de iones y aniones de hidrógeno. Las concentraciones de equilibrio de estos tres componentes se pueden calcular en una tabla ICE (ICE significa "inicial, cambio, equilibrio").

La primera fila, denominada I , enumera las condiciones iniciales: la concentración de ácido es C ₀ , inicialmente no disociado, por lo que las concentraciones de A ⁻ y H ⁺ serían cero; y es la concentración inicial de ácido fuerte añadido , como el ácido clorhídrico. Si se agrega un álcali fuerte, como hidróxido de sodio, entonces y tendrá un signo negativo porque el álcali elimina los iones de hidrógeno de la solución. La segunda fila, denominada C por "cambio", especifica los cambios que ocurren cuando el ácido se disocia. La concentración de ácido disminuye en una cantidad − x , y las concentraciones de A ⁻ y H ⁺ aumentan en una cantidad + x . Esto se desprende de la expresión de equilibrio. La tercera fila, denominada E para "equilibrio", suma las dos primeras filas y muestra las concentraciones en equilibrio.

Para encontrar x , use la fórmula para la constante de equilibrio en términos de concentraciones:

$${\displaystyle K_{\text{a}}={\frac {[{\ce {H+}}][{\ce {A-}}]}{[{\ce {HA}}]}}.}$$

Sustituya las concentraciones con los valores que se encuentran en la última fila de la tabla ICE:

$${\displaystyle K_{\text{a}}={\frac {x(x+y)}{C_{0}-x}}.}$$

Simplificar a

$${\displaystyle x^{2}+(K_{\text{a}}+y)x-K_{\text{a}}C_{0}=0.}$$

Con valores específicos para C ₀ , K _a e y , esta ecuación se puede resolver para x . Suponiendo que pH = −log ₁₀ [H ⁺ ], el pH se puede calcular como pH = −log ₁₀ ( x  +  y ).

Ácidos polipróticos

% de formación de especies calculado para una solución de ácido cítrico de 10 milimolar

Los ácidos polipróticos son ácidos que pueden perder más de un protón. La constante de disociación del primer protón se puede indicar como K _a1 , y las constantes de disociación de protones sucesivos como Ka2 , etc. El ácido cítrico es un ejemplo de ácido poliprótico H _{3 A} , ya que puede perder tres protones.

Cuando la diferencia entre valores sucesivos de p K _a es menor que aproximadamente 3, hay superposición entre el rango de pH de existencia de las especies en equilibrio. Cuanto menor sea la diferencia, mayor será la superposición. En el caso del ácido cítrico, el solapamiento es amplio y las soluciones de ácido cítrico están tamponadas en todo el rango de pH de 2,5 a 7,5.

El cálculo del pH con un ácido poliprótico requiere realizar un cálculo de especiación . En el caso del ácido cítrico, esto implica la solución de las dos ecuaciones de balance de masa:

$${\displaystyle {\begin{aligned}C_{{\ce {A}}}&=[{\ce {A^3-}}]+\beta _{1}[{\ce {A^3-}}][{\ce {H+}}]+\beta _{2}[{\ce {A^3-}}][{\ce {H+}}]^{2}+\beta _{3}[{\ce {A^3-}}][{\ce {H+}}]^{3},\\C_{{\ce {H}}}&=[{\ce {H+}}]+\beta _{1}[{\ce {A^3-}}][{\ce {H+}}]+2\beta _{2}[{\ce {A^3-}}][{\ce {H+}}]^{2}+3\beta _{3}[{\ce {A^3-}}][{\ce {H+}}]^{3}-K_{\text{w}}[{\ce {H+}}]^{-1}.\end{aligned}}}$$

C _A es la concentración analítica del ácido, CH es la _{concentración} analítica de iones de hidrógeno añadidos, β _q son las constantes de asociación acumulativas . K _w es la constante de autoionización del agua . Hay dos ecuaciones simultáneas no lineales en dos cantidades desconocidas [A ³⁻ ] y [H ⁺ ]. Hay muchos programas de computadora disponibles para hacer este cálculo. El diagrama de especiación del ácido cítrico se elaboró ​​con el programa HySS. ^[11]

NB La numeración de las constantes generales acumulativas es la inversa de la numeración de las constantes de disociación por pasos.

Las constantes de asociación acumulativa se utilizan en programas informáticos de uso general como el que se utiliza para obtener el diagrama de especiación anterior.

Ver también

• Ecuación de Henderson-Hasselbalch
• Agente intermediario
• Los amortiguadores del bien
• Efecto de ion común
• Tampón de iones metálicos
• Tampón redox mineral

Referencias

1. J. Gordon Betts (25 de abril de 2013). "Compuestos inorgánicos esenciales para el funcionamiento humano". Anatomía y fisiología. AbiertoStax. ISBN 978-1-947172-04-3. Consultado el 14 de mayo de 2023 .
2. Skoog, Douglas A.; Oeste, Donald M.; Grite, F. James; Agacharse, Stanley R. (2014). Fundamentos de química analítica (9ª ed.). Brooks/Cole. pag. 226.ISBN _ 978-0-495-55828-6.
3. Urbansky, Edward T.; Schock, Michael R. (2000). "Comprensión, derivación y cálculo de la capacidad de búfer". Revista de Educación Química . 77 (12): 1640-1644. Código Bib : 2000JChEd..77.1640U. doi :10.1021/ed077p1640.
4. Mayordomo, JN (1998). Equilibrio iónico: cálculos de solubilidad y pH . Wiley. págs. 133-136. ISBN 978-0-471-58526-8.
5. Hulanicki, A. (1987). Reacciones de ácidos y bases en química analítica . Traducido por Masson, Mary R. Horwood. ISBN 978-0-85312-330-9.
6. Escorpio, R. (2000). Fundamentos de ácidos, bases, tampones y su aplicación a sistemas bioquímicos . ISBN 978-0-7872-7374-3.
7. McIlvaine, TC (1921). "Una solución tampón para comparación colorimétrica" ​​(PDF) . J. Biol. química . 49 (1): 183–186. doi : 10.1016/S0021-9258(18)86000-8 . Archivado (PDF) desde el original el 26 de febrero de 2015.
8. Mendham, J.; Denny, RC; Barnes, JD; Thomas, M. (2000). "Apéndice 5". Libro de texto de Vogel sobre análisis químico cuantitativo (5ª ed.). Harlow: Educación Pearson. ISBN 978-0-582-22628-9.
9. Carmody, Walter R. (1961). "Serie de tampones de amplia gama de fácil preparación". J. química. Educar . 38 (11): 559–560. Código bibliográfico : 1961JChEd..38..559C. doi :10.1021/ed038p559.
10. "Centro de referencia de búfer". Sigma-Aldrich. Archivado desde el original el 17 de abril de 2009 . Consultado el 17 de abril de 2009 .
11. Alderighi, L.; Gans, P.; Ienco, A.; Peters, D.; Sabatini, A.; Vacca, A. (1999). "Simulación y especiación de Hyperquad (HySS): un programa de utilidad para la investigación de equilibrios que involucran especies solubles y parcialmente solubles". Revisiones de Química de Coordinación . 184 (1): 311–318. doi :10.1016/S0010-8545(98)00260-4. Archivado desde el original el 4 de julio de 2007.

enlaces externos

"Tampones biológicos". Dispositivos ALCANCE.