MODULO DE AUTOINSTRUCCIÓN

MODULO DE AUTOINSTRUCCIÓN

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

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 modulo 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 -

Fíjate que las dos disociaciones producen el ion X -

NaX Na+ + X - “Un Ion Común”

• Recordemos que:

Ácido débil: disocia o ioniza parcialmente en solución.

Electrolito fuerte: disocia o ioniza completamente en solución.

• 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”

El ion común X- provoca el desplazamiento de esta reacción en equilibrio

El desplazamiento de los equilibrios causados por la adición de un compuesto que contiene un ion común con la sustancia en equilibrio se llama Efecto del ion común.

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

El ion común determina cambios de pH y pOH de una solución formada por un ácido o base con su sal derivada.

Si se tiene sólo ácido en solución, la [H+] de la solución estará determinada por la concentración inicial del ácido y por el valor de su Ka a una determinada temperatura.

Sin embargo si agregamos la sal con el ion común se “inhibirá” la disociación del ácido, desplazando el equilibrio hacia la izquierda HX H+ + X -

lo que disminuye la [H+] en solución

Así, la solución que contenga ácido y su sal será menos ácida (tendrá un pH mayor) que la solución que sólo contiene ácido.

¿Cómo determinaremos su pH?

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-]

Ka [HX]

• si a la última ecuación [H+] = le aplicamos menos logaritmo a ambos lados:

[X-]

[HX]

-log [H+] = -log Ka -log o bien

[X-]

[X-]

-log [H+] = -log Ka + log

[HX]

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

[X-]

pH = pKa + log

[HX]

Esta ecuación se conoce como ecuación de Henderson-Hasselbalch, que se deduce de la expresión de la constante de equilibrio.

Nos permite calcular el pH de una solución formada por un ácido débil y su sal derivada, sin importar el origen del anión (X-), es decir, sólo del ácido o si proviene del ácido y la sal.

• Esta ecuación tiene varias representaciones

[base conjugada]

1) pH = pKa + log

[ácido]

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

[Sal]

2) pH = pKa + log

[ácido]

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)

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