Calculo del pH en disoluciones tapón

Introducción

Un tampón, buffer, solución amortiguadora o solución reguladora es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes. Este hecho es de vital importancia, ya que solamente un leve cambio en la concentración de hidrogeniones en la célula puede producir un paro en la actividad de las enzimas.

Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto ion común y las diferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de ácido o base desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene una consecuencia menor sobre el pH.

Cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de la constante de equilibrio del ácido o base empleado. Son importantes en el laboratorio y en la industria, y también en la química de la vida. Tampones típicos son el par amoníaco-catión amonio, ácido acético-anión acetato, anión carbonato-anión bicarbonato, ácido cítrico-anión citrato o alguno de los pares en la disociación del ácido fosfórico.

Calculo del pH en disoluciones tapón

Frecuentemente se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch para el cálculo del pH en soluciones reguladoras, esta ecuación no es aplicable en todos los casos, ya que para su deducción se realiza una serie de suposiciones. Esta ecuación suele proporcionar resultados incorrectos cuando las concentraciones del ácido y su base conjugada (o de la base y su ácido conjugado) son bajas. Para el cálculo del pH, se debe saber el pKa del ácido y la relación entre la concentración de sal y ácido.

El pKa de un ácido débil se obtiene a partir de su constante de acidez (Ka) y es específico para cada ácido. Supongamos que disponemos de una determinada cantidad de un ácido débil, por ejemplo, ácido láctico de concentración 10 mM. Sabemos, que la concentración de su sal conjugada, el lactato, es de 2 mM y que el pKa ácido del ácido láctico és 3,86. Por tanto, podemos calcular el pH del ácido láctico en una solución acuosa sin ningún tipo de sistema tamponador con la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

CH3-CHOH-COOH CH3-CHOH-COO- + H+

pH = 3,86 + log (2 mM/ 10mM) = 3,86 - 0,7 = 3,16

Por tanto, el pH de una solución acuosa de ácido láctico de concentración 10 mM, sin la intervención de ningún tampón es 3,16. Es decir que si esto se produjese en el líquido intracelular y no existieran las soluciones amortiguadoras su pH estándar de 7,4 bajaría bruscamente hasta 3,16. Sin embargo, esto no ocurre en nuestro organismo gracias a los tampones químicos.

Si reflexionamos sobre la ecuación de Henderson-Hasselbalch se deduce que el pH del sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre sal y ácido, y no de sus concentraciones absolutas. Es decir que si vamos añadiendo agua al sistema variarán las concentraciones absolutas de cada sustancia, pero no su cociente de concentraciones. No obstante, si la dilución es muy grande, el equilibrio del ácido y su sal conjugada se desplaza hacia los productos y, por tanto, aumenta la sal y disminuye el ácido, entonces el cociente sal/ácido aumenta muy significativamente.

Según la Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry, base es toda sustancia capaz de aceptar protones, y ácido es aquella capaz de cederlos. Una consecuencia de lo anterior es que existe la reversiblidad de la transferencia de protones, ya que al ceder un protón, un ácido HA, la parte restante: A-, sería capaz de aceptar este H+, o sea, se comportaría como una base, la cual es conocida como base conjugada.

Los principales buffers orgánicos:

1- bicarbonato/acido carbónico

2- hemoglobinato/hemoglobina

3- fosfato/acido fosforito

4- acetato/* acido acético

5- proteinato/ proteína

Ácidos fuertes y débiles - Los fuertes son aquellos que se ionizan totalmente, o casi totalmente en el agua. En sus soluciones diluidas donan su protón o protones ácidos al agua para formar iones hidronio. Ej: ácido clorhídrico, ácido bromhídrico, ácido yodhídrico, ácido sulfúrico, ácido nítrico y ácido perclórico. Los débiles son los que se ionizan en pequeña proporción en solución diluida. Ej: ácido acético y ácido carbónico.

Bases fuertes y débiles - Las fuertes se ionizan totalmente o casi totalmente en agua. En solución los iones hidróxido participan en las reacciones características de las soluciones alcalinas. Ej: hidróxido de sodio, hidróxidos de los metales alcalinos, hidróxido de calcio, hidróxido de estroncio e hidróxido de bario; todos son completamente iónicos y solubles en agua con excepción del hidróxido de calcio. Lo antes mencionado es lo contrario de las débiles. Todos los hidróxidos de los metales de transición son bases débiles y su solubilidad en agua es escasa. Ej: hidróxido de magnesio, conocido como leche de magnesia, es una base tan poco soluble que se puede ingerir sin peligro.

Para considerar a una sustancia como buffer debe resistir los cambios de pH

Adición de ácido

Adición de base

Adición de sales neutras

Adición de más disolvente

Cambio de temperatura

Na2CO3: Llamado también carbonato de sodio o carbonato sódico es una sal blanca y translúcida de fórmula química Na2CO3, usada entre otras cosas en la fabricación de jabón, vidrio y tintes. Es conocido comúnmente como barrilla, natrón, sosa Solway, sosa Solvay,sosa Ash, ceniza de soda y sosa.

Estado de agregación: Solido (polvo blanco)

Densidad: 2540kg/m^3 2.54 g/cm^3

Masa molar 105.9885g/mol

Punto de fusión: 1124k sea 851°C

Punto de ebullición: 1873k 1600°C

NaHCO3: El bicarbonato de sodio (también llamado bicarbonato sódico, hidrogeno carbonato de sodio o carbonato ácido de sodio) es un compuesto sólido cristalino de color blanco muy soluble en agua, con un ligero sabor alcalino parecido

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