Búferes

Búferes

Cuando se agrega un ácido Arrhenius (HA) al agua, se disocia en su base conjugada (A^-) y un catión de hidrógeno (H⁺).

HA + H_{2 O →}H⁺_(aq) + A^-_(aq)

La cantidad de iones de hidrógeno presentes en la solución determina la acidez de la solución, donde más iones de hidrógeno indican un pH más bajo o más ácido. De manera similar, cuando se agrega una base fuerte de Arrhenius (BOH) al agua, se disocia en su ácido conjugado (B⁺) y un ion hidróxido (OH^-).

BOH + H₂O → B⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Generalmente, la adición de ácidos o bases fuertes a una solución cambia drásticamente el pH porque el ácido o la base reacciona con las moléculas de agua en la solución, aumentando la concentración de iones de hidrógeno o iones de hidróxido. Sin embargo, este cambio en el pH se puede mitigar utilizando un tampón. Los tampones son soluciones que trabajan para mantener un pH constante en un sistema, independientemente de la adición de ácidos o bases fuertes.

La mayoría de las veces, los componentes de un tampón son el par ácido-base conjugado de un ácido débil o una base débil. Por esta razón, los ácidos o bases fuertes que se disocian completamente en el agua hacen tampones muy pobres y los ácidos o bases débiles que se disocian parcialmente hacen mejores tampones. Cuando el tampón está presente, el ácido fuerte o la base no reacciona con las moléculas de agua presentes en la solución y, en cambio, reacciona con el ácido débil / base conjugada. Esto da como resultado poco o ningún cambio en el pH de la solución.

El efecto común de los iones

Un tampón funciona a través de un fenómeno llamado efecto iónico común. El efecto de iones comunes ocurre cuando un ion dado se agrega a una mezcla en equilibrio que ya contiene el ion dado. Cuando esto sucede, el equilibrio se aleja de la formación de más de ese ion.

Por ejemplo, el ácido acético (CH₃COOH) se disocia ligeramente en el agua, formando el ion acetato (CH₃COO^-) y el ion hidrógeno.

CH₃COOH(_aq) H₂O ⇔ H⁺_(aq) + CH₃COO^-_(aq)

Si se agrega más ion acetato del acetato de sodio soluble, la posición de equilibrio se desplaza hacia la izquierda para formar más ácido acético no disociado y la concentración de iones de hidrógeno disminuye. Aquí, el ion común, el acetato, suprime la disociación del ácido acético.

Un tampón debe contener altas concentraciones de los componentes ácidos (HA) y básicos (A^-) para tampón una solución. Si la cantidad de iones de hidrógeno o hidróxido añadidos al tampón es pequeña, hacen que una pequeña cantidad de un componente del tampón se convierta en el otro. Siempre que la concentración de iones añadidos sea mucho menor que las concentraciones de HA y A^- ya presentes en el tampón, los iones añadidos tendrán poco efecto sobre el pH, ya que son consumidos por uno de los componentes del tampón. Cuando la concentración de hidrógeno o hidróxido excede las concentraciones del ácido y su base conjugada, se pierde el efecto amortiguador y el pH cambiará.

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

La constante de disociación, K_a, de un ácido débil se calcula utilizando las concentraciones del ácido no disociado HA y las concentraciones de los iones de hidrógeno y la base conjugada, A^-.

Los valores más altos de K_a representan ácidos más fuertes, mientras que los valores más bajos de K_a representan ácidos más débiles. Para determinar la concentración de iones de hidrógeno, se reorganiza la ecuación. De esta forma, está claro que la proporción de especies ácidas con respecto a las especies básicas es importante para determinar la concentración de iones de hidrógeno y, por extensión, el pH.

Tomando el logaritmo común negativo de ambos lados se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

La ecuación de Henderson-Hasselbalch permite calcular el pH del tampón directamente, sin tener que calcular primero la concentración de iones de hidrógeno.

Por ejemplo, se puede utilizar para determinar el pH de un tampón de 1 L después de añadir 0,02 moles de una base fuerte. La base fuerte se disocia completamente, por lo que la concentración de iones hidroxilo agregados es de 0,02 M. Esto disminuirá la concentración del ácido en 0,02. Suponiendo que la concentración original de los componentes ácido (HA) y base (A^-) es cada uno de 0,5 M, la nueva concentración de base aumenta en 0,02 M a 0,52 M, mientras que la concentración de ácido disminuye en 0,02 M a 0,48 M. Conociendo el pK_a del componente ácido del tampón, podemos sustituir estas nuevas concentraciones de componentes en la ecuación de Henderson-Hasselbalch para determinar el pH.

Esto es útil para determinar la capacidad del tampón, o la cantidad de ácido fuerte o base fuerte que se puede agregar a un tampón sin afectar significativamente el pH.

Capacidad del búfer

La capacidad del tampón es la medida de la capacidad de un tampón para resistir el cambio de pH. Esta capacidad depende de la concentración de los componentes tampón, es decir, el ácido y su base conjugada. Una mayor concentración de tampón tiene una mayor capacidad tampón. Esto significa que habría que añadir una mayor cantidad de iones de hidrógeno, o un ácido más fuerte, para alterar el equilibrio y cambiar el pH del tampón.

La capacidad del tampón también se ve afectada por las concentraciones relativas de los componentes del tampón. El tampón es más eficaz cuando las concentraciones de los componentes son similares. Si la proporción de componentes tampón es similar, entonces la relación de concentración de componentes no cambia significativamente cuando se agrega ácido o base; Se deben agregar grandes cantidades de ácido o base para compensar la proporción y cambiar el pH.

El pH del tampón difiere de su capacidad tampón. El rango de pH es el rango en el que el tampón es efectivo. Por lo general, los tampones tienen un rango utilizable dentro de 1 unidad de pH del pK_a del componente ácido del tampón.

Referencias

1. Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Química y reactividad química. Belmont, CA: Brooks/Cole, Cengage Learning.
2. Silberberg, M.S. (2009). Química: La naturaleza molecular de la materia y el cambio. Boston, MA: McGraw Hill.