DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS

 

 
 

Las disoluciones amortiguadoras son capaces de mantener el pH casi sin cambios después de añadir pequeñas cantidades tanto de ácidos como de bases.

Una disolución amortiguadora suele obtenerse mezclando un ácido débil y una sal de su base conjugada. También se puede obtener mezclando una base débil y una sal de su ácido conjugado. En ambos casos, la sal debe estar formada con iones no hidrolizables (iones espectadores).

Como ejemplos de disoluciones amortiguadoras se suelen citar las formadas por ácido acético y acetato de sodio, o por amoniaco y cloruro de amonio. En estos casos los iones espectadores serían: ion sodio e ion cloruro.

Es posible que la disolución amortiguadora más importante es la que regula el pH de la sangre. En este caso el ácido débil es el ácido carbónico (formado por la disolución de dióxido de carbono en agua) y su base conjugada es el ion bicarbonato. Gracias a este sistema químico, la sangre puede mantener un pH normal entre 7,35 y 7,45 a pesar de aportaciones ácidas o básicas. Por ejemplo, la aportación de ácido láctico que se produce después de hacer ejercicio físico.

La presencia de ácido láctico en la sangre provoca que el equilibrio se desplace hacia la izquierda. Los iones bicarbonato se unen a iones hidronio y producen ácido carbónico que se descompone en dióxido de carbono y agua. Este aumento de dióxido de carbono en la sangre es eliminado en los pulmones. En definitiva, la sangre dispone de un mecanismo para eliminar el exceso de ácido que puede llegar a ella.

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¿Por qué pueden regular el pH?

¿Qué le ocurre a una disolución de ácido acético si se le añade una cierta cantidad de acetato de sodio?

Cuando disolvemos ácido acético en agua se establece un equilibrio ácido/base:

Si a esta disolución añadimos acetato de sodio debemos tener en cuenta que esta sal es un electrolito fuerte que en agua estará completamente disociado. Por tanto, aunque el ion sodio actuará como espectador, el ion acetato si afectará al equilibrio anterior (efecto del ion común). Según el Principio de Le Chatelier, un aumento en la concentración de iones acetato desplazará el equilibrio hacia la izquierda, eliminando del medio iones acetato e iones hidronio. Por tanto, el pH resultante debe ser mayor que el que tenía la disolución del ácido solo. Esto es coherente con el hecho de que el acetato de sodio tiene una disolución básica a causa de la hidrólisis del ion acetato.

Los pH típicos de las disoluciones ácido acético y ácido acético/acetato son 2,7 y 4,7 respectivamente.

¿Qué ocurre en el sistema acético/acetato (disolución amortiguadora) si se le añade cierta cantidad de ácido o de base?

Si al sistema acético/acetato se le añade una cierta cantidad de ácido (por ejemplo HCl), los iones hidronio producidos reaccionan con los iones acetato transformándolos en moléculas de ácido acético. El resultado global es que los iones hidronio que deberían acidificar la disolución han sido removidos del medio. En consecuencia el pH cambia poco (mucho menos que en agua pura).

Algo parecido ocurre si añadimos una base (por ejemplo NaOH). Los iones hidroxilo producidos reaccionan con las moléculas de ácido acético transformándolas en iones acetato. El resultado es que los iones hidroxilo que deberían alcalinizar la disolución han sido eliminados del medio. En consecuencia el pH, aunque aumenta, lo hace mucho menos que en agua pura.

EJEMPLO

Supongamos una disolución de ácido fórmico de concentración 0,15 M. Sabiendo su Ka, podríamos determinar su grado de disociación y su pH

Como corresponde a un ácido débil, su grado de disociación es pequeño (3,44 %) y el pH = 2,29

¿Qué pH tendría la disolución anterior si añadimos formiato de sodio (sólido) hasta que la disolución alcanza una concentración 0,1 M de esta sal? ¿Cuál sería el grado de disociación del ácido fórmico en esta nueva disolución?

De acuerdo con el Principio de Le Chatelier, al añadir iones formiato al medio, el equilibrio del ácido fórmico se debe desplazar de derecha a izquierda. Por tanto, deben quedar menos iones hidronio en el medio (el pH debe aumentar) y el grado de disociación del ácido fórmico debe disminuir (aumenta la cantidad de ácido fórmico).

Efectivamente, al añadir acetato de sodio a la disolución de ácido acético el pH ha aumentado desde 2,29 a 3,59 y, al mismo tiempo, el grado de disociación se ha reducido de 0,0344 casi a cero (0,00067). Este es un hecho muy importante, en las disoluciones amortiguadoras el grado de disociación del ácido débil (o base débil) es prácticamente nulo. Más adelante veremos que esta es una aproximación que suele hacerse siempre y facilita mucho el cálculo del pH de las disoluciones amortiguadoras.

Bueno, ya tenemos la disolución amortiguadora, ¿cómo cambiará el pH si añadimos cantidades moderadas de un ácido fuerte como HCl o de una base fuerte como NaOH?

En la imagen anterior se compara el efecto de la adición de NaOH sobre el pH de agua y de una disolución amortiguadora fórmico/formiato (volumen 1 litro y las concentraciones iniciales de fórmico y de formiato de sodio eran 0,15 M y 0,10 M, respectivamente). Se puede comprobar que en el caso del agua pura el pH sube rápidamente. Con la adición de 1 g de NaOH el pH sube desde 7,00 hasta 12,10. Sin embargo, en el caso de la disolución amortiguadora el comportamiento es completamente diferente. Aquí el pH sube lentamente, siendo capaz de admitir hasta 5 g de NaOH con una subida del pH de 1,1 unidades.

La capacidad amortiguadora de este tipo de disoluciones se mide por la cantidad de base o ácido que es capaz de admitir con un cambio del pH de una sola unidad. Evidentemente la capacidad amortiguadora depende de la concentración de la disolución. Cuanto mayor es la concentración de la disolución mejor amortigua la adición de bases o ácidos.

Cálculo del PH de una disolución amortiguadora

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

En la disolución acuosa de un ácido débil el grado de disociación es pequeño, sin embargo, si a ella le añadimos una sal que contenga su base conjugada, ese pequeño grado de disociación prácticamente se anula. Según hemos indicado, este hecho es consecuencia del efecto del ion común. Si en una disolución de ácido acético añadimos iones acetato, el Principio de Le Chatelier nos indica que el equilibrio se desplaza de derecha a izquierda. Esto nos indica que en una disolución amortiguadora la concentración de ácido en el equilibrio es prácticamente igual a su concentración inicial. Por otra parte, la concentración de base conjugada en el equilibrio es prácticamente igua a la concentración de la sal.

Esta aproximación realizada sobre las concentraciones del ácido y su base conjugada (extensible al caso de una base y su ácido conjugado), nos permite calcular fácilmente el pH de una disolución amortiguadora. En el caso de una disolución amortiguadora formada por un ácido débil y una sal que contenga su base conjugada se cumplirá:

En el caso de una disolución amortiguadora formada por una base débil y una sal que contenga su ácido conjugado se cumplirá:

Teniendo en cuenta que 14-pOH = pH y que 14-pKb=pKa se vuelve a obtener la misma expresión que en el caso anterior.

Consecuencias:

1.- Puede comprobarse que si preparamos una disolución amortiguadora que tenga las mismas concentraciones del ácido (o la base) y la sal, se cumplirá que:

pH = pKa

Esto nos permite seleccionar el sistema amortiguador adecuado dependiendo del rango de pH que queramos mantener constante. Por ejemplo, si queremos mantener el pH entre 4,5 y 5,0, una buena elección sería el sistema acético/acetato porque el pKa del ácido acético es 4,74. Sin embargo, si queremos mantener el pH entre 9,0 y 10,0; una buena elección sería el sistema amoniaco/cloruro de amonio porque el pKa del ion amonio es 9,26.

Si queremos que el pH de la disolución amortiguadora sea una unidad mayor que el pKa, la concentración de la sal tendrá que ser 10 veces mayor que la del ácido (o base). Si queremos que el pH sea una unidad menor que el pKa, la concentración del ácido (o base) tendrá que ser 10 veces mayor que la de la sal.

2.- El pH de la disolución amortiguadora depende la proporción entre las concentraciones de ácido (o base) y sal, no de sus concentraciones absolutas.

3.- Cuando se añaden ácidos o bases fuertes, cambian las concentraciones de ácido (o base) y de sal en la disolución amortiguadora. Esto provoca que también cambie el cociente entre ellas. Sin embargo, el pH depende del logaritmo del cociente de concentraciones y no cambiará significativamente hasta que uno de los factores se aproxime a cero.

 

En las siguientes tareas de VIRTUAL LAB podrá poner en juego todo lo que ha aprendido

 

 

 

BUFFER EN LA SANGRE

Mathematical modeling of acid-base physiology

El equilibrio ácido/base en la sangre lo podemos entender en dos pasos. El dióxido de carbono está en equilibrio con el ácido carbónico (K1) y, a su vez, el ácido carbónico está en equilibrio con los iones bicarbonato (Ka). Los valores de dichas constantes de equilibrio están indicados a 37 ºC, temperatura normal del cuerpo humano.

Si se suman ambos equilibrios podemos establecer un equilibrio único que relaciona directamente el dioxido de carbono con los iones bicarbonato (K). En esta constante la concentración de dióxido de carbono en la sangre la podemos sustituir por su presión parcial en la fase gaseosa con ayuda de la Ley de Henry. Por último podemos despejar la concentración de protones y determinar el pH de la sangre.

Para valores habituales de concentración de bicarbonato 0,024 M, presión parcial de dióxido de carbono 40 mmHg, esta expresión arroja un valor 7,4 para el pH de la sangre.

Como puede apreciarse, el pH de la sangre depende de la concentración de iones bicarbonato y de la presión parcial de dióxido de carbono, que a nivel del mar se mantiene constante (40 mmHg). La relación entre ambos componentes del sistema buffer se mantiene prácticamente constante porque sus concentraciones son muy grandes comparadas con las cantidades de ácido que aportan las actividades cotidianas.

Si se añade ácido a la sangre como resultado de algún proceso metabólico, los iones hidronio se combinan con los iones bicarbonato, forman ácido carbónico y éste se descompone en agua y dióxido de carbono que es exhalado en la respiración. Hay una disminución de la concentración de bicarbonato (muy pequeña en comparación con la concentración total) pero la presión parcial de dióxido de carbono no cambia. El resultado es una pequeña disminución en el pH.

Si se añade una base a la sangre aumenta la concentración de iones bicarbonato. En ese caso los riñones se encargan de regular su concentración.

A medida que nos elevamos en la atmósfera terrestre disminuye la presión parcial de dióxido de carbono, en consecuencia el pH de la sangre aumenta.

 

Chemistry Libre Texts

Capítulo 1

Physical vs. Chemical Change

Classification of Matter

Mixtures and Compounds

Paper Chromatography of Ink

Phases of Water

Capítulo 2

Alpha, Beta, and Gamma Rays

Rutherford Experiment

Atomic Notation

Isotopes

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Trabajando con CURSO DE INTRODUCCION EN QUIMICA GENERAL (Universidad Valladolid)

Nomenclatura

Estructura atómica

Propiedades periódicas

Estequiometría

Test

Trabajando con Alonsofórmula Formulación Química Inorgánica

Trabajando con Alonsofórmula Formulación Química Orgánica

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