Soluciones Buffer

Introducción.

Las enzimas que catalizan la mayoría de los procesos Bioquímicos son generalmente activas sólo dentro de un rango pequeño de pH. Es esencial pues, que los organismos vivos tengan algún sistema para controlar el pH de las mezclas acuosas en las cuales actúan las enzimas. Estos “controles de pH” deberán evitar fluctuaciones grandes de la acidez del medio ambiente cuando se presentan especies químicas conocidas como ácidos y bases.

Por ejemplo, la sangre se mantiene a un pH aproximado de 7,4; rara vez este valor varía en más de 0,1 unidades de pH, una variación de ±0,4 unidades o más podría causar la muerte.

La composición de los sistemas de control de pH a nivel celular, son generalmente complejos, pero los principios básicos de su funcionamiento son relativamente simples.

Las soluciones que resisten cambios de pH son llamadas soluciones amortiguadoras, tampones o simplemente buffer.

En este módulo revisaremos los principios básicos del funcionamiento, composición y propiedades de una solución amortiguadora. Para comprender fácilmente esta materia debes dominar los conceptos del equilibrio-iónico (teorías ácido-base) y el principio de Le Chatelier.

I.- Efecto del ion común.

• Un ácido débil, HX, disocia en agua según la ecuación:

HX H+ + X-

• Por otro lado, una sal (electrolito fuerte) derivada de este ácido, por ejemplo NaX, disocia en agua según la ecuación:

NaX Na+ + X-

• Si ahora colocamos el ácido y su sal derivada en el mismo recipiente, ambos compuestos disocian simultáneamente en solución acuosa.

HX H+ + X-

NaX Na+ + X-

• Recordemos que:

• Por lo tanto, de acuerdo al principio de Le Chatelier:

Al agregar iones X - provenientes de la sal (NaX) a una solución de ácido débil (HX) el equilibrio se desplazará hacia el reactivo, es decir hacia el ácido no disociado

HX H+ + X-

“Se desplaza el equilibrio hacia la izquierda, disminuye la concentración de protones [H+], es decir, el ácido disocia muy poco”

II.- Cambios del pH y pOH de una solución por efecto del ion común.

Para determinar el pH de esta solución formada por el ácido débil y la sal derivada, debe considerarse lo siguiente:

• Solución de ácido débil:

HX (ac) H+(ac) + X-(ac)

• Su constante de equilibrio esta expresada como:

[H+] [X-] Ka [HX]

Ka = reordenado para despejar [H+] [H+] =

[HX] [X-]

• Si a la última ecuación [H+] = (Ka [HX])/([X^-]) le aplicamos menos logaritmo a ambos lados:

-log [H+] = -log Ka -log ( [HX])/([X^-]) o bien

-log [H+] = -log Ka + log([X^-])/( [HX])

• Ahora bien pH = -log [H+] y pKa = -log Ka, por lo tanto:

• Esta ecuación tiene varias representaciones

1) pH = pKa + log([base conjugada])/( [acido])

Debido a que el anión (X-) es la base conjugada del ácido débil (HX), según la teoría de Bronsted-Lowry.

2) pH = pKa + log([Sal])/( [acido])

Esto se debe a que la concentración de X- depende principalmente de la concentración de sal que disocia, si esta concentración es muy grande.

Ejemplo: Supongamos que tenemos una solución que contiene un ácido débil (HX) de concentración 0,2M, cuya constante de acidez es Ka = 1,75 • 10-5, y una sal (NaX) de concentración 0,4M.

- En solución tendremos:

HX H+ + X –

NaX Na+ + X –

HX H+ + X – y NaX Na+ + X –

Inicial 0,2 0 0 inicial 0,4 0 0

disociado 0,2 - x x x disociado 0 0,4 0,4

- Por lo tanto en solución

[HX] = 0,2 – x

[H+] = x

[X-]total = [X-]ácido + [X-]sal = x + 0,4

[Na+] = 0,4

Como ya hemos visto por el principio de Le Chatelier (efecto del ion común) el equilibrio en la disociación del ácido esta desplazado hacia la izquierda

HX H+ + X –

NaX Na+ + X –

- Luego el valor x, en la disociación del ácido debe ser muy pequeño (es un ácido débil), es decir despreciable entonces

[HX] = 0,2 - x = 0,2

[H+] = x

[X-]total = x + 0,4

[Na+] = 0,4

- Si reemplazamos estos valores en la ecuación de Henderson-Hasselbalch tendremos

pH = pKa + log([X^-])/( [HX])

pH = pKa + log([0,4])/( [0.2])

- Luego el pH de esta solución será:

si Ka = 1,75 • 10-5

pKa = -log Ka

pKa = - (log 1,75 • 10-5)

pKa = -(- 4,757) ⇒ pKa = 4,757

Entonces,

pH = pKa + log([0,4])/( [0.2])

pH = 4,757 + log([0,4])/( [0.2])

pH = 4,757 + log 2

pH = 4,757 + 0,301

pH = 5,058

Veamos otro ejemplo.

A) Calculemos el pH de una solución 0,5M de ácido acético (CH3COOH) Ka = 1,8 • 10-5.

Como es un ácido débil y su concentración es alta, podemos aplicar:

[H+] = √(Ka Co)

[H+] = √((1,8 • 〖10〗^(-5)) (0,5))

[H+] = 3,0 • 10-3

si pH = -log [H+], entonces

pH = -(log 3,0 • 10-3)

pH = -(-2,522)

pH = 2,522

B) Calcularemos ahora el pH de una solución formada por ácido acético 0,5M y acetato de sodio 0,5M (CH3COONa).

Tenemos “efecto de ion común” por lo tanto:

pH = pKa + log([Sal])/( [acido])

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