Soluciones Buffer

Concepto de Soluciones buffer:

Estas soluciones también reciben el nombre de soluciones reguladoras o soluciones “buffer”. Su particularidad es que pueden resistir cambios de pH ante el agregado de ácidos o bases. Están formadas por un ácido débil y su base conjugada o por una base débil y su ácido conjugado.

La importancia de las soluciones buffer reside en que explican uno de los mecanismos por los cuales se mantiene constante el pH en los procesos químicos de los seres vivos. También, muchas veces, en los laboratorios es necesario realizar reacciones químicas manteniendo constante el pH.

Tomemos como ejemplo una solución acuosa que contiene ácido etanoico: CH3COOH (ácido débil) y etanoato de sodio: CH3COONa, la cual aporta la base conjugada del ácido (CH3COO -).

Las reacciones que se producen son:

CH3COOH + H2O CH3COO - + H3O + (disociación del ácido)

CH3COONa CH3COO - + Na + (disociación de la sal)

También se producirá la hidrólisis del anión:

CH3COO - + H2O CH3COOH + OH -

Considerando una solución reguladora compuesta de un ácido débil y su sal, el equilibrio de disolución

HA H + + A -

La constante de equilibrio puede expresarse de la siguiente manera:

Ka= [H^+ ][A^- ]/[HA]

A partir de la cual la concentración de iones hidrógeno se puede expresar como:

[H^+ ]=Ka [HA ]/[A^- ]

El ácido libre presente está prácticamente sin disociar, debido a la gran cantidad de anión A^- que se origina de la sal. La concentración total del ácido será aproximadamente igual a la concentración del ácido sin disociar.

Ca ≈ [HA]

Por la misma razón la concentración total de la sal, Cs será aproximadamente igual a la concentración del anión:

Cs ≈ [A^- ]

Combinando las ecuaciones (i), (ii), (iii) podemos expresar la concentración de iones hidrógeno como

[H^+ ]=K_a C_a/C_s

Se considera al pH como:

pH = pKa + logC_S/C_a

Similarmente, si la solución reguladora está hecha de una base débil MOH y su sal, que contiene el catión M+, el equilibrio de disociación que prevalece en tal solución es a partir del cual la constante de equilibrio de disociación se puede expresar como

Kb= [M^+ ][〖OH〗^- ]/[MOH]

Tomando las consideraciones anteriores, podemos decir que la concentración total de la base Cb y la concentración total de la sal Cs

Cb ≈ [MOH]

Y

Cs ≈ [M^+ ]

Componentes de una Solución Buffer

Tampones ácido débil/base conjugada

Una disolución que contiene un ácido débil HA y su base conjugada A- puede ser ácida, neutra, o básica, dependiendo de la posición de dos equilibrios competitivos:

HA + H2O H3O + A- Ka= [H^+ ][A^- ]/[HA]

A- + H2O OH- + HA Kb= [M^+ ][〖OH〗^- ]/[MOH]

Si el primer equilibrio domina con respecto al segundo la disolución es ácida, si domina el segundo equilibrio, la disolución es básica. Las expresiones de estas dos constantes de equilibrio muestran que las concentraciones relativas de los iones hidronio e hidroxilo dependen no sólo de los valores de Ka y Kb sino también de la relación de las constantes del ácido y de su base conjugada.

Tampones base débil/ácido conjugado

El cálculo de la concentración de ión hidróxido de una disolución que contiene una base débil y su ácido conjugado es enteramente análogo al expuesto anteriormente.

Mecanismos de una solución buffer cuando se adiciona un ácido o base fuerte

Supongamos un amortiguador constituido de ácido acético y acetato de sodio. El ácido estará parcialmente disociado estableciendo un equilibrio entre las partículas de ácido sin disociar los iones hidrógenos y los iones de base conjugada. El acetato de sodio, como todas las sales, está disociado completamente y, por esta causa, el ión acetato procedente de la sal desplaza el equilibrio hacia la formación de ácido, disminuyendo la concentración de hidrogeniones libres. La presencia conjunta de la sal y el ácido hace decrecer la acidez libre. Si las cantidades de sal y ácido son del mismo orden de magnitud, la concentración de iones hidrógenos se regulará por la reacción de equilibrio del ácido, es decir

CH3-COOH ↔ CH3-COO - + H+

Si añadimos al sistema un ácido fuerte, por ejemplo ácido clorhídrico, se produce un aumento instantáneo de la concentración de iones hidrógenos, los cuales son neutralizados por la base conjugada del ácido liberando así, una cantidad equivalente de ácido débil.

Si añadimos al sistema una base fuerte, por ejemplo hidróxido de sodio, los iones hidroxilos consumen rápidamente iones hidrógenos del sistema para formar agua, lo que provoca la transformación de una parte del ácido acético libre en acetato que es una base menos fuerte que el hidróxido de sodio.

La utilidad de las mezclas amortiguadoras en la regulación del equilibrio ácido-base del plasma sanguíneo, estriba precisamente en la posibilidad de mantener la concentración de iones hidrógeno dentro de límites estrechos, que con razón puede considerarse invariable. El pH se puede mantener muy aproximadamente al nivel que convenga, escogiendo las mezclas adecuadas. Por un ejemplo, con un determinado amortiguador el pH de una cierta reacción puede ser tres, y con otro amortiguador la misma reacción se puede estudiar a pH ocho.

Cálculo de Ph

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

L. J. Henderson era un médico que escribió la fórmula [H+] = Ka[ácido]/[base] en un artículo de fisiología en 1908, un año antes que se introdujera el término “tampón” y el concepto de Ph, ideado por el biólogo Sorensen. En 1916 K. A. Hasselbach escribió una revista de bioquímica de lo que hoy día llamamos ecuación de Henderson-Hasselbalch.

La ecuación de Henderson-Hasselbalch da el pH de una disolución, siempre que se conozca la relación de concentraciones del ácido y base conjugados y el pKa del ácido. Si se prepara una disolución a partir de una base débil B y su ácido conjugado BH+, entonces:

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