Amortiguadora

ustancia con pH 7, el correspondiente al agua, se denomina neutra. Las de valor inferior a 7, se consideran ácidas y las superiores a 7 básicas o alcalinas.

1.4. Ácidos y bases fuertes y débiles

Son ácidos o bases fuertes los que al disociarse lo hacen de forma total. Ejemplo:

• Clorhídrico, sulfúrico, en el caso de los ácidos

HCl -------------> Cl- + H+

H2SO4 -------------> SO42- + 2H+

• Hidroxido de sodio y potasio en el caso de las bases

NaOH ----------> Na+ + OH-

KOH ----------> K+ + OH-

Los ácidos y bases débiles se disocian de modo parcial. Ejemplo:

• El acético y el carbónico, respecto a los ácidos débiles

HCH3COO <---------------> CH3COO- + H+

H2CO3 <---------------> HCO3- + H+

• El hidróxido de amonio, respecto a las bases débiles

NH4OH <---------------> NH3+ + OH-

1 Amortiguadores, buffer o tampones

El pH de los medios biológicos es una constante fundamental para el mantenimiento de los procesos vitales. La acción enzimática y las transformaciones químicas de las células se realizan dentro de unos estrictos márgenes de pH. En humanos los valores extremos compatibles con la vida y con el mantenimiento de funciones vitales oscilan entre 6,8 y 7,8; siendo el estrecho margen de 7,35 a 7,45 el de normalidad. También en el trabajo de laboratorio, es imprescindible el mantenimiento de un pH para la realización de muchas reacciones químico-biológicas. Los sistemas encargados de evitar grandes variaciones del valor de pH son los denominados “amortiguadores, buffer, o tampones”. Son por lo general soluciones de ácidos débiles y de sus bases conjugadas o de bases débiles y sus ácidos conjugados. Los amortiguadores resisten tanto a la adición de ácidos como de bases.

1.6. Ecuación de Henderson-Hasselbalch. Concepto de pK

La concentración de H+ está vinculada a la naturaleza del electrolito débil. Considerando un ácido débil, de modo genérico como HAc, su equilibrio de disociación sería:

HAc <--------------------> Ac- + H+

Aplicando la ley de acción de masas, la constante de equilibrio K será:

K = ( Ac- ) x ( H+ ) / (HAc )

despejando ( H+)

K x (HAc )

( H+ ) = --------------------

( Ac- )

aplicando logaritmos

log ( H+ ) = log K + log (HAc ) - log ( Ac- )

multiplicando por -1

- log (H+ ) = - log K - log (HAc ) + log ( Ac- )

Si hacemos que

• - log ( H+ ) = pH

• - log K = pK

Se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbalch

pH = pK + log ( base ) / ( ácido )

Si en la ecuación la concentración de ácido es igual a la de la base, el cociente es 1, siendo el log de 1 = 0, se tiene que

pH = pK

por tanto,

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